Если у вас возникли сложности с курсовой, контрольной, дипломной, рефератом, отчетом по практике, научно-исследовательской и любой другой работой - мы готовы помочь.
Предоплата всего
Подписываем
ЕЛЕМЕНТИ СЬОМОЇ ГРУПИ (ГОЛОВНА ПІДГРУПА)
Головну підгрупу сьомої групи складають елементи: Флюор, Хлор, Бром, Іод і Астат (отриманий штучно в невеликих кіль костях), їх називають галогенами («солетворні»). Це р-елементи. Електронна конфігурація зовнішнього енергетичного рівня ns2np5. Атоми галогенів на зовнішньому енергетичному рівні мають по сім електронів.
1. Окисні властивості галогенів слабшають від Флюору до Астату, оскільки збільшується радіус атомів. Флюор — найсильніший окисник серед неметалів. Цей елемент не може виявляти позитивний ступінь окиснення. Хлор, Бром, Іод у сполуках з більш неметалевими елементами (Флюором, Оксигеном) виявляють позитивні ступені окиснення: +1, +3, +5, +7. На зо внішньому енергетичному рівні в атомів галогенів перебуває один неспарений електрон, тому прості речовини галогенів складаються з двохатомних молекул: F2, Сl2, Вr2 тощо.
.
СІ
2. Реакційна здатність галогенів знижується в ряду F – Cl — Вr — І. Енергія хімічного зв 'язку в молекулах флюору ста новить 159 кДж/моль, хлору — 242,3 кДж/моль, брому — 192,8 кДж/моль, Іоду — 151,0 кДж/моль. Таку аномальну властивість Флюору можна пояснити відсутністю d-підрівня на зовнішньому енергетичному рівні його атома. У молекулі хлору й інших галогенів є вільні d-орбіталі, і тому між атомами вини кає додаткова донорно-акцепторна взаємодія, що підвищує енергію хімічного зв'язку.
Реакційна здатність простих речовин галогенів залежить від міцності зв'язку в їхніх молекулах. Міцність донорно-акцепторних зв'язків у молекулах брому та йоду зменшується.
3. Перебування в природі. У природі галогени зустріча ються у вигляді сполук (солей): натрій хлорид NaCl, калій хло рид КС1, магній хлорид МgС12·6Н2O, сильвініт NаСl·КС1, кар наліт КС1·МgС12·6Н2O. Броміди і йодиди лужних металів міс тяться у водах океанів, морів і озер (КВr, NаВr), у деяких морських водоростях (КІ, NaI).
4. Одержання. Флюор одержують електролізом розплавів його солей у свинцевій апаратурі. Хлор у промисловості одер жують електролізом розчинів або розплавів хлоридів лужних металів. У лабораторії його можна одержати взаємодією хлоридної кислоти з різними окисниками — манган(ІV) оксидом, калій перманганатом КМnO4, бертолетовою сіллю КС1O3:
4НС1 + МnO2 = МnСl2 + С12↑+ 2Н2O;
16НС1 + 2КМnO4 = 2КС1 + 2МnС12 + 5С12↑ + 8Н2O;
6НС1 + КСlO3 = КС1 + 3С12↑ + 3Н2O.
Бром і йод у лабораторії можна одержати аналогічно хлору. У про мисловості бром і йод одержують, витісняючи їх хлором із бро мідів і йодидів:
2КВr + С12↑ = 2КС1 + Вr2; 2КІ + С12↑ = 2КС1 +I2.
5. Фізичні властивості. При звичайних умовах флюор — газ світло-жовтого кольору, хлор — газ жовто-зеленого кольору, бром — червоно-бура рідина, йод— чорно-фіолетова тверда речо вина. Галогени мало розчиняються у воді. Один об'єм води роз чиняє при звичайних умовах близько 2,5 об'ємів хлору. Цей роз чин називається хлорною водою. Флюор не може бути розчинений у воді, оскільки енергійно розкладає її:
2F2↑ + 2Н2O = 4НF + O2↑.
Бром і йод краще, ніж у воді, розчиняються в органічних роз чинниках: етиловому спирті, естері, бензені. Йод при нагріван ні не плавиться, а перетворюється на пару фіолетового кольору (сублімація). При охолоджуванні цих парів утворюються крис тали йоду.
6. Хімічні властивості.
6.1. Галогени енергійно взаємодіють з металами, виявля ючи ступінь окиснення -1. При цьому утворюються солі (флюориди, хлориди, броміди, йодиди):
Са + F2↑ = СаF2.
