Химия элементов шестой группы главной подгруппы и их соединений

Общ название этих элементов- ХАЛЬКОГЕНЫ- «рождающие медные руды». М /у 2мя типическими элементами - О и S- наблюдается большое сродство. Для Н соед-ний наблю-ся увелич прочности и характерист-ти, а стаби-ть О-ных соединений падает. О- второй после F по ЭО. В основном состоянии атомы халькогенов имеют е-ную конфигурацию ns2np4c чет числом валент/е и 2 неспаренными. Из-за отсутствия низкого по Ed-уровня О неспосо'бен отдать больше 2е. 02+ очне устойч и сильн/окис-ль. Для остальных высшая

ст/окисл +6, устойч-ть Э+6 от S к Po падает. Все склонны к

+6

образованию гомоатомных цепей. Известны гидриды всех халькогенов, кроме Ро. В ряду О-Те валент/угол сильно умень-ся из-за роста атома. Все ЭН2(кроме О) ядовт/газы с неприятным запахом. Лучше др растворяется SeH2. Р-ры ЭН2 слаб 2-х основные к-ты. В кисл/р-рах - мягк/восстано-ли. Дя S сво-но образование

полисульфанов, HSn. Для Se,Te известны Na2Se4 и Na2Te6 Полисульфиды неустойч и легко окисл-ся. Сульфиды сильные

восста-ли. Среди оксидов халькогенов наибольшее значение имеют ЭО2 и ЭО3, хотя

известны и низшие оксиды S.

Получение: 4FeS2+11O2=2Fe2O3+8SO2; Se+2NO2=SeO2+2NO; Te2O3(OH)NO3=2TeO2+HNO3; Po+O2=PoO2 (при нагрев). SO2 очень реакционноспособен, полярен, типично кислотный. SeO2 хорошо

растворим, образует селенистую к-ту. Те02- амфотерен, образует в основном комплексы. Ро02- основен, не участ-ет в ОВР, образует соли РоХ4 и [РоХб]2-. Для остальных Э02 хар-но О-В двойственность S02 m/6 и донором и акцептором е-ной пары Сверху вниз стабильность ЭО2.

Получение. Na2S2O7=Na2SO4+SO3(при нагр)-это правильный треуг-к. H2SeO4=SeO3+H2O(при P2O5). H6TeO6=TeO3+3H2o(при нагр)-огнеуст. So3-очень реакционно способен, окислитель 2SO3+C=2SO2+CO2. Т.к. в ряду HCl-HBr-HI растут восстановительные свойства, то:

1)SO3+HCL=HO(Cl)SO2;

2)SO3+2HBrSO2+Br2+H2O

3)SO3+8HI=H2S+4I2+3H2O.

Кислот/оксид SeO3 – очень похож на SO3. Сильнейший оксилитель (до CL2), с орг/в-ами взрывается. TeO3 не реаг с водой, но раст-ся в щелочах, окислитель, но слабый. Оксокислоты халькогенов, т.е. H2ЭO3.

H2SO3 в чист виде не выделено, в ряду анлог/к-т самая сильная. Многие сульфиты плохо растворимы, а щелоч/Ме и NH4+ - сильно гидролизуются. К-т и ее соли ярко-выраженные восстановители, но м/б и окислителеме. Сульфиты щел/Ме диспропорционируют, а щел.зем. разлогаются:

4Na2SO3=3Na2SO4+Na2S(нагрев); MeSO3=MeO+SO2(нагрев). Селенистая кислота H2SeO3 – бел. Кристалл/в-во, хор. Раств. В воде. Ее получают 3 Se+4HNO3+H2O=3H2SeO3+4NO. Для HSeO3 сущ-ет лищь в форме (II), она более слаб восстановитель, чем H2SO3. Телуреастая к-та – гидротированный TeO2*xH2O – тоже слаб восстан. Получение: TeCL4+(2+x)H2O=Fe2OxH2O+4HCl. Однако телурестая, а особенно селенистая кислоты более сильн/окисм-ли. Равновесие 3H2ЭО*=Э+2ЭО4+Н2О+Н+ для S сдвинуто влево, а для Se, Те вправо.

Серная кислота искаженный тетраэдр; смешивается с водой в любы соотношениях. По структурным особенностями и аналогиям жидкая H2SO4 оч похожа на воду. 2H2SO4=H3SO4++HSO4-. К-та очень сильная из-за высокой полярности.

Сульфаты при нагреве могутразлагаться:

Fe2(SO4)3=Fe2O3+3SO3 (при Т); 2FeSO4=Fe2O3+SO2+SO3(при Т). Селеновая к-та похожа на серную, но выше ее по окислительным свайоствам: 2AU+6H2SeO4=Au2(SeO4)3+3H2SeO3+H2O. Ортотеллуровая к-та H6TeO6 отличается от S и Se. Это правильные октаэдры, малая сила. При нагревании разлагается до TeO2. По окис св-ам стоит между S и Se. Из теллуратов растворимы только соли щел/Ме:

H6TeO6+6NaOH=Na6TeO6+6H2O;

17.Химия элементов седьмой группы главной подгруппы и их соединений

Как видно из приводимых электронных структур, атомы галогенов имеют 7 электронов во внешнем слое. Основываясь на этом, можно наметить некоторые черты их химической характеристики, так как до устойчивой конфигурации внешнего слоя не хватает лишь по одному электрону, наиболее типичными для галоидов должны быть соединения, в которых эти элементы играют роль одновалентных металлоидов С другой стороны, их максимальную положительную валентность можно ожидать равной семи

Фтор На земной поверхности фтор встречается исключительно в составе солей Основная масса фтора распылена по различным горным породам Из отдельных форм его природных скоплений наиболее важен минерал флюорит — CaF2. Элементарный фтор получают путем электролиза фтористых соединений, причем он выделяется на аноде по схеме 2F- =2е + 2F=2e + F2 Свободный фтор представляет собой почти бесцветный (в толстых слоях зеленовато-желгый) газ с резким запахом. Фтор самый активный из всех металлоидов. Обусловлено это рядом причин, в том числе легкостью распада молекулы F, на отдельные атомы. Атомы фтора обладают значительным сродством к электрону и

сравнительно малыми размерами Поэтому их валентные связи с атомами других элементов оказываются прочнее аналогичных связей прочих металлоидов. Подавляющее большинство металло соединяется с фтором уже при обычных условиях. Однако взаимедействие част ограничивается образованием плотной поверхностной пленко фтористого соединения, которая предохраняет металл от дальнейшего разъедания. Так ведут себя, например Cr. Ni и Mg. которые поэтому оказываются практи­чески устойчивыми по отношению к фтору (в отсутствие воды) Так как фтористые производные металлоидных элементов обычно легколетучи, образование их не предохраняет поверхность металлоида от дальнейшего действия фтора Поэтому взаимодействие его с металлоидами часто протекает значительно энергичнее, чем со многими металлами Например, кремний, фосфор и сера воспламеняются в газообразном фторе Аналогично ведет себя аморфный углерод (древесный уголь), тогда как графит реагирует лишь при температуре красного каления С азотом и кислородом фтор непосредственно не соединяется От водородных соединений других элементов фтор отнимает водород Большинство окислов разлагается им с вытеснением кислорода В частности, вода взаимодействует по схеме F2+H20 = 2HF+0 Фтористый водород представляет собой бесцветную, подвижную и легколетучую жидкость, смешивающуюся с водой в любых соотношениях Он обладает резким запахом, дымит на воздухе (вследствие образования с парами воды мелких капелек раствора) и сильно разъедает стенки дыхательных путей Многие неорганические соединения хорошо растворимы в жидком HF. Химическая активность HF существенно зависит от отсутствия или наличия воды. Сухой фтористый водород не действует на большинство металлов. Не реагирует он и с окислами металлов. Однако если реакция с окислом начнется хотя бы в ничтожной степени, то дальше она некоторое время идет с самоускорением. Si02+4HF=SiF4+2H20 Практическое применение HF довольно разнообразно. Безводный фтористый водород используется главным образом при органических синтезах, а плавиковая кислота — для получения фторидов, травления стекла, удаления песка с металлического лития, при анализах минералов и т. д.

Хлор. По распространенности в природе хлор близок к фтору Будучи наиболее практически важным из всех галоидов, хлор в громадных количествах используется для беления тканей и бумажной массы, обеззараживания питьевой воды (примерно 1,5 г на 1 м3) и в других отраслях техники. Основным промышленным методом получения хлора является электролиз концентрированного раствора NaCl При электролизе на аноде выделяется хлор (2CI— 2е = CI2), а в прикатодном пространстве выделяется водород (2H + 2е = Н2) и образуется NaOH Для лабораторного получения хлора обычно пользуются действием Mn02 или КМn04 на соляную кислоту: Mn02 + 4HCI = MnCI + Cl+ 2Н20, 2KMn04 + I6HC1 = 2КС1 + 2MnC12 + 5C1 + 8H20 Вторая реакция протекает значительно энергичнее первой (требуюшей подогревания) Свободный хлор представляет собой желто-зеленый газ. Хлор обладает резким запахом. Активность его меньше чем у фтора поэтому последний способен вытеснять его из соединений. Тем не менее- химическая активность хлора очень велика - он соединяется почти со всеми металлами (иногда лишь в присутствии следов воды или при нагревании) и со всеми металлоидными элементами, кроме C, N, O. Важно отметить, что при полном отсутствии влаги хлор не

действует на железо

Эго и позволяет хранить его в стальных баллонах метод промышленного получения НС1 основан на взаимодействий NaCl и концентрированной H2S04 по реакциям NaCI + H2SO4= NaHS04 + НС1; NaCI + NaHS04 = Na2SO4 + HC1 Хлористый водород представляет собой бесцветный газ В отсутствие влаги он при обычных температурах не действует на большинство металлов и их окислы. Газообразный кислород окисляет его только при нагревании На воздухе хлористый водород дымит, вследствие образования с парами воды капелек тумана Растворимость его весьма велика Подобно другим сильным кислотам, НС1 энергично взаимодействует со многими металлами, окислами металлов и т д. Непосредственное взаи­модействие хлора с кислородом не приводит к образованию кислородных соединений хлора Они могут, быть получены лишь косвенными методами. Хлорноватистая HOCI гипохлориты; хлористая HClO4 хлориты, хлорноватая HCIО4 хлорат; хлорная HClO4 перхлораты).

Подгруппа брома. По характеру распределения в природе бром и иод очень похожи на хлор. Содержание природе астата

ничтожно мало, и свойства этого элемента почти не изучены Основными источниками промышленного получения брома являются воды некоторых соляных озер и морская вода Частично он добывается также из бромистых соединении, примеси которых обычно содержатся в природных месторождениях калийных солей, н из буровых вод нефтеносных

районов. Для промышленной добычи иода основное значение имеют именно буровые воды Другим источником этого элемента является зола морских водорослей Для получения свободных брома и йода можно воспользоваться вытеснением их хлором Бром выделяется из раствора исходной соли в виде тяжелой жидкости, иод — в твердом состоянии Так как давление пара твердого иода очень велико, он при нагревании легко возгоняется. Возгонкой технического иода пользуются для его очистки. Бром применяется главным образом для выработки специальных добавок к моторным бензинам. Иод в виде 5%-ного спиртового раствора («йодной настойки») применяется для стерилизации ран. Соединения обоих тяжелых галоидов имеют большое значение для фотографии, медицины и т. д. В ряду F— CI— Вг—I каждый галоид способен вытеснять все стоящие правее него из их соединений. Химическая активность брома и иода меньше, чем у хлора, но все же велика Со многими металлами и некоторыми элементами металлоидного характера (например, фосфором) они способны взаимодействовать в обычных условиях При этом бром по активности мало уступает хлору, тогда как иод отличается от него уже значительно. Взаимодействие брома с водородом происходит лишь при нагревании. Иод с водородом реагирует только при достаточно сильном нагревании и не полностью, так как начинает идти обратная реакция – разложение йодистого водорода. Оба галогеноводорода удобно получать разложением водой соответствующих галоидных соединений фосфора по схеме РГЗ+#h@O=H3PO4+3HI. Подобно хлористому водороду, HBr и HI представляют собой бесцветные газы, очень хорошо растворимые в воде. По химическим свойствам HBr и HI очень похожи на хлористый водород. Подобно последнему в безводном состоянии они не действуют на большинство металлов. Так как, однак, соляна кислота способна окисляться под действием MnO2 и т.п., Иp изложенного следует, Что галогеноводородов (КромеHF) могут служить в качестве вешществ, отнимающих кислород, т..е. в качестве восстановителей, причем наиболее активным в этом отношении является HI. HBrO3+H2SO4=H2SO4+HBrO2; HBrO2+H2SO4=H2SO4+HOBr, HOBr+H2SO3=H2So4HBr

18. Химия элементов восьмой группы