Підгрупа галогенів

Лекція №3

План лекції

1. Загальна характеристикапідгрупи

2. Знаходження у природі. Історія отримання фтору

3. Методи одержання фтору

4. Фізичні та Хімічні властивостіфтору

5. З'єднання фтору – фториди

6. Фізичні та хімічні властивості фтороводню

7. Кисневі сполуки фтору

8. Застосування фтору та його сполук

9. Знаходження у природі. Істрія одержання хлору

10. Фізичні та хімічні властивості фтору

11. З'єднання хлору – хлориди. Порівняльна характеристикагалогенводнів

12. Кисневі сполуки хлору

13. Застосування хлору та його сполук. Біологічна роль хлору.

14. Знаходження у природі. Історія отримання брому, йоду

15. Фізичні та хімічні властивості брому та йоду

16. З'єднання брому та йоду

17. Застосування брому та йоду

До елементів VII (17) групи головної підгрупи відносяться фтор F, хлор Cl, бром Br, йод I, астат At.

Здебільшого атоми галогенів мають електронну конфігурацію зовнішнього енергетичного рівня – …ns 2 np 5 , де n – головне квантове число (номер періоду). Для атомів галогенів характерні такі ступеня окиснення: для фтору - (-1, 0); для хлору - (-1, 0, +1, +3, (+4), +5, (+6), +7); для брому - (-1, 0, +1, +3, (+4), +5, +7); для астату - (-1, 0, +5).

У табл. 1 представлені основні властивості VII(17) групи головної підгрупи.

У VII групі головній підгрупі зверху донизу ефективний заряд ядра збільшується, орбітальний радіус також збільшується, енергія іонізації зменшується, відновлювальні властивості атомів зростають. Для атомів галогенів характерні високі значення енергії іонізації, тому відновлювальні властивості їм малохарактерны.

У VII групі головній підгрупі зверху вниз ефективний заряд ядра збільшується, орбітальний радіус збільшується, енергія спорідненості з електроном зменшується, окисні властивості атомів зменшуються.

Атом фтору не має вільних d-орбіталей, валентні електрони атома фтору (... 2s 2 2p 5) слабо екрановані від дії ядра, що пояснює невеликий радіус атома фтору та високі значення енергії іонізації та електронегативності. Енергія спорідненості до електрона у атома фтору менша, ніж у атома хлору. Це з невеликим радіусом атома фтору і сильним міжелектронним відштовхуванням при приєднанні електрона до атома.

У VII групі головній підгрупі зверху донизу енергія іонізації зменшується, енергія спорідненості до електрона зменшується, електронегативність зменшується.

У газоподібному, рідкому та твердому стані молекули галогенів двоатомні Г 2 . Дані речовини мають молекулярну кристалічну решітку, і як наслідок цього низькі температури кипіння та плавлення.

У VII групі головній підгрупі зверху донизу температури плавлення та кипіння зростають. Для речовин з молекулярними кристалічними гратами температури плавлення і кипіння залежать від величини енергії міжмолекулярної взаємодії. Оскільки молекули галогенів неполярні, тому їм енергія міжмолекулярного взаємодії залежить від величини поляризуемости. Поляризуемість зростає від F 2 до Cl 2 внаслідок збільшення довжини хімічного зв'язку та загальної кількості електронів.

У вільному вигляді всі галогени пофарбовані: F 2 – блідо-зелений газ; Cl 2 – жовто-зеленого кольору газ; Br2 – червоно-бура рідина; I 2 – тверда речовина сіро-фіолетового кольору; At – сіра речовина із металевим блиском.

Хімічні елементи головної підгрупи ІА групи періодичної системи елементів Д. І. Менделєєва: Li, Na, Rb, Cs, Fr. Назву отримали від гідрооксидів Лужних металів, названих їдкими лугами. Атоми Лужних металів мають зовнішньої оболонці по 1 s-електрону, але в попередньої -2 s- і 6 р-електронів (крім Li). Характеризуються низькими температурами плавлення, малими значеннями густин; м'які, ріжуться ножем. Ступінь окиснення Лужних металів у з'єднаннях завжди дорівнює +1. Ці метали хімічно дуже активні - швидко окислюються киснем повітря, бурхливо реагують із водою, утворюючи луги Me. OH (де Me – метал); активність зростає від Li до Fr.

Літій (лат. - lithium), Li-хімічний елемент першої групи, А-підгрупи періодичної системи Д. І. Менделєєва, відноситься до лужних металів, порядковий номер 3, атомна маса дорівнює 6, 939; за нормальних умов сріблясто-білий, легкий метал. Природний літій складається з двох ізотопів з масовими числами 6 та 7. Цікава деталь: вартість ізотопів літію зовсім не пропорційна їх поширеності. На початку цього десятиліття в США відносно чистий літій-7 коштував майже в 10 разів дорожче за літій-6 дуже високої чистоти. Штучним шляхом отримано ще два ізотопи літію. Час їхнього життя вкрай невеликий: у літію-8 період напіврозпаду дорівнює 0,841 секунди, а у літію-9 0,168 секунди.

Літій – типовий елемент земної кори, порівняно рідкісний елемент. (Зміст 3, 2× 10 -3% по масі), він накопичується в пізніших продуктах диференціації магми - пегматитах. У мантії мало літію - в ультраосновних породах всього 5×10-3% (в основних 1,5×10-3%, середніх – 2×103%, кислих 4×10-3%). Близькість іонних радіусів Li+, Fe 2+ та Mg 2+ дозволяє літію входити до ґрат магнезіально-залізистих силікатів - піроксенів та амфіболів. У гранітоїдах він міститься у вигляді ізоморфної домішки у слюдах. Тільки в пегматитах та біосфері відомо 28 самостійних мінералів літію (силікати, фосфати та ін.). Усі вони рідкісні. У біосфері літій мігрує порівняно слабко, що у живому речовині менше, ніж інших лужних металів. З вод він легко витягується глинами, його відносно мало Світовому океані (1, 5× 10 -5%). У людському організмі (масою 70 кг) – 0,67 мг. літію.

Калій (Kalium) Калій хімічний елемент І групи періодичної системи Менделєєва; атомний номер 19, атомна маса 39, 098; сріблясто-білий, дуже легкий, м'який та легкоплавкий метал. Елемент складається з двох стабільних ізотопів - 39 K (93, 08%), 41 K (6, 91%) та одного слабко радіоактивного 40 K (0, 01%) з періодом напіврозпаду 1, 32× 109 років.

Знаходження в природі Калій - найпоширеніший елемент: вміст у літосфері 2, 50% за масою. У магматичних процесах калій, як і натрій, накопичується в кислих магмах, з яких кристалізуються граніти та ін породи (середній вміст калію 3, 34%). Калій входить до складу польових шпатів та слюд. В основних і ультраосновних породах, багатих на залізо і магній, калію мало. На земній поверхні калій, на відміну натрію, мігрує слабо. При вивітрюванні гірських порідкалій частково перетворюється на води, але звідти його швидко захоплюють організми і поглинають глини, тому води річок бідні калієм й у океан його надходить значно менше, ніж натрію. В океані калій поглинається організмами та донними мулами (наприклад, входить до складу глауконіту); тому океанічні води містять лише 0,038% калію – у 25 разів менше, ніж натрію.

У природі – дев'ятий за хімічною поширеністю елемент (шостий серед металів), перебуває лише вигляді сполук. Входить до складу багатьох мінералів, гірських порід, соляних пластів. Третій за вмістом метал у природних водах: 1 л морської води містить 0,38 г іонів K+. Катіони калію добре адсорбуються ґрунтом і важко вимиваються природними водами. Життєво важливий елементвсім організмів. Іони K+ завжди знаходяться усередині клітин (на відміну від іонів Na+). В організмі людини міститься близько 175 г калію, добова потреба становить близько 4 г. Нестача калію у ґрунті заповнюється внесенням калійних добрив– хлориду калію KCl, сульфату калію K 2 SO 4 та золи рослин.

Цікаві фактиДЛЯ ЧОГО ПОТРІБНИЙ ЦІАНІСТИЙ КАЛІЙ? Для отримання золота і срібла з руд. Для гальванічного золочення та сріблення неблагородних металів. Для одержання багатьох органічних речовин. Для азотування сталі - це надає її поверхні велику міцність. На жаль, ця дуже потрібна речовина надзвичайно отруйна. А виглядає KCN цілком нешкідливо: дрібні кристали білого кольору з коричневими або сірим відтінком.

Цезій Відкритий цезій порівняно недавно, в 1860 р., мінеральних водахвідомих цілющих джерел Шварцвальда (Баден-Баден та ін.). За короткий історичний термін пройшов блискучий шлях - від рідкісного, нікому не веденого хімічного елемента до стратегічного металу. Належить до трудової сім'ї лужних металів, у жилах його тече блакитна кров останнього в роді. . . Втім, це нітрохи не заважає йому спілкуватися з іншими елементами і навіть, якщо вони не такі знамениті, він охоче вступає з ними в контакти та зав'язує міцні зв'язки. В даний час працює одночасно в кількох галузях: в електроніці та автоматиці, в радіолокації та кіно, в атомних реакторах та на космічних кораблях. . . ».

Цезій, як відомо, був першим елементом, відкритим спектральним аналізом. Вчені, однак, мали змогу познайомитися з цим елементом ще до того, як Роберт Бунзен та Густав Кірхгоф створили новий метод дослідження. У 1846 р. німецький хімік Платтнер, аналізуючи мінерал поллуцит, виявив, що сума відомих його компонентів становить лише 93%, але зумів точно встановити, який ще елемент (чи елементи) входить у цей мінерал. Лише у 1864 р., вже після відкриття Бунзена, італієць Пізані знайшов цезій у півлуциті та встановив, що саме з'єднання цього елемента не зміг ідентифікувати Платтнер.

Цікаві факти Цезій та тиск Усі лужні метали сильно змінюються під дією високого тиску. Але саме цезій реагує на нього найбільш своєрідно та різко. При тиску 100 тис. атм. його обсяг зменшується майже втричі – сильніше, ніж в інших лужних металах. Крім того, саме в умовах високого тиску було виявлено дві нові модифікації елементарного цезію. Електричний опір всіх лужних металів із зростанням тиску збільшується; у цезію ця властивість виражена особливо сильно.

Францій Серед елементів, що стоять наприкінці періодичної системи Д. І. Менделєєва, є такі, про які багато чули і знають нефахівці, але є й такі, про які мало що зможе розповісти навіть хімік. До перших відносяться, наприклад, радон (№ 86) і радій (№ 88). До других – їх сусід за періодичною системою елемент № 87 – францій. Францій цікавий з двох причин: по-перше, це найважчий і найактивніший лужний метал; по-друге, францій вважатимуться найнестійкішим із перших ста елементів періодичної системи. У самого довгоживучого ізотопу Франція - 223 Fr - період напіврозпаду складає всього 22 хвилини. Таке рідкісне поєднання в одному елементі високої хімічної активності з низькою ядерною стійкістю визначило труднощі у відкритті та вивченні цього елемента.

Знаходження в природі Крім 223 Fr, зараз відомо кілька ізотопів елемента № 87. Але тільки 223 Fr є в природі у помітних кількостях. Користуючись законом радіоактивного розпаду, можна підрахувати, що грама природного урану міститься 4· 10– 18 г 223 Fr. А це означає, що в радіоактивній рівновазі з усією масою земного урану знаходиться близько 500 г Франція-223. У зникаюче малих кількостях на Землі є ще два ізотопи елемента № 87 – 224 Fr (член радіоактивного сімейства торію) та 221 Fr. Звичайно, що знайти на Землі елемент, світові запаси якого не досягають кілограма, практично неможливо. Тому всі дослідження Франція та його небагатьох сполук були виконані на штучних продуктах.

Цікаві факти Натрій на підводному човні Натрій плавиться за 98°, а кипить лише за 883°C. Отже, температурний інтервал рідкого стану цього елемента досить великий. Саме тому (і ще завдяки малому перерізу захоплення нейтронів) натрії почали використовувати в ядерній енергетиці як теплоносій. Зокрема, американські атомні підводні човни оснащені енергоустановками із натрієвими контурами. Тепло, що виділяється в реакторі, нагріває рідкий натрій, що циркулює між реактором та парогенератором. У парогенераторі натрій, охолоджуючись, випаровує воду, і отримана пара високого тиску обертає парову турбіну. Для тих же цілей використовують метал натрію з калієм.

Неорганічний фотосинтез Зазвичай при окисленні натрію утворюється окис складу Na 2 О. Однак якщо спалювати натрій у сухому повітрі при підвищеній температурі, то замість окису утворюється перекис N 2 О 2. Ця речовина легко віддає свій «зайвий» атом кисню і має тому сильні окислювальні властивості . У свій час перекис натрію широко застосовували для відбілювання солом'яних капелюхів. Зараз питома вагасолом'яних капелюхів у використанні перекису натрію нікчемний; основні кількості її використовують для відбілювання паперу та для регенерації повітря на підводних човнах. При взаємодії перекису натрію з вуглекислим газом протікає процес, зворотний дихання: 2 Na 2 Про 2 + 2 2 → 2 Na 2 CO 3 + О 2, тобто вуглекислий газ зв'язується, а кисень виділяється. Зовсім як у зеленому аркуші!

Натрій і золото До того часу, як був відкритий натрій, алхімія була вже не в честі, і думка перетворювати натрій в золото не розбурхувала уми дослідників природи. Однак зараз заради отримання золота витрачається дуже багато натрію. "Руду золоту" обробляють розчином ціаністого натрію (а його отримують з елементарного натрію). При цьому золото перетворюється на розчинне комплексне з'єднання, з якого його виділяють за допомогою цинку. Золотовидобувачі – серед основних споживачів елемента № 11. промислових масштабахціаністий натрій отримують при взаємодії натрію, аміаку та коксу при температурі близько 800°C.