6.2. З Гідрогеном галогени утворюють газоподібні галогеноводні. Реакція між воднем і флюором перебігає з вибухом. Утворювання бромоводню НВr і йодоводню НІ відбувається при нагріванні.
6.3. Флюор енергійно взаємодіє з неметалами і навіть з дея кими інертними газами:
2Р + 5F2↑ = 2РF5, Хе↑ + 2F2↑ = ХеF4 (рд.).
Хлор реагує з неметалами, але менш енергійно: 2Р + 3С12↑ = 2РС13.
Бром і йод взаємодіють з неметалами при нагріванні:
2Р + 3Вr2 = 2РВr3, 2Р + 3І2 = 2РІ3.
6.4. Активність галогенів добре виявляється при їхньому розчиненні у воді. Вода горить в атмосфері флюору. Хлор всту пає в реакцію з водою при освітленні, утворюючи дві кислоти — хлоридну НС1 і гіпохлоритну НСlO: С12↑ + Н2O = НС1O + НС1. Хлор взаємодіє з розчином натрій гідроксиду, утворюючи солі зазначених кислот: С12↑ + 2NаОН = NаСl + NaClO + Н2O. Отриманий розчин називається жавелевою водою. Бром вступає в реакцію з водою повільно, утворюючи бромідну НВr і гіпобромітну НВrО кислоти:
Вr2 + Н2O = НВr + НВrО. Йод з водою не взаємодіє.
6.5. Галогени окиснюють складні речовини:
2FеС12 + С12↑ = 2FеС13,
Н2S↑ + С12↑ = 2НС1↑ + S↓;
Nа2SO3 + Вr2 + Н2O = Nа2SO4 + 2НВr;
Н2S↑ + I2 = S↓ + 2НI↑.
Хімічна активність Флюору най більша серед галогенів.
7. Застосування. Флюор як просту речовину застосовують рідко. Його використовують для виробництва деяких пластмас (полімер тефлон, що має високу хімічну стійкість), мастил, рі дин (холодоагентів) для холодильних машин. Бром використо вують для одержання аргентум броміду АgВr, який застосову ють у кіно- і фотопромисловості. Йод застосовують у медицині для готування антисептичного засобу.
8. Водневі сполуки галогенів. У ряду НF — НС1 — НВr — НІ міжядерна відстань збільшується, енергія зв'язку зменшуєть ся, міцність молекул зменшується. При звичайних умовах НF — це рідка речовина (температура кипіння 19,9 °С), оскіль ки його молекули сильно полярні і між ними утворюються вод неві зв'язки. Інші галогеноводні — гази.
8.1. Галогеноводні добре розчиняються у воді: в одному лі трі води при звичайних умовах розчиняється близько 500 л хло роводню. Насичений при 20 С водний розчин хлороводню може містити не більше 42% НС1. Водні розчини галогеноводнів є кислотами: флюороводнева (флюоридна), або плавикова НF, хлороводнева (хлоридна), або соляна НС1, бромоводнева (бромідна) НВr, йодоводнева НІ (йодидна). Сила кислот збільшуєть ся в ряду НF — НС1 — НВr — НІ.
4НF + SіO2 = 2Н2O + SіF4↑, тому її не можна збе рігати в скляному посуді.
8.4. Флюороводень одержують взаємодією Н2SO4 і кальцій
флюориду: Н2SO4 + СаF2 = СаSO4 + 2НF↑. Хлороводень одержують у промисловості шляхом скраплення водню в атмосфері
хлору, а в лабораторії — дією концентрованої сульфатної кислоти на твердий натрій хлорид: Н2SO4 + 2NаС1 = Na2SO4 + 2НС1↑.
Бромоводень і йодоводень одержують дією води на фосфор(III)
бромід і фосфор(III) йодид: 3Н2O + РВr3 = Н3РO3 + 3НВr↑,
3Н2O + РІ3 = Н3РO3 + 3НІ↑.
9. Оксигенові сполуки Хлору.
Хлор не взаємодіє безпосередньо з киснем. Його оксиди одержують непрямим шляхом.
9.1. Кислоти. У сполуках з Оксигеном Хлор виявляє пози тивні ступені окиснення: +1, +3, +5, +7. Хлор утворює чотири оксигеновмісні кислоти: гіпохлоритну НСlO, хлоритну НСlO2, хлоратну НС1O3 і хлорну (перхлоратну) НСlO4. Ці кислоти є одноосновними. Зі збільшенням числа атомів Оксигену (зі збіль шенням ступені окиснення Хлору) міцність зв'язку Н—О слаб шає і, отже, сила кислот зростає: НСlO — слабка кислота, НСlO2 — кислота середньої сили, НСlO3 — сильна кислота, НСlO4 — найбільш сильна кислота.
Посилення кислотних властивостей,
підвищення стійкості
НСlO, НСlO2, НСlO3, НСlO4
Посилення окисної здатності
Одночасно зі збільшенням ступені окиснення Хлору зростає стійкість аніонів. Так, НСlO і НСlO2 розкладаються, утворюючи атомарний кисень НСlO = НС1 + О↑. Усі оксигеновмісні кислоти Хлору і їхні солі мають окисні властивості. Окисна активність зменшується в ряду: НСlO — НСlO2 — НСlO3 — НСlO4:
NaСlO + 2КІ + Н2O = NаСl + І2↓+ 2КОН.
Кислота НСlO утворюється при взаємодії хлору з водою: С12↑ + Н2O = НС1 + НСlO. Кислота НСlO2 є проміжним продуктом електролізу розчину калій і натрій хлориду. Кислоти НСlO3 і НСlO4 утворюються при дії Н2SO4 на відповідні їхні солі:
Н2SO4 + Ва(СlO3)2 = ВаSO4↓ + 2НСlO3;
Н2SO4 + КС1O4 = КНSO4 + НСlO4.
2 НСlO4 + Р2O5 = 2НРO3 + С12O7.
Хлорний ангідрид — це безбарвна ріди на з температурою кипіння +83 °С. При температурі +120 °С він розкладається.
С12↑+Са(ОН)2 = Са(СlO)С1+ Н2O
Хлорне вапно застосовується як відбілювальний і дезінфікуючий засіб. Воно розкладається під дією води і вуглекислого газу: Са(СlO)С1 + СO2↑ = СаСO3 + С12↑, 2Са(С1O)С1 + Н2O + СO2↑ = СаС12 + СаСO3 + НСlO. Хлорити практичного значення не ма ють. Хлорати утворюються в результаті дії хлору на розчин лугу при нагріванні: 3С12↑ + 6КОН = 5КС1 + КСlO3 + 3Н2O. Калій хлорат (бертолетова сіль) при нагріванні розкладається: 2КС1O3 = 2КС1 + O2↑ (з каталізатором), 4КСlO3 = 3КСlO4 + КС1 (без каталізатора). Хлорати застосовуються для виробництва сірників, солей хлорної кислоти. Перхлорати застосовуються в реактивній техніці. Найбільше значення має калій перхло рат КСlO4.
НЕМЕТАЛИ І ЇХНІ ВЛАСТИВОСТІ
Загальні властивості неметалів
Гідроген
Неметалеві елементи — це ряд р-елементів VII, VI, V, IV груп, Бор — елемент III групи та Гідроген — s-елемент І групи періодичної системи елементів Д. І. Менделєєва. Атоми неметалевих елементів мають на зовнішньому енергетичному рів ні чотири електрони і більше (у Гідрогену — один, у Бору — три). Неметалеві елементи утворюють прості речовини — не метали.
1. Неметали є окисниками. Найсильнішим окисником є Флюор. З типовими металами неметали утворюють сполуки з іонним зв'язком, а з неметалами — сполуки з ковалентним зв'язком. Оксиди і гідроксиди неметалевих елементів виявляють кислотні властивості. Що вище позитивний ступінь окиснення атома, то сильніше виявляються кислотні властивості його оксиду або гідроксиду. Так, сульфатна кислота Н2SO4 сильніше, ніж сульфітна кислота Н2SO3. З Гідрогеном неметали утворюють леткі сполуки: НF, Н2S, NH3, СН4.
2. При звичайних умовах неметали водень, фтор, хлор, ки сень, азот — це газоподібні речовини, бром — рідина, а інші — тверді речовини. Активні неметалеві елементи зустрічаються в природі у вигляді сполук (NаСl, N2, Са3(РO4)2 тощо). Менш ак тивні зустрічаються й у вільному стані (С, S тощо). Одержують неметали електролізом розчинів і розплавів сполук, а також окисненням більш активними окисниками.
Гідроген
Гідроген — s-елемент. Атом Гідрогену має електронну фор мулу 1s1. При одних умовах атом Гідрогену виявляє металеві властивості (виконує роль відновника — віддає електрон), при інших — неметалеві (виконує роль окисника — приймає елек трон). За властивостями він більш подібний до р-елементів сьо мої групи, ніж до s-елементів першої групи. Через це Гідроген умовно розташовують і в сьомій групі періодичної системи елементів Д. І. Менделєєва. Елемент Гідроген утворює просту речо вину водень — неметал, молекула якого двохатомна Н2.
1. Перебування в природі. Гідроген зустрічається в сполу ках: у воді, органічних речовинах. Вміст Гідрогену в земній корі становить 0,15% її маси. У природі Гідроген зустрічається у вигляді двох ізотопів — протію 11Н (99,98%) і дейтерію 12Н (0,02%). Через це звичайна вода містить невелику кількість важкої води. Третій ізотоп водню — тритій 13Н — радіоактив ний. Його період напіврозпаду становить 12,5 років.
2. Одержання водню. Гідроген у лабораторії можна одер жати:
1) взаємодією активного металу з розчинами мінераль них кислот:
Zn + Н2SO4 = Н2↑ + ZnSO4;
2) взаємодією з лугами металів, що утворюють амфотерні гідроксиди:
2А1 + 2NаОН + + 6Н2O = 2Nа[А1(ОН)4] + 3Н2↑;
3) електролізом води.
У промис ловості водень одержують:
1) відновленням водяної пари мета лами або коксом при високій температурі:
3Fе + 4Н2O = Fe3O4 + 4Н2↑,
С + Н2O = СО↑ + Н2↑;
2) електролізом водних розчинів хлоридів активних металів;
3) конверсією (перетворенням) ме тану СН4 з водяною парою:
СН4↑ + 2Н2O = СO2↑ + 4Н2↑
Реакція проходить у присутності нікелевого каталізатора при 1300°С. Цей метод дає змогу використовувати природні гази й одержу вати найдешевший водень.
3. Фізичні властивості водню. Водень — це найлегший газ без кольору, смаку і запаху, легше повітря в 14,5 рази. Малорозчинний у воді (в1л води при 20 °С розчиняється 18 мл водню). При температурі -253 °С переходить у рідкий стан, а при -259 °Ствердне.
4. Хімічні властивості.
4.1. Атом Гідрогену має один електрон. Позитивний іон Н+ — це протон. Гідроген у сполуках може виявляти ступені окиснення +1 і -1: Н0 - e = Н+ - 1317 кДж, Н0 + e = Н- + 66,9 кДж. Атомарний водень активніше молекулярного. Утворю вання молекули водню є екзотермічною реакцією: Н(г) + Н(г) = Н2(г) + 436кДж.
4.2. Водень горить у кисні з виділенням великої кількості
теплоти. Температура воднево-кисневого полум'я сягає 3000°C.
Суміш двох об'ємів водню й одного об'єму кисню вибухонебез печна і називається гримучим газом. При горінні водню в кисні
як і при вибуху гримучої суміші, утворюється вода:
2Н2↑+О2↑= 2Н2O.
4.3. З багатьма неметалами водень утворює газоподібні
сполуки типу ЕН4, ЕН3, ЕН2, ЕН. При нагріванні водень взаємо діє з лугами і лужноземельними металами, утворюючи білі
тверді речовини — гідриди металів (LiН, NаН, КН, СаН2 та ін.).
У цих сполуках метал має позитивний ступінь окиснення,
Гідроген — негативний. Гідриди активних металів є солями.
Вони піддаються повному гідролізу: КН + Н2O = КОН + Н2↑.
Пальник, що працює на атомарному водні, створює температу ру вище 4000° С. Висока температура зумовлена перебігом екзо термічної реакції утворювання молекули водню з атомів.
4.4. Водень виявляє відновлювальні й окисні властивості. При нагріванні водень відновлює багато металів з їхніх оксидів:
СuО + Н2↑ = Сu+ Н2O. У цій реакції водень відновник, віддає один електрон (молекула водню — два електрони): Н02 — 2е = 2Н+, Сu2+ + 2е = Сu0. При утворюванні гідридів металів водень виконує роль окисника. Аніон Н- активний відновник. Гідриди використовують як сильні відновники, а також для одержання водню.
5. Застосування. Водень використовують для промисло вого одержання деяких металів (германію, галію, цирконію, вольфраму, гафнію) з їхніх оксидів, аміаку NH3, хлоридної кис лоти НС1, метилового спирту СН3ОН і багатьох інших речовин. Застосовують водень для одержання високих температур, кис нево-водневим полум'ям ріжуть і зварюють метали. Дейтерій і тритій застосовують в атомній енергетиці.