Часть II. НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ

В атомах s-элементов электроны заполняют s-подуровень внешнего уровня. В периодической системе есть 14 s-элементов (включая водород и гелий). Они, в частности, образуют IA и IIA группы периодической системы.

Элементы IA группы, называемые щелочными металлами, имеют электронную формулу ns1. Они являются сильными восстановителями. Для них характерна степень окисления +1. В этой степени окисления атомы щелочных металлов устойчивы и восстанавливаются с большим трудом. В природе щелочные металлы находятся в виде соединений - солей: хлоридов, сульфатов, карбонатов, силикатов и т.д. Из-за устойчивости соединений щелочных металлов в их степени окисления +1, эти металлы можно получить лишь электролизом расплавов их солей или действием более сильных восстановителей. Например, натрий получают электролизом расплава NaCl, а калий - пропусканием паров натрия через хлорид калия при 800оС:

Щелочные металлы мягкие, легко режутся ножом, на свежем срезе имеют серебристую окраску. Все они легкие и легкоплавкие металлы с хорошей электропроводностью. В парообразном состоянии атомы щелочных металлов образуют молекулы Э2, например, Na2. В кристаллическом состоянии для щелочных металлов характерны объемно-центрированные кубические решетки.

Щелочные металлы весьма активны. Их активность увеличивается в ряду от лития к францию, с увеличением их радиусов и уменьшением их потенциалов ионизации. Кислород воздуха окисляет их при обычной температуре:

поэтому их хранят под слоем углеводорода (керосина).

При сгорании щелочные металлы образуют оксиды Li2O, пероксиды Na2O2, супероксиды KO2:

Щелочные металлы активно реагируют с неметаллами (галогенами, водородом, серой, фосфором и др.). Например:

Щелочные металлы реагируют с водой, образуя соответствующие гидроксиды и водород, а поскольку реакция экзотермическая, то выделяющийся водород самовоспламеняется:

Химические свойства соединений щелочных металлов

Гидриды щелочных металлов - солеобразные вещества - например, Na+1Н-1, взаимодействуют с водой и кислотами:

Оксиды щелочных металлов являются активными основными оксидами:

Гидроксиды щелочных металлов являются растворимыми гидроксидами - щелочами. При этом их степень диссоциации увеличивается от LiOH к CsOH.

Пероксиды Na2O2 и супероксиды KO2 являются сильными окислителями, они разлагаются водой с образованием H2O2 и O2:

Соли щелочных металлов хорошо растворяются в воде (кроме солей лития). Соли лития окрашивают пламя горелки в карминово-красный цвет, соли натрия - в желтый цвет, соли калия - в светло-фиолетовый цвет. Соли щелочных металлов со слабыми кислотами гидролизуются, создавая щелочную среду.

NaCl - поваренная соль. Человек потребляет 5-10 кг соли в год. NaNO3 - азотное удобрение. Сода Na2CO3 используется в производстве стекла, мыла, в текстильной и бумажной промышленности. Избыток солей натрия в почве - засоление почв - снижает их плодородие. Соли калия KCl, KNO3, KPO3 являются удобрениями.

Элементы IIA группы имеют электронную формулу ns2. Все они являются металлами, сильными восстановителями, несколько менее активным, чем щелочные металлы. Для них характерна степень окисления +2 и валентность 2. При образовании ковалентной связи происходит s®p возбуждение электрона и sp-гибридизация АО. Элементы IIA группы можно разделить на три части: 1) щелочноземельные металлы Ca, Sr, Ba, Ra, основания которых являются щелочами, 2) Мg, основание которого мало растворимо в воде, 3) Ве, основание которого является амфотерным основанием. В природе элементы IIA группы находятся в виде солей: сульфатов, карбонатов, фосфатов, силикатов. Эти элементы получают электролизом расплавов их солей. Элементы IIA группы представляют собой легкие серебристые металлы, более твердые, чем щелочные металлы.