Кожен школяр знає, що станеться, якщо кинути шматочок натрію у воду. Точніше, не у воду, а на воду, бо натрій легший за воду. Тепла, що виділяється під час реакції натрію з водою, достатньо, щоб розплавити натрій. І ось бігає по воді натрієва кулька, підганяється воднем, що виділяється. Проте реакція натрію із водою – як небезпечна забава; навпаки вона часто буває корисною. Натрієм надійно очищають від слідів води трансформаторні олії, спирти, ефіри та інші органічні речовини, а за допомогою амальгами натрію (тобто сплаву натрію з ртуттю) можна швидко визначити вміст вологи в багатьох сполуках. Амальгама реагує з водою набагато спокійніше, ніж сам натрій. Для визначення вологості до проби органічної речовинидодають певну кількість амальгами натрію і за обсягом водню, що виділився, судять про вміст вологи.

Цілком природно, що на Землі натрій ніколи не зустрічається у вільному стані - занадто активний цей метал. Але у верхніх шарах атмосфери – на висоті близько 80 км – виявлено шар атомарного натрію. На такій висоті практично немає кисню, пари води та взагалі нічого, з чим натрій міг би вступити в реакцію. Спектральними методами натрій виявили й у міжзоряному просторі.

Рубідій – метал, який можна назвати хімічною недоторканою. Від зіткнення з повітрям він мимоволі спалахує і згоряє яскравим рожево-фіолетовим полум'ям. З водою підриває, так само бурхливо реагує при зіткненні з фтором, хлором, бромом, йодом, сіркою. Як справжнього недоторкання, рубідій необхідно берегти від зовнішніх впливів. Для цієї мети його поміщають у судини, наповнені сухою гасом. . . Рубідій важчий за гас (щільність рубідія 1, 5) і не реагує з ним. Рубідій - радіоактивний елемент, він повільно випромінює потік електронів, перетворюючись на стронцій. Найбільш чудовою властивістю рубідія є його своєрідна чутливість до світла. Під впливом променів світла рубідій стає джерелом електричного струму. З припиненням світлового опромінення зникає і струм. З водою Р. реагує з вибухом, причому виділяється водень і утворюється розчин гідроксиду Р. , Rb. OH.

Рубідій виявлено в багатьох гірських породах і мінералах, але його концентрація там вкрай низька. Тільки лепідоліти містять трохи більше Rb 2 Про, іноді 0, 2%, а зрідка і до 1. . . 3%. Солі рубідії розчинені у воді морів, океанів та озер. Концентрація їх і тут невелика, в середньому близько 100 мкг/л. Отже, у світовому океані рубідія в сотні разів менша, ніж у земної кори.

Цікаві факти Не оминув рубідій своєю увагою і багатьох представників рослинного світу: сліди його зустрічаються у морських водоростях і тютюні, у листі чаю та зернах кави, у цукровій тростині та буряках, у винограді та деяких видах цитрусових. Чому його назвали рубідієм? Rubidus – латиною «червоний». Здавалося б, це ім'я швидше підходить міді, ніж звичайному забарвленням рубідії. Але не поспішатимемо з висновками. Цю назву було надано елементу № 37 його першовідкривачами Кірхгофом і Бунзеном. Сто з лишком років тому, вивчаючи за допомогою спектроскопа різні мінерали, вони помітили, що один із зразків лепідоліту, надісланий з Розени (Саксонія), дає особливі лінії в темно-червоній області спектру. Ці лінії не зустрічалися в спектрах жодної відомої речовини. Незабаром аналогічні темно-червоні лінії виявили в спектрі осаду, отриманого після випаровування цілющих вод з мінеральних джерел Шварцвальда. Звичайно було припустити, що ці лінії належать якомусь новому, до того невідомому елементу. Так 1861 р. було відкрито рубідій

Двохатомна молекула існує лише у разі азоту (потрійний зв'язок), вже для фосфору перекривання виявляється замало. Фосфор утворює три зв'язки, але з різними атомами, його алотропні модифікації P 4 - білий фосфор - тетраедрична молекула, червоний фосфор - з'єднання тетраедрів, чорний фосфор - гофровані шари, в яких кожен атом пов'язаний з трьома іншими. У сурми та вісмуту металеві грати.

Азот

З металів реагує лише з магнієм і літієм, утворюючи нітриди, з неметалами реагує лише за високих температур з каталізаторами. У природі азот переводиться в аміак за допомогою ферменту нітрогенезу.

Якщо речовина поєднує в собі азот у мінімальному та максимальному ступенях окислення, воно зазвичай здатне до мимовільного розкладання.

Азот утворює повний ряд досить стійких оксидів: N2O; NO; N 2 O 3; NO 2; N 2 O 5 . Зі всіх оксидів тільки N 2 O 3 і N 2 O 5 - кислотні, інші - несолеобразующие. N 2 O - газ, що веселить, використовується для наркозу, легко розкладається, виділяючи кисень. Оксид азоту (II) легко окислюється на повітрі:

2 NO + O 2 = 2 NO 2

Формули кислот – HNO 2 (азотиста), HNO 3 (азотна). Солі називаються відповідно нітрити та нітрати.

Нітрити додають у ковбаси та м'ясні продукти для збереження рожевого кольору. У кругообіг азоту в природі надзвичайно важливі нітрати. У сухому кліматі вони накопичуються у місцях окисного гниття органічних залишків. Майже всі нітрати розчиняються, тому для накопичення їх потрібен сухий клімат.

Нітрати та азотна кислота виявляють окислювальні властивості:

4 KNO 3 + 5 C = 2 K 2 CO 3 + 3 CO 2 + 2 N 2 горіння без доступу повітря

Ag + 2 HNO 3 (50-70%) = AgNO 3 + NO 2 + H 2 O розчинення срібла

При використанні «димної» HNO 3 (більше 90%):

5 HNO 3 + P(кр.) = H 3 PO 4 + 5 NO 2 + H 2 O горіння без доступу повітря

При реакції азотної кислоти з металами склад продуктів залежить від активності металу та концентрації кислоти; зазвичай утворюється кілька продуктів окислення азоту:

Cu + 4 HNO 3 (50-70%) = Cu(NO 3) 2 + 2 NO 2 + 2 H 2 O

3 Cu + 8 HNO 3 (30%) = 3 Cu(NO 3) 2 + 2 NO + 4 H 2 O (домішка NO 2)

4 Zn + 10 HNO 3 (5%) = 4 Zn(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3 H 2 O

Аміак (NH 3) отримують за реакцією: N 2 + 3 H 2 = 2 NH 3 + 92 кДж

Аміак завдяки великій теплоті випаровування (23,5 кДж/моль) та зручним параметрам зрідження широко використовується у великих холодильних установках (промислові харчові холодильники, ковзанки зі штучним льодом). У водних розчинах аміак виявляє слабкі основні властивості. При цьому сполуки NH 4 OH немає, іони амонію перебувають у рівновазі з комплексом NH 3 *H 2 O:↔ NH 4 + + OH –

При змішуванні газоподібних хлороводню та аміаку йде оборотна реакція: NH 3 + HCl ↔ NH 4 Cl. При нагріванні більшість солей амонію "димлять" завдяки зсуву рівноваги вліво. Лужні та лужноземельні метали розчиняються в рідкому аміаку, утворюючи яскраво-сині розчини. Ці розчини поступово перетворюються з виділенням водню на прозорі розчини амідів металів. Аміак як розчинник багато в чому подібний до води. Отримання основи (аміду) при розчиненні в аміаку лужного металу відбувається за реакцією: 2 K + 2 NH 3 = 2 KNH 2 + H 2. Аміак може бути окислений до N 2 до NO або N +5:

4 NH 3 + 3 O 2 = 2 N 2 + 6 H 2 O горіння без каталізатора

4 NH 3 + 5 O 2 = 4 NO + 6 H 2 O горіння на каталізаторі (Pt) – промисловий процес

6 NH 3 + 8 KClO 3 + 6 NaOH = 6 NaNO 3 + 8 KCl + 12 H 2 O

N 2 H 4 гідразин можна розглядати як аналог пероксиду водню. Він ендотермічний, горить із великим виділенням тепла:

N 2 H 4 + O 2 = N 2 + 2 H 2 O ∆Н 0 = -622 кДж

Як і аміак, гідразин – слабка основа: N 2 H 4 *H2O ↔ N 2 H 5 + + OH –

Азотистоводнева кислота (HN 3), за силою близька до оцтової; солі називаються азидами. Азид натрію, що розкладається з виділенням азоту, застосовують у пиросумішах для швидкого наповнення газом автомобільних подушок безпеки.

Фосфор

Фосфор - міститься в мозку, в скелеті 2 кг (26%) Ca 3 (PO 4) 2 в білках АТФ, в нуклеїнових кислотах.

Отримують фосфор за реакцією:

Ca 3 (PO 4) 2 + 3SiO 2 +5C = 3CaSiO 3 + 5CO + P 2(г) DН=3000 кДж

Фосфор утворює ряд кислот, де валентність фосфору дорівнює 5 а ступінь окислення може бути +1, +3, +5. Формуликисневих кислот фосфору: H 3 PO 2 (фосфорноватиста), H 3 PO 3 (фосфориста), H 3 PO 4 (ортофосфорна). Назви середніх солей відповідно гіпофосфіт, фосфіт та фосфат. Ортофосфорна кислота - сильна кислота по першому ступені дисоціації (К1 = 7,6 * 10 -3), досить слабка (слабше оцтової) по другій (К2 = 6,2 * 10 -8) і дуже слабка (слабше вугільної) по третій ( К3 = 4,4 * 10 -13). У всіх фосфорних кислот існує головна риса: для окислених станів фосфору типова sp 3 -гібридизація з d-орбіталлю для p-зв'язку. При утворенні кисневих кислот з P 2 O 5 послідовно рвуться зв'язку Р-О, до Р приєднується гідроксил від води, а до кисню - водень. При цьому фосфор завжди зберігає властивий sp 3 -гібридизації тетраедр із атомів кисню навколо себе. Він так “любить” цей тетраедр, що коли не вистачає кисню, як у випадку фосфористої або фосфорноватої кислот, він приєднує безпосередньо до себе атом водню, але тоді цей водень вже не відщеплюється при іонізації.

Аналогічним чином фосфор поводиться і у всіх органічних сполуках, включаючи АТФ та інші біологічні сполуки.

Водневі сполуки фосфорану стійкі. Фосфін PH 3 і дифосфін P 2 H 4 самозаймистий на повітрі. Солі фосфонію утворюються тільки з сильними кислотами, наприклад, PH 4 I. Водою солі фосфонію розкладаються.

Миш'як

Оксидам миш'яку (III) і миш'яку (V) відповідають миш'яковиста (H 3 AsO 3) і миш'якова (H 3 AsO 4) кислоти. Для першої їх характерні відновлювальні, для другої – окислювальні властивості.

Миш'яковистий водень AsH 3 не стійкий і легко розкладається при нагріванні.

VIгрупи. Халькогени

Атоми елементів підгрупи мають таку будову зовнішньої електронної оболонки: ns 2 np 4 . Тільки кисень - газ, решта твердих речовин. Усі елементи VI групи – окислювачі – взаємодіють з більшістю металів. Активність знижується по групі. У воді не розчиняються, із розведеними кислотами не реагують.

Кисень

Кисень становить 49,13% загальної маси земної кори. У земній кулі 28,56% кисню. У повітрі лише 0,03% від його маси в земній корі. 1200 мінералів містять кисень.

Кисень є окислювачем. У перекисі водню ступінь окислення кисню дорівнює -1, він може бути як окислювач так і відновником:

O 2 + 2H + + 2e ® 2H 2 O 2

H 2 O 2 + 2H + + 2e ® 2H 2 O

У воді H2O2 нестабільна, диспропорціонує. Спалюючи лужні метали в кисні, можна отримати перекису металів.

Азон (О 3) виходить тільки за електричного розряду: 3О 2 = 2О 3 . Озон утворює озоніди: 3KOH тв + 2O 3 ® 2KO 3(тв) +KOH×H 2 O + 1/2O 2 . Це неміцні сполуки, сильні окисники.

Сірка

Найважливішими сполуками сірки є мінерали: пірит FeS 2 , мідний колчедан (халькопірит) CuFeS 2 . Багато сульфідів важких металів дуже погано розчиняються, тому виділяються з кислих розчинів.

У природі сірка існує як сполук, у яких вона виявляє ступеня окислення -2, 0, +4, +6. Найважливіше значення у взаємних перетвореннях сполук сірки мають найпростіші мікроорганізми (бактерії та археї), позбавлені ядра – прокаріоти. У багатьох рослинах сірка асимілюється у вигляді сульфат-іону SO 4 2- і відновлюється далі до сульфідних та дисульфідних груп. Деякі анаеробні бактерії використовують сульфати фактично як альтернативу кисню, отримуючи в процесі відновлення їх до сульфідів S 2- енергію і синтезуючи АТФ.

Сірка розчинна в лугах: 3 S + 6 NaOH = Na 2 SO 3 + 2 Na 2 S + 3 H 2 O

Сірка розчиняється і в концентрованій сірчаній кислоті, але тільки при нагріванні: S + 2 H 2 SO 4 = 3 SO 2 + 2 H 2 O

Здатність сірки утворювати ланцюжки (S8 в ромбічній і моноклинній сірці) зберігається і в з'єднаннях з воднем: H 2 S 2 H 2 S 3 H 2 S 4 . Виділено персульфіди водню до H 2 S 23 . Сірка розчиняється в насичених розчинах сульфідів: Na 2 S + S = Na 2 S 2 .

Сірководень та сульфіди – сильні відновники. В атмосфері сірководню срібло чорніє через реакцію утворення Ag 2 S. При взаємодії простих речовин (сірки та ртуті) легко утворюється сульфід ртуті HgS, тому пролиту ртуть, що особливо потрапили в щілини дрібні краплі, потрібно посипати розтертою сіркою.

Формули кислот H 2 S 2 O 3 (тіосерна), H 2 S 3 O 6 (тритіонова), H 2 SO 3 (сірчиста), H 2 SO 4 (сірчана). Солі називаються відповідно тіосульфати, тритіонати, сульфіти, сульфати.

Тіосульфат виходить при кип'ятінні сірки в розчині сульфіту:

Na 2 SO 3 + S = Na 2 S 2 O 3

У протигазах часу першої світової війни розчин тіосульфату використовувався як “антихлор” завдяки сильній відновлювальній дії:

Na 2 S 2 O 3 + 4 Cl 2 + 5 H 2 O = Na 2 SO 4 + H 2 SO 4 + 8 HCl

З менш сильним окислювачем йодом кількісно йде реакція утворення тетратіонату: 2 Na 2 S 2 O 3 + I 2 = Na 2 S 4 O 6 + 2 NaI

Тіосерна кислота нестійка та диспропорціонує:

H 2 S 2 O 3 = S ↓ + SO 2 + H 2 O

Концентрована сірчана кислота

2 Ag + 2 H 2 SO 4 (>95%) = Ag 2 SO 4 + SO 2 + 2 H 2 O

4 Zn + 5 H 2 SO 4 (>95%) = 4 ZnSO 4 + H 2 S + 4 H 2 O

У сірчаній кислоті добре розчинний сірчаний ангідрид SO 3; одержані розчини називають олеумом. З олеуму вдається виділити піросерні кислоти H 2 S 2 O 7 і H 2 S 4 O 13 . При електролізі розчинів сірчаної кислоти з високими щільностями струму виходить пероксосерна кислота H 2 S 2 O 8 (солі персульфати).

Сірчистий газ SO 2 і солі сірчистої кислоти виявляють властивості окислювача та відновника: SO 2 + 2 H 2 S = 3 S + 2 H 2 O

SO 2 + Cl 2 = SO 2 Cl 2

Можливе і диспропорціонування: 4 Na 2 SO 3 = 3 Na 2 SO 4 + Na 2 S

Сірчана кислота – найбільш великотоннажний продукт хімічного синтезу. Широко використовується сульфат кальцію у вигляді напівводного алебастру CaSO 4 *0,5H 2 O для отримання гіпсу CaSO 4 *2H 2 O. Гальця K * 12H 2 O застосовуються для дублення шкіри і при фарбуванні тканин. Сульфат натрію використовується у виробництві скла та паперу. Тіосульфат натрію – розчинник галогенідів срібла у фотографії. Гідросульфіт кальцію Ca(HSO 3) 2 використовується у виробництві целюлози. У виробництві синтетичних миючих засобів (сульфохлорування вуглеводнів) використовують суміш сірчистого газу та хлору. На основі сульфідів стронцію і барію готують фарби, що світяться. Сульфіди, селеніди та телуриди (кадмію, свинцю) – перспективні напівпровідники. Телуриди вісмуту та сурми (Bi 2 Te 3 , Sb 2 Te 3) застосовуються як термопар у термогенераторах. Основне застосування елементарної сірки – вулканізація каучуків.

Характеристика елементів головної підгрупиVIIгрупи.ГалогениЕлектронна конфігурація ns 2 np 5 . Фтор та хлор – гази, бром – рідина, йод – тверда речовина, молекулярний кристал. Молекули йоду утримуються у ґратах за рахунок сил Ван-дер-Ваальса. Міцність двоатомних молекул падає групою - зменшується частка електронної щільності у просторі між атомами. Виняток – фтор. Він кайносиметрик (вперше заповнюється p-оболонка, під нею немає такої ж). Його молекула менш міцна, ніж решта, оскільки електрони знаходяться близько один від одного і сильно відштовхуються. Фтор - самий електронегативний елемент, вниз по групі електронегативність зменшується. Усі елементи – сильні окислювачі. Фтор взаємодіє з усіма елементами, навіть із інертними газами (з Xe, Kr, Rn):

Xe + 2 F 2 = XeF 4 ∆H = - 252 кДж

У хлорі горять метали і навіть неметали (P). Бром активно окислює органічні сполуки, утворює сильний опік у разі потрапляння на шкіру. Йод використовується як антисептик також через його окислювальну активність. Тому у вільному вигляді ці елементи у природі зустрічатися не можуть. Їх можна отримати окисленням із солей. Оскільки фтор є найсильнішим окислювачем, його нічим не можна окислити хімічно. Тому його одержують електролізом CaF 2 . Хлор у промисловості також одержують шляхом електролізу кухонної солі. Але в лабораторії хлор вже можна отримати окисленням соляної кислоти або її солей:

KMnO 4 + HCl ® MnCl 2 + Cl 2 + KCl + H 2 O

Аналогічно можна отримувати бром та йод: KBr + Cl 2 ® KCl + Br 2

KI + Br 2 ® KBr + I 2

Взаємодія із водою. Фтор розкладає воду за будь-якого рН.

2 F 2 + 2 H 2 O = 4 HF + O 2

Хлор слабо розкладає воду при рН = 0, підвищенням рН - краще. Інші воду не розкладають: Cl 2 + H 2 O = HCl + HClO. Однак у всіх галогенів крім фтору є позитивні ступені окислення, отже вони в принципі можуть диспропорціонувати.

Водневі сполуки галогенів. З погляду методу молекулярних орбіталей найміцнішою має бути молекула HCl - орбіталі найбільш близькі за енергією. Однак найміцніша насправді HF – за рахунок водневих зв'язків. У HF навіть є кислі солі - KHF 2 .

Галогенводні, крім HF, виявляють відновлювальні властивості, які посилюються від HCl до HI:

2 KMnO 4 + 16 HCl = 2 MnCl 2 + 2 KCl + 5Cl 2 + 8 H 2 O

2 H 2 SO 4 (конц.) + 2 KBr = K 2 SO 4 + SO 2 + Br 2 + 2 H 2 O

5 H 2 SO 4 (конц.) + 8 KI = 4 K 2 SO 4 + H 2 S + I 2 + 4 H 2 O

Отримання галогенводнів: а) прямий синтез елементів - можливий лише HF і HCl. б) Заміщення металів у солях: KF + H 2 SO 4 ® K 2 SO 4 + НF. При цьому кислота повинна бути сильною (щоб витіснити сильну НF), нелетючою та концентрованою (інакше реакція буде оборотною, кислота НF не випаровується) і не окислювати галогени. Концентрована H 2 SO 4 є окислювачем і окислює Вr - до Br 2 I - до I 2 при цьому сама відновлюється до SO 2 і H 2 S відповідно.

Сила кислот зростає вниз групи. HF – слабка кислота, що не проявляє відновлювальних властивостей. Інші – відновники.

З'єднання неметалів з галогенами називають галогенангідридами:

SiCl 4 + H 2 O ® H 2 SiO 3 + HCl.

Галогени реагують один з одним, при цьому менш електронегативний елемент набуває позитивного ступеня окислення, більш електронегативний - негативного. Звичайно, всі ці сполуки - галогенангідриди.

Так як обидва елементи - кисень і галоген - електронегативні, міцних кисневих сполук галогенів не може бути

2F 2 + 2NaOH = OF 2 + 2NaF + H 2 O.

Всі оксиди, крім I 2 O 5 нестабільні, їх утворення з елементів супроводжується колосальним зменшенням ентропії.

Кислоти - HBrO, HBrO 3 , HBrO 4 (остання дуже нестійка) HIO, HIO 3 , H 5 IO 6 . HСlO 2 активно окислює воду та диспропорціонує. HClO - найсильніший окислювач, окислює воду і диспропорціонує на Cl2 та HClO3. Інакше кажучи, в кислому середовищі стабільні лише ClO 4 - і Cl - . У лужному середовищі ClO – дещо більш стабільний (відбілювачі завжди лужні).

Галогени – типові активні неметали, реагують коїться з іншими неметалами і з металами; реакції зазвичай екзотермічні:

5 Cl 2 + 2 P = 2 PCl 5 реакція починається при слабкому нагріванні

3 Br 2 + 2 Al = 2 AlBr 3 реакція починається мимоволі

Окисні властивості галогенів слабшають зверху вниз по підгрупі, тому вищі молекулярні галогени витісняють з галогенід-іонів нижчестоящі: Cl 2 + 2 NaBr = 2 NaCl + Br 2

Br 2 + 2 KI = 2 KBr + I 2

При взаємодії галогенів із розчинами лугів склад продуктів реакції залежить від температури:

Cl 2 + 2 NaOH = 200C = NaCl + NaClO + H 2 O

Cl 2 + 6 NaOH = 800C = 5 NaCl + NaClO 3 + 3 H 2 O

Характеристика перехідних металів

Перехідні метали це d-елементи побічних підгруп періодичної системи, що мають електронну структуру (n-1)d m ns 2 . Основна відмінність від р-елементів – не діє правило парності. Спочатку на зв'язок йдуть s-електрони, потім d-електрони по одному. У 3d-елементів нижчі ступеня окислення більш стабільні, ніж вищі, у 4d-і 5d-навпаки, вищі ступеня окислення більш стабільні. Перехідні метали часто утворюють комплексні іони та пофарбовані сполуки. Аж до Mn вищий рівень окислення цих металів відповідає номеру групи, далі вона знижується. У хрому нестабільні ступені окислення: +5 (дуже рідко зустрічається) +2, +4 - лише у твердих речовинах. У Mn існують всі ступені окислення від +2 до +7, але +5 дуже нестійка і виходить тільки в холодному лугу.

Нижчі оксиди завжди є основними (тільки у цинку амфотерний). З підвищенням ступеня окислення зменшується іонність зв'язку та збільшується кислотність оксидів: MnO - основний оксид, Mn 2 O 3 - амфотерний, MnO 2 - несолетворний, інші кислотні.

Розглянемо властивості деяких перехідних металів:

Залізо

Залізо знаходиться у побічній підгрупі VIII групи періодичної системи. Будова електронної оболонки атома: 3d 6 4s 2 .

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2

Атоми заліза виявляють ступінь окислення +2 та +3.

Залізо одна із найпоширеніших елементів у природі, масова частка у земної корі – 5,1%. Залізо входить до складу більшості гірських порід. Основними залізними рудами є магнітний залізняк, бурий залізняк та червоний залізняк.

Властивості. Залізо – сріблясто-білий метал. На повітрі зазнає корозії, покриваючись іржею. Чисте залізо досить м'яке та пластичне. Температура плавлення 1539°С. В інтервалі температур 910-1390°С залізо утворює кубічні гранецентровані грати. Залізо є досить хімічно активним металом.

Взаємодія із неметалами. При нагріванні залізо реагує з багатьма неметалами: Fe + S – t   FeS

2Fe + 3Cl 2 – t   2FeCl 3

2. Взаємодія із водою. Залізо взаємодіє з водою лише за високих температур (понад 700°С):

3Fe + 4H 2 O – t   Fe 3 O 4 + 4H 2

3. Взаємодія із кислотами. Залізо розчиняється в хлороводневій та розведеній сірчаній кислотах, утворюючи солі заліза (II) та водень:

Fe + H 2 SO 4  FeSO 4 + H 2

У досить концентрованій сірчаній кислоті реакція протікає за рівнянням: Fe + 2H 2 SO 4  FeSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

У сірчаній кислоті дуже високій концентрації залізо пасивує. З розведеною азотною кислотою залізо взаємодіє. Продукти взаємодії в залежності від концентрації кислоти можуть бути різними. У концентрованій азотній кислоті залізо пасивує.

4. Взаємодія із солями. Залізо може витісняти деякі метали із розчинів їх солей: Fe + CuSO 4  FeSO 4 + Cu

5. Взаємодія із оксидом вуглецю (II). Залізо, взаємодіючи з цим оксидом, утворює пентокарбоніл заліза: Fe + 5CO 

Залізо та його сполуки мають велике значення для народного господарства. Сплави заліза з вуглецем та іншими речовинами – стали основними конструкційними матеріалами. У хімічній промисловості залізо використовують як каталізатор.

Цинк

Цинк знаходиться у побічній підгрупі ІІ групи. Атоми елементів цієї підгрупи мають таку електронну оболонку: (n-1) s 2 p 6 d 10 ns 2 . Виявляють у сполуках ступінь окиснення +2.

Цинк – сріблясто-білий метал. Має хорошу електро-і теплопровідність. На повітрі цинк покривається захисною плівкою оксидів та гідроксидів, що послаблює його металевий блиск.

Цинк – хімічно активний метал. При нагріванні легко взаємодіє з неметалами (сірою, хлором, киснем): 2Zn + O 2  2ZnO

Розчиняється у розведених та концентрованих кислотах HCl, H 2 SO 4 , HNO 3 та у водних розчинах лугів:

Zn + 2HCl  ZnCl 2 + H 2

4Zn + 10HNO 3  4Zn(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O

Zn + 2NaOH + 2H 2 O  Na 2 + H 2

Оксид цинку – біла речовина, що практично нерозчинна у воді. Оксид та гідроксид цинку є амфотерними сполуками; вони реагують з кислотами та лугами: ZnO +2HCl  ZnCl 2 + H 2 O

ZnO + 2KOH + H 2 O  K 2

Цинк використовують із виробництва сплавів. Цинком покривають сталеві та чавунні вироби для захисту від корозії.

Мідь

Мідь знаходиться в побічній підгрупі І групи Періодичної системи. Будова електронних оболонок атомів елементів цієї підгрупи виражається формулою (n-1) d 10 ns 1 . На зовнішньому енергетичному рівні атома знаходиться один електрон, однак у освіті хімічних зв'язків можуть брати участь і електрони з d-підрівня передостаннього рівня. Тому вони можуть виявляти ступеня окиснення +1, +2, +3, для міді найбільш стійкі сполуки зі ступенем окиснення +2.

Мідь – м'який пластичний метал, має рожево-червоне забарвлення. Має високу електричну провідність.

Мідь – хімічно малоактивний метал. З киснем реагує лише при нагріванні: 2Cu + O 2 – t   2CuO

Не реагує з водою, розчинами лугів, хлороводневою та розведеною сірчаною кислотами. Мідь розчиняється в кислотах, що є сильними окислювачами: 3Cu + 8HNO 3 (розб.)  3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O

Cu + 2H 2 SO 4 (конц.)  CuSO 4 + SO 2 +2H 2 O

У вологій атмосфері, що містить діоксид вуглецю, поверхня міді зазвичай покривається зеленим нальотом основного карбонату міді:

2Cu + O 2 + CO 2 +H 2 O  Cu(OH) 2 ∙ CuCO 3

Хром

Хром знаходиться у побічній підгрупі VI групи Періодичної системи. Будова електронної оболонки хрому: Cr 3d 5 4s 1 .

Масова частка хрому у земній корі становить 0,02%. Найважливішими мінералами, що входять до складу хромових руд, є хроміт, або хромистий залізняк, та його різновиди, в яких залізо частково замінено на магній, а хром – на алюміній.

Хром – сріблясто-сірий метал. Чистий хром досить пластичний, а технічний найтвердіший з усіх металів.

Хром хімічно малоактивний. У звичайних умовах він реагує лише з фтором (з неметалів), утворюючи суміш фторидів. За високих температур (вище 600°C) взаємодіє з киснем, галогенами, азотом, кремнієм, бором, сіркою, фосфором: 4Cr + 3O 2 – t ° → 2Cr 2 O 3

2Cr + 3Cl 2 - t ° → 2CrCl 3

2Cr + N 2 – t° → 2CrN

2Cr + 3S – t° → Cr 2 S 3

В азотній та концентрованій сірчаній кислотах він пасивує, покриваючись захисною оксидною плівкою. У хлороводневій та розведеній сірчаній кислотах розчиняється, при цьому, якщо кислота повністю звільнена від розчиненого кисню, виходять солі хрому(II), а якщо реакція протікає на повітрі – солі хрому (III): Cr + 2HCl → CrCl 2 + H 2

2Cr + 6HCl + O 2 → 2CrCl 3 + 2H 2 O + H 2

Головну підгрупу І групи Періодичної системи складають літій Li, натрій Na, калій K, рубідій Rb, цезій Cs та францій Fr.

Атоми цих елементів мають зовнішньому енергетичному рівні один s-електрон: ns1 . Вступаючи в хімічні взаємодії, атоми легко віддають електрон зовнішнього енергетичного рівня, виявляючи в сполуках постійний ступінь окиснення +1.

Елементи цієї підгрупи належать до металів. Їхня загальна назва – лужні метали.

У природі найбільш поширені натрій та калій. Масова частка натрію у земній корі 2,64%, калію – 2,60%. Лужні метали у природі у вільному стані у природі не зустрічаються. Основними природними сполуками Na є мінерали галіт, або кам'яна сіль, NaCl, і мірабіліт, або глауберова сіль (Na2SO4 · 10H2O). До найважливіших сполук калію відноситься сильвін (KCl), карналіт (KCl · MgCl2 · 6H2O), сильвініт

Франція - радіоактивний елемент. Сліди цього елемента виявлено у продуктах розпаду природного урану. Через малого часу життя ізотопів Fr його важко отримувати у великих кількостях, тому властивості металевого Франція та його сполук вивчені ще недостатньо.

Властивості: Лужні метали сріблясто-білі речовини з малою густиною. Літій із них – найлегший. Це м'які метали, за м'якістю Na, K, Rb, Cs подібні до воску. Лужні метали легкоплавкі. Температура плавлення цезію 28,5 ° С, найбільша температура плавлення у літію (180,5 ° С). Мають гарну електричну провідність.

Лужні метали мають високу хімічну активність, їх активність збільшується в ряду Li-Na-K-Rb-Cs-Fr. У реакціях є потужними відновниками.

1. Взаємодія із простими речовинами.

Лужні метали взаємодіють із киснем. Всі вони легко окислюються киснем повітря, а рубідій і цезій навіть займаються самозайманням.

4Li + O2® 2Li2O(оксид літію)

2Na + O2® Na2O2 (пероксид натрію)

K + O2® KO2 (надпероксид калію)

Лужні метали самозаймисті у фторі, хлорі, парах брому, утворюючи галогеніди:

2Na+Br2®2NaBr (галогенід)

При нагріванні взаємодіють з багатьма неметалами:

2Na + S ® Na2S (сульфіди)

6Li + N2® 2Li3N (нітриди)

2Li + 2C ® 2Li2C2 (карбіди)

2. Взаємодія із водою. Усі лужні метали реагують із водою, відновлюючи її до водню. Активність взаємодії металів із водою збільшується від літію до цезію.

2Na + 2H2O ® 2NaOH + H2

2Li + 2H2O ® 2LiOH + H2

3. Взаємодіють із кислотами. Лужні метали взаємодіють з хлороводневою та розведеною сірчаною кислотами з виділенням водню:

2Na + 2HCl ® 2NaCl +H2

Концентровану сірчану кислоту відновлюють головним чином сірководню:

8Na + 5H2SO4® 4Na2SO4+ H2S + 4H2O

При цьому можливе паралельне перебіг реакції відновлення сірчаної кислоти до оксиду сірки (IV) та елементарної сірки.

При реакції лужного металу з розведеною азотною кислотою переважно виходить аміак або нітрат амонію, а з концентрованою азот або оксид азоту (I):

8Na +10HNO3(розб.)® 8NaNO3+ NH4NO3+ 3 H2O

8K +10HNO3(конц.)® 8KNO3+ NO2+ 5H2O

Проте, зазвичай, одночасно утворюється кілька продуктів.

4. Взаємодія з оксидами металів та солями. Лужні метали внаслідок високої хімічної активності можуть відновлювати багато металів з їх оксидів та солей:

BeO +2Na ®Be + Na2O

CaCl2+ 2Na® Ca + 2NaCl

Отримання:

Металевий натрій промисловості отримують електролізом розплаву хлориду натрію з інертними електродами. У розплаві хлорид натрію дисоціює на іони:

NaCl↔ Na+ + Cl-

При електролізі на катоді відновлюється катіон Na +, на аноді окислюється аніон Cl-:

катод: 2 Na++2е ® 2Na

анод: 2 Cl-2е ® Сl2

2Na++ 2Cl-® 2Na + Cl2 або 2NaCl®2Na + Cl

Таким чином, при електролізі утворюються натрій і хлор. Іноді натрій одержують електролізом розплаву гідроксиду натрію.

Іншим способом отримання натрію є відновлення соди вугіллям за високих температур:

Na2CO3+ 2C®2Na + 3CO

Калій отримують заміщення його натрієм із розплаву хлориду калію або гідроксиду калію:

KCl + Na ® K + NaCl

Калій може бути отриманий електролізом розплавів його сполук (KCl; KOH).

Металевий літій одержують електролізом розплаву хлориду літію або відновленням оксиду літію алюмінієм.

Рубідій і цезій одержують, відновлюючи металами їх галогеніди у вакуумі:

2RbCl + Ca = 2Rb + CaCl2; 2CsCl + Mg = 2Cs + CaCl2

Оксиди лужних металів (R2O):

Оксиди літію та натрію – білі речовини, оксид калію має світло-жовте забарвлення, рубідія – жовте, цезію – помаранчеве. Усі оксиди – реакційноздатні сполуки, мають яскраво вираженими основними властивостями, причому у ряду від оксиду літію до оксиду цезію основні властивості посилюються.

Окисленням металу виходить тільки оксид літію:

4Li + O2® 2Li2O

Інші оксиди отримують непрямим шляхом. Так, оксид натрію одержують відновленням сполуки натрію металевим натрієм:

Na2O2+ 2Na ® 2Na2O

2NaOH + 2Na ® 2Na2O + H2

Оксиди лужних металів легко взаємодіють з водою, утворюючи гідроксиди, наприклад:

Li2O + H2O ® 2LiOH

З кислотними оксидами та кислотами вони реагують, утворюючи солі:

Na2O + SO3 ® Na2SO4

K2O + 2HNO3 ® 2KNO3+ H2O

Гідроксиди лужних металів (ROH):

Є білі кристалічні речовини. Всі гідроксиди лужних металів є сильними основами, розчинними у воді. Загальна назва – луги.

Гідроксиди утворюються при взаємодії лужних металів або їх оксидів із водою:

2Li + 2H2O ® 2LiOH + H2

Li2O + H2O ® 2LiOH

Гідроксиди натрію та калію, що мають велике практичне значення, у промисловості отримують електролізом хлоридів:

2NaCl + 2H2O ® 2NaOH + H2 + Cl2

катод: 2H++ 2ē ® H02

анод: 2Cl- 2ē ® Cl02

Гідроксиди лужних металів виявляють усі характерні властивості основ: вони взаємодіють із кислотами та амфотерними оксидами, амфотерними гідроксидами, кислотами, солями. У водних розчинах лугів розчиняються деякі метали, що утворюють амфотерні гідроксиди, наприклад:

Zn + 2NaOH + 2H2O = Na2 + H2

9 F 1s 2 2s 2 2p 5

17 Cl 3s 2 3p 5

35 Br 3d 10 4s 2 4p 5

53 I 4d 10 5s 2 5p 5

85 At 4f 14 5d 10 6s 2 6p 5

5 елементів головної підгрупи VII групи мають загальну групову назву "галогени" (Hal), що означає "солероджуючі".

У підгрупу галогенів входять фтор, хлор, бром, йод та астат (астат – радіоактивний елемент, вивчений мало). Це р-елементи групи періодичної системи Д.І. Менделєєва. На зовнішньому енергетичному рівні їх атоми мають 7 електронів ns 2 np 5 . Цим пояснюється спільність їх властивостей.

Властивості елементів підгрупи галогенів

Вони легко приєднують по одному електрону, виявляючи ступінь окиснення -1. Такий ступінь окислення галогени мають у сполуках з воднем та металами.

Однак атоми галогенів, крім фтору, можуть виявляти і позитивні ступені окислення: +1, +3, +5, +7. Можливі значення ступенів окислення пояснюються електронною будовою, яку у атомів фтору можна представити схемою

Будучи найбільш електронегативним елементом, фтор може приймати тільки один електрон на 2р-подуровень. У нього один неспарений електрон, тому фтор буває лише одновалентним, а ступінь окиснення завжди -1.

Електронна будова атома хлору виражається схемою:

У атома хлору один неспарений електрон на 3р-підрівні та звичайному (незбудженому) стані хлор одновалентний. Але оскільки хлор перебуває у третьому періоді, він має ще п'ять орбіталей 3 -подуровня, у яких можуть розміститися 10 електронів.

У збудженому стані атома хлору електрони переходять з 3p- та 3s-підрівнів на 3d-підрівень (на схемі показано стрілками). Роз'єднання (розпарювання) електронів, що у однієї орбіталі, збільшує валентність на дві одиниці. Очевидно, хлор та його аналоги (крім фтору) можуть виявляти лише непарну змінну валентність 1, 3, 5, 7 та відповідні позитивні ступені окислення. У фтору немає вільних орбіталей, отже, при хімічних реакціях немає роз'єднання спарених електронів в атомі. Тому при розгляді властивостей галогенів завжди треба враховувати особливості фтору та сполук.

Водні розчини водневих сполук галогенів є кислотами: НF – фтороводнева (плавикова), НСl – хлороводнева (соляна), НВr – бромводнева, НI – йодоводнева.

Однакова будова зовнішнього електронного шару (ns 2 np 5) обумовлює велику схожість елементів.

Прості речовини - неметали F 2 (газ), Cl 2 (газ), Вг 2 (ж), l 2 (тв.).

При утворенні ковалентних зв'язків галогени найчастіше використовують один неспарений р-електрон, що є у незбудженому атомі, виявляючи у своїй В = I.

Валентні стани атомів CI, Br, I.

Утворюючи зв'язки з атомами електронегативних елементів, атоми хлору, брому і йоду можуть переходити з основного валентного стану в збуджені, що супроводжується переходом електронів на вакантні орбіталі d-підрівня. При цьому кількість неспарених електронів збільшується, внаслідок чого атоми CI, Br, I можуть утворювати більшу кількість ковалентних зв'язків:

Відмінність F від інших галогенів

В атомі F валентні електрони знаходяться на 2-му енергетичному рівні, що має тільки s- та р-підрівні. Це виключає можливість переходу атомів F у збуджені стани, тому фтор у всіх сполуках виявляє постійну, рівну I. Крім того, фтор - найбільш електронегативний елемент, внаслідок чого має і постійну с. о. -1.

Найважливіші сполуки галогенів

I. Галогеноводні HHal.

II Галогеніди металів (солі галогеноводородних кислот) - найчисленніші та стійкіші сполуки галогенів

ІІІ. Галогенорганічні сполуки

IV. Кисневмісні речовини:

Нестійкі оксиди, з яких достовірним вважатимуться існування 6 оксидів (Cl 2 O, ClO 2 , Cl 2 O 7 , Вr 2 O, ВrO 2 , I 2 O 5);

Нестійкі оксокислоти, з яких лише 3 кислоти виділені як індивідуальні речовини (НСlO 4 , НlO 3 , НlO 4);

Солі оксокислот, головним чином хлорити, хлорати та перхлорати.