2020-09-24
122
Cl2 – жёлто-зеленый газ, ядовитый, растворимый в воде
Взаимодействие с металлами
Так как галогены являются сильными окислителями, то они активно реагируют с металлами – типичными восстановителями
0 0 +2 -1 Ba + Cl2 = BaCl2
Взаимодействие с неметаллами
0 0 +5 -1 2P + 5Cl2 = 2PCl5
С кислородом О2 галогены непосредственно не реагируют, так как и кислород, и галогены являются сильными окислителями, за исключением фтора F2:
0 0 +2 -1
O2 + 2F2 = 2OF2
Взаимодействие с водой
При взаимодействии с водой обычно происходит образование 2-х кислот:
0 +1 -2 +1 -1 +1 +1 -2
Cl2 + H2O = HCl + HClO
Взаимодействие со щелочами
Галогены реагируют с растворами щелочей, как правило, с образованием 2-х солей.
Взаимодействие с солями бескислородных кислот
Галогены могут реагировать с солями бескилородных кислот только в том случае, если более активный неметалл (более сильный окислитель) вытеснит из соли менее активный неметалл (менее сильный окислитель)
0 +1 -2 +1 -1 0
Cl2 + Li2S = 2LiCl + S
| Степень окисления | +1 | +3 | +5 | +7 |
| Оксид | Cl2O | Cl2O3 | Cl2O5 | Cl2O7 |
| Кислота | HClO | HClO2 | HClO3 | HClO4 |
| Название кислоты | хлорноватистая | хлористая | хлорноватая | хлорная |
| Сила кислоты | слабая | слабая | сильная | сильная |
| Название солей, которые образует кислота | гипохлориты | хлориты | хлораты | перхлораты |
HCl – хлороводород, бесцветный газ, резкий запах, имеет соленый вкус, ядовит, хорошо растворим в воде, при этом образуя соляную кислоту
Получать можно Из простых веществ
0 0 +1 -1
H2 + Cl2 = 2HCl
1) Из солей
BaCl2 + H2SO4 = BaSO4↓ + 2HCl
2KCl + H2SO4(к) = K2SO4 + 2HCl↑
2) Из неметаллических соединений
2PCl5 + 8H2O = 2H3PO4 + 10HCl
Химические свойства HCl
1) Взаимодействие с металлами
0 +1 -1 2+ -1 0
Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2↑
2) Взаимодействие с основными и амфотерными оксидами
Так как соляная кислота HCl является сильной кислотой, то она способна реагировать с веществами основного и амфотерного характера.
2HCl +CuO = CuCl2 + H2O
6HCl + Fe2O3 = 2FeCl3 + 3H2O
3) Взаимодействие с основными и амфотерными гидроксидами
HCl +NaOH = NaCl + H2O
3HCl + Fe(OH)3 = FeCl3 + 3H2O
4) Взаимодействие с солями
2HBr + K2S = 2KBr + H2S↑
Свойства азота
Молекулы азота состоят из 2-х атомов и имеют вид N2. Азот N2 при обычных условиях является газом без цвета и запаха, нерастворимым в воде. Имеет очень низкую температуру кипения. Газ азот безвреден для нашего организма. В воздухе содержится приблизительно 70% газа азота, поэтому азот ежесекундно попадает в наш организм, не представляя для человека никакой опасности. Это связано с тем, что азот является химически инертным газом, поэтому он не слишком охотно вступает в химическое взаимодействие. Это можно объяснить наличием тройной прочной ковалентной неполярной связи между атомами азота в молекуле:
N N
Соответственно, валентность атомов азота в молекуле равна III.
Получение азота N2.
1) Промышленное получение
В промышленности азот N2 получают из воздуха путем сильного охлаждения и сжижения воздуха.
2) Лабораторное получение
Азот N2 в лаборатории можно получить разложением при нагревании таких солей, как нитрит аммония, бихромат аммония:
-3 +1 +3 -2 t 0 +1 -2
NH4NO2 = N2 + 2H2O
-3 +1 +6 -2 t 0 +3 -2 +1 -2
(NH4)2Cr2O7 = N2 + Cr2O3 + 4H2O
Химические свойства азота N2.
1) Взаимодействие с металлами
Так как азот является очень инертным веществом, то способен реагировать при обычных условиях только с очень активными металлами (щелочными и щелочноземельными), так как они являются сильными восстановителями, при этом азот будет проявлять окислительные свойства:
0 0 +1 -3
N2 + 6Li = 2Li3N
2) Взаимодействие с неметаллами
Точно также азот способен реагировать только с очень активными неметаллами (сильными окислителями), при этом он будет проявлять восстановительные свойства:
0 0 t +3 -1
N2 + 3F2 = 2NF3
С кислородом азот практически не реагирует.
Азот N2 также способен сам проявлять окислительные свойства, реагируя с наименее активными неметаллами, например, с водородом. Азот N как химический элемент сам по себе является сильноэлектроотрицательным, поэтому должен проявлять сильные окислительные свойства, но этого не происходит за счёт образования прочной тройной связи между атомами азота в молекуле.
0 0 t -3 +1
N2 + 3H2 = 2NH3
Свойства фосфора
Фосфор является твёрдым хрупким аморфным веществом. В обычном состоянии существует 3 аллотропные модификации фосфора: белый, красный и черный фосфор.
Белый фосфор представляет собой белое воскообразное вещество, легко режется ножом, очень легкоплавкий, плохо растворим в воде. В темноте белый фосфор светится зеленым цветом. Белый фосфор имеет молекулярную формулу Р4, имеет молекулярную кристаллическую решетку. Белый фосфор химически очень активен и чрезвычайно ядовит.
При нагревании белого фосфора при 500 0С в бескислородной среде образуется красный фосфор. Красный фосфор представляет собой твёрдое вещество пурпурного цвета, имеющее металлический блеск, более устойчив и менее химически активен, чем белый фосфор. Плохо растворим в воде. Красный фосфор не представляет большой опасности для жизни и здоровья людей.
При нагревании красного фосфора образуется чёрный фосфор. Чёрный фосфор также можно получить из белого при нагревании и высоком давлении. Чёрный фосфор представляет собой чёрное вещество с металлическим блеском, нерастворимое в воде. Чёрный фосфор еще менее активен, чем красный, является полупроводником, поэтому способен проводить электрический ток.
Получение фосфора.
1) Сплавление фосфатов с углем и песком при высокой температуре
+2 +5 -2 +4 -2 0 t +2 +4 -2 +2 -2 0
Ca3(PO4)2 + 3SiO2 + 5C = 3CaSiO3 + 5CO↑ + 2P