Элементы IIA группы - менее активные восстановители, чем щелочные металлы. Их восстановительные свойства увеличиваются от бериллия к радию. Кислород воздуха окисляет Ca, Sr, Ba, Ra при обычной температуре. Mg и Be покрыты оксидными пленками и окисляются кислородом только при нагревании:

Активные восстановители, металлы IIA группы, реагируют с неметаллами (например, с хлором), водой, кислотами:

Гидриды щелочноземельных металлов являются ионными солеобразными соединениями и взаимодействуют с водой и кислотами:

Оксиды щелочноземельных металлов Ca, Sr, Ba, Ra растворяются в воде c образованием щелочей. Оксид магния - мало растворим в воде и имеет только основные свойства. Нерастворимый в воде оксид бериллия имеет амфотерные свойства.

Гидроксиды Ca, Sr, Ba, Ra являются щелочами, гидроксид Mg - малорастворимый основной гидроксид, гидроксид Be - амфотерный гидроксид.

Карбонаты и сульфаты элементов IIA группы малорастворимы в воде. Карбонаты растворяются в кислотах:

Содержание ионов Ca2+ и Mg2+ обуславливает жесткость воды: временную, если есть гидрокарбонаты Ca и Mg, и постоянную, если в воде есть хлориды или сульфаты Ca и Mg. При кипячении жесткая вода смягчается за счет уменьшения временной жесткости воды:

Жесткость воды (Ж) измеряется в миллимолях эквивалентов солей в 1 литре воды: Ж = 1000´Сэ, где Сэ - молярная концентрация эквивалентов (нормальность) солей в воде.

Соли BaCl2 и BaCO3 ядовиты и используются в качестве инсектицидов. Магний является важным конструкционным материалом, является микроэлементом, входит в состав хлорофилла. Гашеная известь используется в строительстве. Соли кальция, например, CaSO4´2H2O - гипс - используется для гипсования засоленных почв.

В атомах р-элементов электроны заполняют р-подуровень внешнего уровня. В периодической системе есть 30 р-элементов. У атомов р-элементов, расположенных в главных подгруппах III - VIII групп. У р-элементов являются валентными не только р-, но и S-электроны внешнего уровня. Высшая степень окисления атомов р-элементов равна номеру группы.

Элементы IIIА группы имеют электронную формулу ns2np1. Они являются значительно менее активными восстановителями, чем щелочноземельные металлы. Для них характерна степень окисления +3, и валентность 3. При образовании ковалентной связи происходит s®p возбуждение электрона и sp2 гибридизация АО. В группе сверху вниз растут металлические свойства элементов, растут восстановительные свойства их атомов. Увеличиваются основные свойства гидроксидов и уменьшаются их кислотные свойства:

Соединения Tl3+ являются сильными окислителями и восстанавливаются до соединений Tl+.

Бор находится в природе в виде соединений, например, буры - Na2B4O7´10H2O. Бор является неметаллом. При нагревании взаимодействует с кислородом:

Оксид бора является кислотным оксидом и растворяется в воде с образованием слабой ортоборной кислоты:

Ортоборная кислота H3BO3 при нагревании последовательно разлагается до метаборной кислоты HBO2, тетраборной кислоты H2B4O7 и борного ангидрида B2O3.

Ортоборная кислота H3BO3 взаимодействует с щелочами и образует соли тетраборной кислоты:

Сильные кислоты при взаимодействии с тетраборатом натрия вытесняют слабую ортоборную кислоту:

Ортоборная кислота взаимодействует с этанолом в присутствии концентрированной серной кислоты с образованием борно-этилового эфира, который горит зеленым пламенем.

Бор является микроэлементом. Микроэлементы (или микроудобрения) - это соединения B, Cu, Mn, Co, Mo и др. Они повышают активность ферментов, катализируют биохимические процессы, способствуют синтезу белков и нуклеиновых кислот, витаминов, сахаров и крахмала, влияют на фотосинтез, ускоряют рост растений и созревание семян. Соединения бора влияют на углеводный обмен и необходимы для нормального роста и образования семян.

В промышленности алюминий получают электролизом расплава боксита Al2O3 в криолите Na3AlF6 при 960оС.

Алюминий покрыт инертной защитной пленкой Al2O3. Без оксидной пленки Al очень активен и взаимодействует с кислородом и водой:

Алюминий взаимодействует с кислотами и щелочами:

Гидроксид алюминия можно получить из солей действием гидроксида аммония или действием недостатка щелочи. Гидроксид алюминия имеет амфотерные свойства.

Соли алюминия гидролизуются. Некоторые из них (Al2S3, Al2(CO3)3) полностью разлагаются водой.

Алюминий используется для получения металлов - метод алюминотермии. Термитная смесь Al + Fe3O4 при поджигании выделяет большое количество энергии, получаемое железо при этом расплавляется.

Алюминий широко применяется как конструкционный материал, а также в электротехнике. Соединения индия и таллия ядовиты. Так сульфат таллия используется как зооцид для борьбы с грызунами.

Элементы IVA группы имеют электронную формулу ns2np2. Углерод и кремний являются неметаллами, германий, олово, свинец - металлами. Для элементов характерны степени окисления +4, +2, 0, -4 и валентность 4. В возбужденном состоянии атомы имеют конфигурацию ns1np3, в этом состоянии для них характерна s1p3-гибридизация.

Оксид углерода(II) СО является безразличным оксидом, также, как и SiO, NO, N2O. Его можно получить:

CO - угарный газ - ядовит, реагирует с гемоглобином, образую карбоксигемоглобин.

Оксид углерода(IV) CO2 - углекислый газ - взаимодействует с водой, образуя слабую, неустойчивую угольную кислоту H2CO3:

CO2 взаимодействует с основаниями, образуя карбонаты и гидрокарбонаты:

В промышленности CO2 получают при обжиге известняка CaCO3, получая негашеную известь СаО, при температуре более 950оС:

В лаборатории CO2 получают в аппарате Киппа, действуя на мрамор соляной кислотой:

Образующийся при этом СО2 очищают от примесей HCl и паров воды, пропуская через раствор гидрокарбоната натрия и концентрированную серную кислоту:

СО2 не горит и не поддерживает горение, его используют для тушения пожара. CaCO3 используют для известкования сильнокислых почв.

В соединениях с металлами углерод проявляет отрицательные степени окисления: Al4+3C3-4, Ca+2C2-1 и др. Ацетиленид (“карбид”) кальция CaC2 получают при высокой температуре сплавлением оксида кальция с углем. При взаимодействии с водой CaC2 образует ацетилен.

Кремний устойчив к кислотам (кроме смеси концентрированных HNO3 и HF), но растворим в щелочах:

Оксид кремния(IV) является кислотным оксидом, но, имея полимерной строение, не растворяется в воде:

Кремниевая кислота, очень слабая и нерастворимая в воде, может быть получена при действии кислот на ее соли - силикаты:

Кремниевая кислота при сильном нагревании разлагается на оксид кремния и воду. Силикаты натрия и калия растворимы в воде, силикаты других металлов - нерастворимы.

Гидроксиды олова и свинца имеют амфотерные свойства. При этом в степени окисления +2 в гидроксидах преобладают основные свойства, а в степени окисления +4 - кислотные.

Соединения Sn2+ имеют восстановительные свойства, а соединения Pb4+ - окислительные:

Элементы VA группы имеют электронную формулу ns2np3. Азот, фосфор и мышьяк являются неметаллами, висмут и сурьма имеют металлические свойства. Наиболее характерные степени окисления: +5, +3, 0, -3. Оксиды Э2О5 имеют кислотные свойства, свойства оксидов Э2О3: кислотные - для N и P, амфотерные - для As и Sb, основные - для Bi.

Азот находится в природе в свободном состоянии в виде N2 (78% атмосферы). Связанный азот накапливается в растительном и животном мире - в организмах животных, например, от1 до 10% азота. Все важнейшие части клеток построены из белковых веществ. Без белка нет жизни, а без азота нет белка.

В промышленности азот получают сжижением воздуха, при последующем нагревании которого первым испаряется азот (tкип = -195,8оС) и лишь после него - кислород (tкип = -183,0оС).

При обычных температурах азот химически инертен, вследствие большой прочности его двухатомных молекул N2, имеющих тройную связь. Азот используется в промышленности для синтеза аммиака и дальнейшего получения азотных удобрений. Синтез аммиака идет при 320 - 1000 атм., при 500-550оС на железном катализаторе.

Соединение азота в степени окисления -3 - аммиак NH3 - является бесцветным газом с резким запахом. Аммиак ядовит, легче воздуха, хорошо растворим в воде (в 1 объеме воды при 20оС растворяется 710 объемов аммиака) с образованием гидроксида аммония, который считается слабым основанием (К = 1,79×10-5):

Основные свойства аммиака проявляются и в реакциях с кислотами:

Аммиак имеет восстановительные свойства (азот - в низшей степени окисления), реагируя с кислородом до азота при горении аммиака на воздухе или до NO в присутствии платинового катализатора при 600оС.

Наличие у атома азота в молекуле аммиака неподеленной пары электронов обуславливает донорные свойства аммиака, образующего комплексные соединения - аммиакаты:

В последней реакции мы получаем оксид азота (I) - N2O, называемый “веселящим” газом. Это безразличный оксид, разлагающийся при нагревании на азот и кислород. Безразличным оксидом является также и оксид азота(II) - NO, получаемый по следующим реакциям:

Оксид азота(II) - NO, бесцветный газ, является восстановителем и легко окисляется кислородом, воздуха до оксида азота(IV) - NO2.

Оксида азота(IV) - NO2 - газ бурого цвета, ядовит. При охлаждении димеризуется в бесцветный оксид N2O4. NO2 - сильный окислитель: уголь, сера, фосфор горят в нем, а оксид серы(IV) SO2 окисляется до оксида серы(VI) SO3. Оксида азота(IV) взаимодействует с водой и щелочами, проявляя кислотные свойства. При этом N+4 диспропорционирует на N+5 и N+3:

Оксид азота (III) N2O3 существует лишь при низких температурах. При t = 3,5oC кипит и разлагается:

Этому оксиду соответствует слабая азотистая кислота HNO2 (K=4×10-4), которая существует лишь в разбавленных растворах и легко разлагается:

Соли азотистой кислоты - нитриты - устойчивы, для них характерны как окислительные, так и восстановительные свойства (азот - в промежуточной степени окисления):

Разложение иодида азота(III) происходит с взрывом:

Гидратным соединением оксида азота(V) N2O5 является азотная кислота HNO3. Получение азотной кислоты и ее солей основано на синтезе аммиака, его окислении до NO, окислении NО до NO2 и взаимодействии NO2 с водой в присутствии кислорода воздуха:

Азотная кислота - сильная кислота, ее соли хорошо растворимы в воде. Азотная кислота и ее соли - нитраты - являются окислителями (азот - в высшей степени окисления). Концентрированная азотная кислота не реагирует с Au и Pt, пассивирует на холоду Fe, Al, Cr, выделяет NO2 с тяжелыми металлами и N2O - с активными металлами:

Разбавленная кислота выделяет NO c тяжелыми металлами и N2 - c активными металлами, очень разбавленная кислота выделяет с активными металлами - NH3 - NH4NO3

Азотная кислота окисляет при нагревании некоторые неметаллы (S, P, C), при этом концентрированная кислота образует NO2, а разбавленная кислота - NO.

Нитраты разлагаются при нагревании. Состав продуктов зависит от положения металла соли в ряду напряжений. При разложении нитратов металлов, стоящих в этом ряду левее магния, образуются нитриты и кислород, стоящих от магния до меди - оксиды металлов, оксид азота (IV) и кислород, стоящих после меди - свободные металлы, оксид азота (IV) и кислород:

Соли азотной кислоты (селитры) и соли аммония являются ценными минеральными удобрениями.

Фосфор - составная часть растительных и животных белков. У растений фосфор сосредоточен в семенах, у животных - в нервной ткани, мышцах, скелете. Организм человека содержит около 1,5 кг фосфора: 1,4 кг - в костях, 130 г - в мышцах и 13 г в нервной ткани. В природе фосфор находится в связанном виде. Важнейшие минералы: апатит Ca5(PO4)3F и фосфорит Ca3(PO4)2. Фосфор может быть получен нагреванием смеси фосфорита, угля и песка в специальной печи:

Фосфор образует несколько аллотропных модификаций: белый, красный и черный фосфор. Наиболее активен белый фосфор, молекулярная кристаллическая решетка которого построена из тетраэдрических молекул Р4. Фосфор используется при производстве фосфорорганических пестицидов (тиофоса, карбофоса, хлорофоса и др.). Красный фосфор, имеющий атомную решетку, используется в спичечном производстве.

Фосфор в степени окисления -3 образует водородное соединение фосфин PH3, аналогичное аммиаку. Эта степень окисления менее характерна для фосфора, чем для азота. Фосфин - ядовитый газ с чесночным запахом, может быть получен из фосфида цинка действием кислот или воды:

Основные свойства фосфина слабее, чем у аммиака:

Соли фосфония в водных растворах неустойчивы:

Фосфин имеет восстановительные свойства (низшая степень окисления фосфора), горит на воздухе:

Фосфид цинка используется в качестве зооцида для борьбы с грызунами.

Оксид фосфора(III) P2O3 (или Р4О6) образуется при окислении фосфора в недостатке кислорода и представляет собой белое кристаллическое вещество, плавящееся при 23,8оС. Этот кислотный оксид взаимодействует с водой, образуя фосфористую кислоту:

Фосфористая кислота в водных растворах существует в виде двух равновесных таутомерных формах:

Под действием щелочей равновесие сдвигается влево, при действии спиртов ROH - вправо. Поэтому фосфористая кислота является слабой двухосновной кислотой, образующей при действии щелочей, например NaOH, кислую соль NaH2PO3 и среднюю соль NaHPO3.

Оксид фосфора(V) P2O5 (или P4O10) образуется при горении фосфора на воздухе.

Твердое кристаллическое вещество Р2О5 гигроскопично и используется как водо-отнимающее средство. При взаимодействии с водой оксид фосфора(V) образует на холоду метафосфорную кислоту НРО3, имеющую полимерное строение, или при нагревании ортофосфорную кислоту Н3РО4.

Осадок метафосфата серебра AgPO3 - белого цвета, осадок ортофосфата серебра Ag3PO4 - желтого цвета. В промышленности фосфорную кислоту получают действием серной кислоты на фосфорит:

Ортофосфорная кислота представляет собой кристаллическое вещество (tпл = 42оС), растворимое в воде. Как трехосновная кислота средней силы диссоциирует ступенчато. Различают средние соли - фосфаты (Na3PO4) и кислые соли - гидрофосфаты (Na2HPO4) и дигидрофосфаты (NaH2PO4). Растворимы в воде фосфаты и гидрофосфаты щелочных металлов и аммония. Все дигидрофосфаты растворимы в воде.

Многие фосфаты используются в качестве удобрений: фосфоритная мука Ca3(PO4)2 и преципитат CaHPO4 (на кислых почвах), суперфосфат Ca(H2PO4)2´2CaSO4, двойной суперфосфат Ca(H2PO4)2.

VIA группу образуют четыре неметалла: кислород, сера селен, теллур, называемые халькогенами, и радиоактивный металл полоний. Атомы элементов VIA группы имеют электронную формулу ns2np4. Для них характерны степени окисления -2, 0, +4, +6. У атома кислорода отсутствуют 2d-орбитали, поэтому его валентность равна двум. Наличие d-орбиталей у атомов других элементов позволяет им иметь валентности два, четыре или шесть.

Кислород - самый распространенный элемент, на его долю приходится 47,2% по массе литосферы и атмосферы вместе взятых. Кислород взаимодействует с большинством химических элементов. Белки, жиры и углеводы являются органическими кислородосодержащими веществами. Как животные, так и растения при дыхании поглощают атмосферный кислород. Теплокровные животные погибают без кислорода в течении нескольких минут. С участием кислорода идет минерализация растительных или животных остатков в почве до NH3, CO2 и H2O. Без аэрации почва не может быть плодородной.

Кислород представляет собой газ без цвета, без вкуса, без запаха. Кислород может быть получен при сжижении и разделении воздуха. В лаборатории кислород получают разложением перманганата калия или разложением хлората калия - бертолетовой соли:

Известны две аллотропические модификации кислорода: кислород О2 и озон О3. Озон может быть получен из кислорода под действием электрического разряда или ультрафиолетового излучения:

Озон - сильный окислитель. его активность обусловлена распадом его молекул с образованием атомарного кислорода, который более активен, чем молекулярный кислород:

Молекулярный кислород (степень окисления равна нулю) является активным окислителем. Кислород в низшей степени окисления -2 (в оксидах, в воде) окислителем быть не может. В промежуточной степени окисления -1, например, в пероксиде водорода, кислород может иметь как окислительные, так и восстановительные свойства. С сильными окислителями пероксид водорода проявляет восстановительные свойства, окисляясь до кислорода О2.

С сильными восстановителями пероксид водорода проявляет окислительные свойства. Кислород при этом восстанавливается до степени окисления -2.

Пероксид водорода может быть получен действием кислот на пероксиды металлов:

Окислительная активность пероксида водорода, обуславливающая его обеззараживающие свойства, связана с образованием в момент выделения атомарного кислорода:

В природе сера встречается в самородном состоянии и в виде минералов, таких как пирит FeS2, мирабилит Na2SO4×10H2O, гипс CaSO4×2H2O, и др. Сера входит в состав белков растений и животных. При разложении (гниении) мяса, рыбы, яиц выделяется сероводород H2S, имеющий неприятный запах. Соединения, содержащие серу, обуславливают горький вкус лука, чеснока, хрена. Элементарная сера не токсична для человека, но имеет фунгицидные свойства. В промышленности серу получают очисткой, перегонкой самородной серы или при разложении пирита:

Чистая сера - хрупкое кристаллическое вещество желтого цвета. Сера имеет несколько аллотропических модификаций: ромбоэдрическую, призматическую, пластическую. Аллотропия серы обусловлена различной структурой кристаллов, построенных из восьмиатомных молекул S8. В расплаве серы существуют молекулы S8, S6, в парах серы - молекулы S6, S4, S2. Сера является типичным неметаллом. Она реагирует с металлами, проявляя окислительные свойства:

Реагируя с более активными неметаллами сера проявляет восстановительные свойства, например, сера горит:

В низшей степени окисления -2 сера образует соединения с водородом - сероводород H2S и с металлами - сульфид натрия Na2S и др.

Сероводород - бесцветный газ с неприятным запахом. В водных растворах (с концентрацией менее 0,1М) ведет себя как слабая двухосновная кислота:

Сероводород имеет восстановительные свойства. На воздухе горит, окисляясь до оксида серы (IV):

При недостатке кислорода H2S окисляется до свободной серы:

Многие окислители (перманганат калия, дихромат калия, хлор, азотная кислота и др.) окисляют сероводород до свободной серы:

Cульфиды тяжелых металлов малорастворимы в воде и имеют характерные окраски: ZnS - белый, MnS - розовый, CdS - желтый, Sb2S3 - оранжевый, SnS - коричневый, CuS - черный.

В степени окисления +4 сера образует оксид SO2, сернистую кислоту H2SO3, и соответствующие ей соли - сульфиты, например сульфит натрия Na2SO3. Оксид серы (IV) SO2 (сернистый газ) получают в промышленности при горении серы и обжиге пирита:

В лаборатории SO2 получают действием соляной кислоты на сульфит натрия:

При растворении SO2 в воде образуется слабая двухосновная сернистая кислота H2SO3:

Соединения серы в этой промежуточной степени окисления могут иметь как окислительные, так и восстановительные свойства:

При окислении оксида серы (IV) кислородом в присутствии катализатора (Pt, V2O5 или NO) образуется оксид серы (VI) SO3. Растворение SO3 в воде приводит к образованию серной кислоты H2SO4.

Серная кислота - тяжелая, бесцветная, маслянистая жидкость. Концентрированная 98% H2SO4 имеет плотность 1,84 г/см3. 100% H2SO4 называется моногидрат. Раствор серного ангидрида SO3 в моногидрате называется олеум H2SO4×SO3 = H2S2O7. Серная кислота сильная двухосновная кислота, образующая средние соли - сульфаты (Na2SO4) и кислые соли - гидросульфаты (NaHSO4). Серная кислота энергично реагирует с водой, образуя гидраты. Она поглощает пары воды из воздуха, отнимает воду от углеводов (сахара, клетчатки) обугливая их:

При разбавлении концентрированной серной кислоты нельзя наливать воду в кислоту, можно осторожно наливать кислоту в воду.

Серная кислота является окислителем. Разбавленная серная кислота реагирует с металлами, стоящими в ряду напряжения до водорода, образует соли и вытесняет водород.

Концентрированная кислота реагирует с большинством металлов (кроме Pt и Au) с образованием солей и выделением продуктов восстановления S+6: оксида серы (IV) - с тяжелыми металлами, серы - с активными металлами, сероводорода - с щелочными и щелочноземельными металлами. Концентрированная серная кислота на холоду пассивирует железо, алюминий и хром.

Концентрированная серная кислота окисляет и некоторые неметаллы:

Атомы галогенов, образующих VIIA группу, имеют электронную конфигурацию ns2np5. Все галогены являются активными неметаллами, окислителями. Их активность уменьшается в ряду F>Cl>Br>I>At. Характерные степени окисления галогенов: -1, 0, +1, +3, +5, +7. Однако у фтора, наиболее активного неметалла, есть лишь степени окисления -1 и 0. Электронная формула атома водорода 1s1. С галогенами его объединяет способность принимать один электрон и образовывать стабильную электронную оболочку 1s2. Поэтому часто водород располагают вместе с галогенами в VIIA группе.

Водород занимает особое положение среди других элементов периодической системы. Подобно атомам щелочных металлов атом водорода способен отдавать один электрон, проявляя восстановительные свойства, и образовывать положительно заряженный ион. Подобно галогенам, водород может проявлять и окислительные свойства и образовывать гидриды, например, NaH, сходные с соответствующими галогенидами. Водород, подобно галогенам, образует двухатомные молекулы Н2. В органических соединениях атомы галогенов могут замещать атомы водорода: CH4 - CH3Cl - CH2Cl2 и т.д. Отсутствие внутренних электронных оболочек у атома водорода обуславливает его способность к образованию водородных связей.

В промышленности водород получают конверсией природного газа в присутствии катализатора при температуре 800-900оС:

В лаборатории водород получают действием соляной кислоты на цинк в аппарате Киппа:

Водород представляет собой легкий газ без цвета, без запаха. Водород растворяется в некоторых металлах: в одном объеме палладия растворяется 900 объемов водорода.

Окислительные свойства водород проявляет при взаимодействии с активными металлами с образованием ионных солеобразных гидридов:

Восстановительные свойства водород проявляет при взаимодействии с неметаллами:

Смесь водорода и кислорода загорается со взрывом, чистый водород горит беззвучно.

Гидриды активных металлов разлагаются при действии воды или кислот:

Фтор является наиболее активным неметаллом, сильным окислителем. Фтор - зеленовато-желтый газ с резким запахом. В атмосфере фтора горят многие металлы и неметаллы с образованием соответствующих фторидов. Фтор взаимодействует с водородом с взрывом в темноте и при низких температурах:

Фтороводородная (плавиковая) кислота является слабой кислотой. Молекулы HF связаны друг с другом водородными связями, образуя молекулы HnFn, где n=2-6, поэтому плавиковая кислота может образовывать кислые соли, например, KHF2. Фтороводородная кислота ядовита, вызывает ожоги кожи. Плавиковая кислота разрушает стекло, реагируя с оксидом кремния (IV) с образованием газообразного SiF4:

В природе хлор находится в виде хлоридов. В промышленности хлор получают вместе с водородом и гидроксидом натрия при электролизе водного раствора хлорида натрия:

В лаборатории хлор получают при взаимодействии перманганата калия с концентрированной соляной кислотой:

Хлор - тяжелый газ желто-зеленого цвета с резким запахом. Раствор пяти объемов хлора в одном объеме воды называют хлорной водой. Активный окислитель хлор взаимодей

Что делает отдел по эксплуатации и сопровождению ИС? Отвечает за сохранность данных (расписания копирования, копирование и пр.)...

Что будет с Землей, если ось ее сместится на 6666 км? Что будет с Землей? - задался я вопросом...

Что вызывает тренды на фондовых и товарных рынках Объяснение теории грузового поезда Первые 17 лет моих рыночных исследований сводились к попыткам вычислить, когда этот...

ЧТО И КАК ПИСАЛИ О МОДЕ В ЖУРНАЛАХ НАЧАЛА XX ВЕКА Первый номер журнала «Аполлон» за 1909 г. начинался, по сути, с программного заявления редакции журнала...

Не нашли то, что искали? Воспользуйтесь поиском гугл на сайте: