Халькогены. Кислород

Общая характеристика неметаллов

Из 110 химических элементов: 88 ме и 22 неме.

Сравнительная характеристика металлов и неметаллов

Признак	Ме	Неме
Положение в ПС	Под диагональю B-At в главных и побочных подгруппах.	На диагонали B-At и выше неё в главных подгруппах.
Радиус атомов	Большой, увеличивается сверху вниз, в периоде слева направо уменьшается.	Маленький, увеличивается сверху вниз, в периоде слева направо уменьшается.
Количество электронов на внешнем слое	1-3 электрона (искл. Нижние Э IV, V, VI гр. гл. подгруппы, у них большие радиусы, поэтому легко отдают е)	4-8 электронов (искл. В — 3 электрона, Н – 1, Не - 2)
Окислительно-вос-становительные свойства	Восстановители (отдают электроны), восстановительные (металлические) свойства возрастают сверху вниз, справа налево.	Окислители (принимают электроны), окислительные (неметаллические) свойства возрастают снизу вверх, слева направо.
Физические свойства простых веществ	Твёрдые (искл. - ртуть жидкая), температуры плавления высокие, крист. решётки металлические.	Газообразные, жидкие, твёрдые; температуры плавления различны; крист. решётки молекулярные или атомные.
Цвет простых веществ	Чаще всего серебристо-белый, с металлическим блеском.	Разный.

Аллотропия — явление существования одного элемента в виде разных простых веществ с разными свойствами (кислород и озон; белый и красный фосфор).

Химические элементы в живых организмах.

1. Биогенные (С,О,Н, N) — 99,3% всех атомов. В составе воды, белков, нуклеиновых кислот, липидов, углеводов.

2. Макроэлементы, или минеральные элементы (Ca, P, K, S, Na, Cl, Mg) — 0,07% всех атомов.

3. Микроэлементы (Fe, I, Cu, Zn, Mn, Co, Cr, Se, Mo, F, Sn, Si, V) — менее 0,01% всех атомов.

Др.элементы - в следовых количествах.

Витамины — помощники (активаторы) ферментов (коферменты).

Водород

Водород имеет двойственное положение в ПС — в I и в VII главных подгруппах, т. к. он имеет свойства, схожие с элементами этих подгрупп.

Свойства водорода

Общие со щелочными ме (I гр. гл. п/гр.)	Общие с галогенами (VII гр. гл. подгр.)
Количество электронов на внешнем слое - 1.	Не хватает одного электрона на внешнем слое до его завершения (до 2 электронов, как у гелия).
Восстановительные свойства (отдает 1 электрон), проявляет ст.ок. +1 при взаимодействии с неметаллами: H₂+Cl₂→ 2H⁺¹Cl H₂+S→ 2H₂⁺¹S 3H₂+N₂→ 2NH₃⁺¹	Окислительные свойства (принимает 1 электрон), проявляет ст.ок. -1 при взаимодействии с активными металлами: 2Na+H₂→ 2NaH ^-1 (гидрид натрия)
	При обычных условиях H₂— газ (как Cl₂, F₂)

Водород в природе. Самый распространённый элемент в космосе (8/10 атомов), составляет более половины Солнца и др. звёзд.

Получение водорода:

а) в лаборатории: Zn+2HCl→

б) в промышленности: С+H₂0→ CO+H₂

(уголь)

СН₄+ H₂0→ CO+3H₂

(природный газ

- метан)

Приоритет открытия:

Кавендиш (англ.) 1766 г. - получил «горючий воздух» при взаимодействии серной и соляной кислот с цинком, железом, оловом.

Лавуазье (франц.) назвал «водород».

Галогены

Общая характеристика галогенов

Название «галогены» - от греч. «рождающие соли» (т. к. при взаимодействии ме с неме получаются соли).

F Cl Br I At - на внешнем слое 7 электронов (типичные неме, сильные окислители).

F проявляет ст.ок. Только -1 (всегда окислитель).

Ост.галогены могут проявлять ст. ок. -1, +1, +3, +5, +7.

Окислительные свойства увеличиваются снизу вверх — от I к F.

Восстановительные свойства увеличиваются от Cl к I.

Простые вещества — галогены

Физические свойства. Имеют ковалентную неполярную связь, в твёрдом виде — молекулярная крист.решётка.

При обычных условиях F₂ – газ, Cl₂— газ, Br₂ – жидкость, I₂— твёрдый. Сверху вниз в подгруппе повышаются температуры плавления и кипения, интенсивность окраски (см. табл.7, с. 105).

Химические свойства. Химическая активность сверху вниз ослабевает.

Каждый галоген — самый сильный окислитель в своём периоде.

1. Ме+неме→ соль (фторид, хлорид, бромид, йодид).

Большинство ме при обычной t (Au, Ag, Pt при t) +F₂→ фториды

Al, Zn горят в атмосфере F₂.

Cl₂, Br₂, I₂+ме→ соли

медленнее всех реагирует I_2,вода — катализатор реакции.

2. Cl вытесняет Br и I, Br вытесняет I из растворов их солей.

2NaBr+Cl₂→ 2NaCl+Br₂

Искл. F₂, т. к. вода горит в атмосфере F₂:

2F₂+2H₂O→ 4HF+O₂

O здесь восстановитель!

3. Взаимодействие с H₂:

H₂+F₂→ 2HF (идёт со взрывом)

H₂+Cl₂→ 2HCl (нач-ся только при поджигании или облучении солнечным светом)

H₂+Br₂(I₂)→ 2HBr (HI) (только при нагревании).

Важнейшие соединения галогенов

Галогеноводороды и галогеноводородные кислоты.

H Hal — бесцветные газы с резким запахом, токсичны, хорошо растворимы в воде (дымятся во влажном воздухе). Сила кислот увеличивается от HF(слабый электролит) к HI.

HCl — соляная кислота, бесцветная дымящаяся жидкость. Соли — хлориды. Получают в промышленности по реакции H₂+Cl₂→ 2HCl, в лаборатории — при действии конц. серной кислоты на твёрдый NaCl.

HCl +ме→

HCl +МеО→

HCl +МеОН→

HCl +соли слабых кислот→

HF – плавиковая кислота. Название получила из-за свойства взаимодействовать с оксидом кремния в составе стекла («плавить» стекло).

4HF+SiO₂→ SiF₄+2H₂O (исп-ся для изготовления рисунков на стекле, рисунок проскребается на слое парафина)

Соли галогеноводородных кислот.

Галогениды в основном хорошо растворимы в воде.

Качественная реакция на хлорид-, бромид-, йодид-ионы — с АgNO₃:

Cl ^-+ АgNO₃→ белый осадок

Br ^-+ АgNO₃→ светло-желтый осадок

I ^-+ АgNO₃→ жёлтый осадок

на F^- - ионы — с солями Ca ²⁺→ CaF₂(белый осадок)

Галогены и их соединения в природе

Встречаются только в виде соединений. Наиболее распространены Cl и F.

NaCl – галит (получают из каменной соли)

KCl·NaCl – сильвинит

CaF_{2 –} флюорит (плавиковый шпат).

Br и I – рассеянные элементы, своих минералов не образуют. Есть в морской воде, в водах буровых скважин и в водорослях.

Получение галогенов.

_1.F₂ и Cl₂ в промышл-ти получают электролизом расплавов или растворов их солей: 2NaCl→ 2Na+Cl₂

расплав

2NaCl+2H₂O → 2NaOH+Cl₂+H₂

раствор

2. В лаборатории: MnO₂+4HCl→ MnCl₂+Cl₂+2H₂О

1. Br₂ и I₂ в промышленности получают реакцией вытеснения их из растворов солей Сl₂.

Применение галогенов.

Для получения сверхчистых металлов (йодиды); тефлонов, зубной пасты (фториды); отбеливания ткани и бумаги, обеззараживания воды (хлор и его соединения); лечения болезней нервной системы (бромиды), фотографии; для обработки ран (йод), галогеновые лампы (пары I₂).

Халькогены. Кислород.

Название элементов VI группы главной подгруппы (O, S, Se, Te, Po) в переводе означает «рождающие руды».

Получение O₂:

H₂O₂→H₂O+O₂

KMnO₄→K₂MnO₄+MnO₂+O₂

В природе кислород образуется при фотосинтезе.

Кислород в природе.

Кислород — самый распространённый элемент на Земле: он входит в состав воды и воздуха, многих минералов. Из каждых 100 атомов в земной коре 58 приходится на долю кислорода.

Простые вещества — O₂ и O₃.

Химические свойства кислорода:

1. Взаимодействует почти со всеми простыми веществами, кроме галогенов, благородных газов, золота и платиновых металлов.

4Li+O₂→2Li₂O (оксид лития)

2Na+O₂→Na₂O₂пероксиды (с другими щелочными металлами)

Fe+O₂→Fe3O4 (железная окалина)

4Al+3O₂→2Al₂O₃ (оксид)

S+O₂→SO₂

4P+5O₂→2P₂O₅

C+O₂→CO₂

N₂+O₂→2NO-Q

2. Взаимодействует со сложными веществами: