Халькогены егэ теория

Химические свойства кислорода.

Кислород ($O$) — самый распространенный элемент на Земле. Он находится в атмосфере ($21%$ по объему), в земной коре ($92%$), в гидросфере ($89%$).

Кислород находится в VI группе Периодической системы, в главной подгруппе. Кислород проявляет во всех соединениях валентность II. Это низшая валентность из шести возможных в этой группе.

Кислород образует молекулы O2. Это газ без запаха, цвета и вкуса. Плотность кислорода при $0°С$ и давлении $1$ атм. $1,43$ г/л, что в $1,11$ раза больше плотности воздуха. Кислород малорастворим в воде. При $20°С$ и атмосферном давлении в $100$ объемах воды растворяется $3$ объема $O_2$. Температура кипения кислорода равна $–183°С$; при этой температуре и давлении $1$ атм. кислород превращается в жидкость голубого цвета.

Кислород является одним из самых активных веществ, легко вступающих в химические реакции.

Взаимодействие веществ с кислородом называется реакцией окисления этих веществ. Кислород принимает участие в таких окислительных процессах: горение, дыхание, ржавление металлов, гниение растительных и животных останков.

Реакции окисления, сопровождающиеся выделением теплоты и света, называются реакциями горения:

а) горение простых веществ:

— неметаллов:

$C+O_2=CO_2; S+O_2=SO_2; 4P+5O_2=2P_2O_5;$

— металлов:

$3Fe+2O_2=Fe_3O_4$, или $FeO·Fe_2O_3$.

Эти процессы горения происходят быстро. Возможно и медленное горение — окисление:

$2Cu+O_2=2CuO$;

б) горение сложных веществ:

$2{C_2H_2}↙{ацетилен}+5O_2→4CO_2+2H_2O$

У кислорода есть аллотропная модификация — озон $O_3$. Он образуется под воздействием солнечного излучения или электрического разряда:

Озон обладает запахом свежести. Разный состав молекул кислорода и озона определяет их разные свойства. Молекула озона очень непрочная, легко вступает в химические реакции. Озон проявляет сильные окислительные свойства, разрушает органические вещества (резину), окисляет металлы ($Au, Pt, Ag$):

${Ag+O_3=AgO+O_2↑}↙{text «(с кислородом серебро не реагирует)» }$

Химические свойства серы.

Атомы серы, как и атомы кислорода, имеют на внешнем энергетическом уровне $6{e}↖{-}$, два из них — неспаренные. Однако по сравнению с атомами кислорода атомы серы имеют больший радиус, меньшее значение электроотрицательности, поэтому проявляют восстановительные свойства, образуя соединения со степенями окисления $+2,+4,+6$. По отношению к водороду и металлам сера проявляет окислительные свойства со степенью окисления $–2$.

Сера ($S$) — твердое кристаллическое вещество желтого цвета, имеет молекулярную кристаллическую решетку, легко плавится, в воде нерастворима. Для серы характерна аллотропия. Ромбическая сера $S_8$ — стабильная модификация. Образует кристаллы октаэдрической формы лимонно-желтого цвета с $t°{пл}=112,8°С$. Моноклинная сера имеет игольчатые кристаллы с $t°{пл}=119,3°С$, легко переходит в ромбическую. Пластическая сера имеет линейное строение молекул, темно-коричневый цвет. Ее получают при выливании расплавленной при $160°С$ серы в холодную воду — образуется резиноподобная темно-коричневая масса.

В таблице обобщены химические свойства серы и ее соединений.

Сера и ее соединения.

Сера	Соединения серы
Оксиды серы	Серная кислота
1. При обычных условиях — твердое желтое кристаллическое вещество. 2. Горит в кислороде: $S+O_2=SO_2$ (проявляет восстановительные свойства). 3. Взаимодействует с металлами и водородом: $Fe+S=FeS$ $H_2+S=H_2S$ (проявляет окислительные свойства) В природе самородная сера $S$, сульфиды: $FeS_2$ (пирит), $CuS$; сульфаты: $CaSO_4·2H_2O$ (гипс), $Na_2SO_4$	1. При обычных условиях $SO_2$ — газ, $SO_3$ — жидкое вещество ($t°{пл}=16,8°С$). 2. Проявляют свойства кислотных оксидов, взаимодействуя: — с водой: $SO_2+H_2O⇄H_2SO_3$ $SO_3+H_2O=H_2SO_4$ — со щелочами: $SO_2+2NaOH=Na_2SO_3+H_2O$ $SO_3+2NaOH=Na_2SO_4+H_2O$ — с основными оксидами: $SO_3+CaO=CaSO_4$ Получение: 1) оксида серы (IV) а) в промышленности: — горение серы $S+O_2=SO_2$ — обжиг пирита $4FeS_2+11O_2=2Fe_2O_3+8SO_2$ б) в лаборатории: $Na_2SO_3+H_2SO_4=Na_2SO_4+SO_2↑+H_2O$; 2) оксида серы (VI) в промышленности — каталитическое окисление оксида серы (IV): $2SO_2+O_2=2SO_3$	1. При обычных условиях — бесцветная тяжелая жидкость ($ρ≈2 г/см^3$), неограниченно растворимая в воде. 2. Сильная двухосновная кислота: $H_2SO_4=H^{+}+HSO_4^{-}⇄2H^{+}+SO_4^{2-}$ 3. Взаимодействует с металлами: $Zn+H_2SO_4=ZnSO_4+H_2↑$ В концентрированной кислоте пассивируются $Al$ и $Fe$. 4. Взаимодействует со щелочами, основаниями и амфотерными гидроксидами: $H_2SO_4+2NaOH=Na_2SO_4+2H_2O$ $H_2SO_4+Cа(OH)_2=CаSO_4+2H_2O$ $3H_2SO_4+2Al(OH)_3=Al_2(SO_4)_3+6H_2O$ 5. Взаимодействует с основными и амфотерными оксидами: $H_2SO_4+CuO=CuSO_4+H_2O$ $H_2SO_4+ZnO=ZnSO_4+H_2O$ 6. Концентрированная кислота гигроскопична: Получение в промышленности в соответствии со схемой: $FeS_2(или S){→}↖{O_2}SO_2{→}↖{O_2}SO_3{→}↖{H_2O}H_2SO_4$

VI а группа – халькогены – nS²nP⁴

1)     
₈O   —   H₂⁺¹O^-2    ,
H₂O₂^-1  ;  O⁺²F₂^-1

 

 ₁₆S   —   2;O  +2; +4; +6                        НеМе       О — самый
распространенный хими-

 ₃₄Se   —   2;O  +2;
+4; +6                      св-ва         
ческий эл-т на Земле. O₂ и O₃;
ромби-

₅₂Te   —   2;O  +2; +4;
+6                       уб-ют        
ческая, моноклинная S₈, аморфный Se,

₈₄Po   —   2;O  +2; +4;
+6                 ЭО ум-ся         
серый Se, неск-ко аллотропный видоизм.

2)     
O₃ –озон, сильный окислитель – Г, З, Ц

      O₃ = O + O₂. Вдыхание O₃ в больших количествах вредно.

3)      Сера. В природе FeS₂,      FeCuS₂,     
MgS,    Na₂SO₄ ^. 10H₂O,    CaSO₄ ^. 2H₂O

Встречается не
только в виде соединений, но и в свободном виде.

                                  
^{пирит      
халькопирит                                 мирабилит                     гипс}

S нерастворима в H₂O, но хорошо растворима в CS₂ (сероуглероде)

1.      с Ме – сульфиды 2Na+S         Na₂S                         
Fe + S = FeS

2.     
c НеМе  O₂, F₂, Cl₂, Br₂ (с N₂ не
взаимодействует, нитрид образуется косвенно)

   S + O₂          SO₂              H₂
+ S =H₂S

3.      c кислотами:

               S + 4HNO₃ = SO₂ + 4NO₂
+ 2H₂O                S + 2H₂SO₄ = 3SO₂
+ 2H₂O

                                ^{конц.                                                               конц.}

4.     
с щелочами:             

  3S
+ 6NaOH          2Na₂S + Na₂SO₃ + 3H₂O

Получение FeS₂
= FeS + S

4)     
Сероводород – H₂S – Ц, З тухлых яиц, Яд, растворимый
в H₂O

Сильный
восстановитель и слабая кислота:  

H₂S
+ 6HNO₃            SO₂ + 6NO₂ + 4H₂O

·        
c Ме:       

   
2H₂S + 2Na            2NaHS + H₂

·        
c основными оксидами:

H₂S
+ ZnO           ZnS + H₂O

·        
с солями

H₂S
+ Cu(NO₃)₂            CuS       + 2HNO₃,              
PbS

                                                                                                       черный          

    5H₂S +
2KMnO₄ + 3H₂SO₄ = 5S + 2MnSO₄ + K₂SO₄
+ 8H₂O

   Окисление в водном растворе или при
недостатке O₂:

   2H₂S + O₂ = 2H₂O +2S

   2H₂S + 3O₂ (изб.) = 2SO₂ + 2H₂O

   Окисляется галогенами в водном растворе:

   H₂S + 4Cl₂ + 4H₂O              H₂SO₄
+ 8HCl

   H₂S + J₂ = 2HJ + S

5)     
Оксид S(IV) – SO₂ – сернистый газ – Г, Ц, резкий З,
кислотный оксид.

H₂SO₃ – слабая кислота, 2 ряда солей: SO₃^-2 – сульфиты,
HSO₃^— — гидросульфиты. SO₂ вытесняет слабые кислоты из солей: SO₂ + Na₂CO₃ = CO₂ + Na₂SO₃.

Гидросульфит-ион и SO₂ вытесняются более сильными кислотами: Na₂CO₃ + CH₃COOH          NaHSO₃ +
NaCH₃COO

SO₂ – вещество с 2-ой окислительно-восстановительной природой, с  преобладающей
восстановительной функцией.

SO₂
+ J₂ + 2H₂O        2HJ + H₂SO₄

SO₂ + 2HNO₃ (конц.)          2NO₂ + H₂SO₄

2SO₂
+ O₂            2SO₃ ( t, кат.)

SO₂ + O₃ =
SO₃ + O₂ (при комн. t)

2K₂SO₃ + O₂        2K₂SO₄ (во
влажном воздухе)

4K₂SO₃ (t =
600^o) = 3K₂SO₄ + K₂S

Окислитель SO₂ + 2H₂S       
3S + 2H₂O (при комн. t)

SO₂ + C (t) = S + CO₂

Качественные
реакции на SO₂:

                         
I.     
Обесцвечивание подкисленным раствором  KMnO4:

5SO₂
+ 2KMnO₄ + 2H₂O (H+)          2MnO₄ +2H₂SO₄
+K₂SO₄

                      
II.     
Помутнение известковой воды:

Ca(OH)₂(изб.)
+ SO₂          CaSO₃     + H₂O

6)     
SO₃; H₂SO₄, соли сульфаты (щелочные Ме и NH₃ образуют гидросульфаты)

Раствор SO₃ в H₂SO₄(конц.)          
Олеум

H₂SO₄ – Ц, сиропообразная Ж,

H₂SO₄ реагирует с Ме, до Н в ЭХР

Fe + H₂SO₄
= FeSO₄ + H₂

H₂SO₄ (конц.) — сильный окислитель,
восстанавливается до S⁺⁴
или S^-2, реже до S, часто выделяется смесь продуктов, например в реакции с Zn – SO₂, H₂S и S, но основной
продукт — H₂S;   4Zn + 5H₂SO₄ = 4ZnSO₄ + H₂S + 4H₂O

H₂SO₄ (конц.) на холоде не реагирует с Al, Fe, Cr, при t с Cu, Ag, Hg

Cu + 2H₂SO₄ (t)           CuSO₄
+ SO₂    + 2H₂O 

2Fe +
6H₂SO₄ (t)          Fe₂(SO₄)₃
+ 3SO₂ + 6H₂O

H₂SO₄(конц.) окисляет НеМе, графит
(С), Р, S

2H₂SO₄(конц.) + C         2SO₂ + CO₂ + 2H₂O

H₂SO₄(конц.) + 2P = 3SO₂ + 2H₃PO₄

 2H₂SO₄(конц.) +
S        3SO₂ + 2H₂O

H₂SO₄(конц.) реагирует
со сложными веществами:

H₂SO₄(конц.) +8HJ        4J₂ + H₂S      + 4H₂O

H₂SO₄(конц.) + HBr = Br₂ + SO₂    + 2H₂O

H₂SO₄(конц.) + H₂S          S     + SO₂    + 2H₂O

С H₂SO₄(конц.)  органические
вещества обугливаются:

6H₂SO₄(конц.) + C₆H₁₂O₆ = 6C
+ 6H₂SO₄ + H₂O

Сульфаты окислительными свойствами не обладают, при t окисляют
вещества

Na₂SO₄ + 4C(изб.)(t) = Na₂S + 4CO

Качественная
реакция на H₂SO₄ и растворимые соли:

SO₄^2-
+ Ba²⁺ = BaSO₄ (белый)

Галогены (греч. hals — соль + genes — рождающий) — химические элементы VIIa группы: F, Cl, Br, I, At. Реагируют с большинством
других элементов и органических соединений.

Галогены широко распространены в природе. Их химическая активность падает от фтора к астату.

Общая характеристика элементов VIIa группы

От F к At (сверху вниз в периодической таблице) происходит увеличение: атомного радиуса, металлических, основных, восстановительных свойств.
Уменьшается электроотрицательность, энергия ионизация, сродство к электрону.

Все галогены относятся к неметаллам, являются сильными окислителями.

Электронные конфигурации у данных элементов схожи, так как они находятся в одной группе (главной подгруппе!), общая формула ns²np⁵:

• F — 2s²2p⁵
• Cl — 3s²3p⁵
• Br — 4s²4p⁵
• I — 5s²5p⁵
• At — 6s²6p⁵

Для галогенов характерны нечетные степени окисления: -1, +1, +3, +5, +7. Это связано с электронной конфигурацией атомов
в возбужденном состоянии.

Природные соединения

• NaCl — галит (каменная соль)
• CaF₂ — флюорит, плавиковый шпат
• NaCl*KCl — сильвинит
• 3Ca₃(PO₄)₂*CaF₂ — фторапатит
• MgCl₂*6H₂O — бишофит
• KCl*MgCl₂*6H₂O — карналлит

Простые вещества — F₂, Cl₂, Br₂, I₂

Галогены в чистом виде можно получить путем электролиза водных растворов и расплавов их солей. Например, хлор в промышленности получают
электролизом водного раствора хлорида натрия.

NaCl + H₂O → (электролиз) NaOH + H₂↑ + Cl₂↑

Электролизом расплава гидрофторида калия KHF₂ в безводной плавиковой кислоте — HF — был впервые получен фтор.

HF → F₂ + H₂

Более активные галогены способны вытеснять менее активные. Активность галогенов убывает: F → Cl → Br → I.

Cl₂ + KBr → Br₂ + KCl

Cl₂ + KI → I₂ + KCl

В лабораторных условиях галогены могут быть получены следующими реакциями.

HCl + MnO₂ → MnCl₂ + Cl₂ + H₂O

HCl + KMnO₄ → MnCl₂ + Cl₂ + KCl + H₂O

Химические свойства

• Реакции с металлами

Для галогенов характерна высокая реакционная способность. Фтор реагирует со всеми металлами без исключения, некоторые из них в атмосфере
фтора самовоспламеняются.

Al + F₂ → AlF₃

Cu + Cl₂ → CuCl₂

Na + Br₂ → NaBr

• Реакции с неметаллами

Хлор, как и фтор, химически весьма активен. Не реагирует только с кислородом, азотом и благородными газами.

Cl₂ + Si → SiCl₄

Cl₂ + H₂ → HCl (на свету)



F₂ + H₂ → HF (в темноте со взрывом)

Галогены вступают в реакцию друг с другом. Чтобы определить степени окисления в получающихся соединениях, вспомните электроотрицательность

Br₂ + F₂ → BrF (фтор более электроотрицателен, чем бром — F^—)

Br₂ + I₂ → IBr₃ (бром более электроотрицателен, чем йод — Br^—)

• Реакции с водой

Реакция фтора с водой протекает очень энергично, носит взрывной характер.

H₂O + F₂ → HF + O₂

Хлор реагирует с водой обратимо, образуя хлорную воду — смесь хлорноватистой и соляной кислоты. Бром вступает в те же реакции, что и хлор.

Cl₂ + H₂O → HCl + HClO

H₂O + Br₂ → HBr + HBrO



Замечу, что активность йода существенно ниже, чем у остальных галогенов. С неметаллами йод почти не реагирует, а с металлами — только при
нагревании.

• Реакции с щелочами

Cl₂ + NaOH → NaCl + NaClO + H₂O

Cl₂ + NaOH → (t) NaCl + NaClO₃ + H₂O

• Окислительные способности

Галогены способны вытеснять друг друга из солей. Более активные вытесняют менее активные.

KCl + F₂ → KF + Cl₂

KBr + Cl₂ → KCl + Br₂

KBr + I₂ ⇸ (реакция не идет, так как йод менее активен, чем бром)

Галогеноводороды

Соединения, образованные из галогенов и водорода. К галогеноводородам относятся следующие вещества:

• HF — фтороводород (газ), фтороводородная (плавиковая) кислота (жидкость)
• HCl — хлороводород (газ), соляная кислота (жидкость)
• HBr — бромоводород, бромоводородная кислота
• HI — йодоводород, йодоводородная кислота
• HAt — астатоводород, астатоводородная кислота

При н.у. HCl, HBr, HI — газы, хорошо растворимые в воде.

Получение

В промышленности применяют получение прямым методом: реакцией водорода с галогенами.

H₂ + Cl₂ → HCl

В лабораторных условиях галогеноводороды можно получить в реакциях обмена между галогенсодержащими солями и сильными кислотами.

NaCl + H₂SO₄ → NaHSO₄ + HCl↑

CaF₂ + H₂SO₄ → CaSO₄ + HF

PBr₃ + H₂O → HBr↑ + H₃PO₃

H₂S + I₂ → S + HI

Химические свойства

• Кислотные свойства

HF — является слабой кислотой, HCl, HBr, HI — сильные кислоты. Металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода, способны вытеснить
водород из кислоты.

Mg + HBr → MgBr₂ + H₂↑

Zn + HCl → ZnCl₂ + H₂↑



Галогеноводороды реагируют с основными, амфотерными оксидами и основаниями с образованием соответствующих солей.

Na₂O + HCl → NaCl + H₂O

ZnO + HI → ZnI₂ + H₂O

KOH + HCl → KCl + H₂O (реакция нейтрализации)



Cr(OH)₃ + HCl → CrCl₃ + H₂O

• С солями

Реакции протекают в тех случаях, если в результате выпадает осадок, выделяется газ или образуется слабый электролит (вода).

AgNO₃ + HCl → AgCl + HNO₃

Li₂CO₃ + HBr → LiBr + H₂CO₃

• Восстановительные свойства

В некоторых реакциях проявляют себя как сильные восстановители, особенно HI.

HI + MnO₂ → I₂ + MnI₂ + H₂O

HI + H₂SO₄ → I₂ + H₂S + H₂O

HI + O₂ → H₂O + I₂

HI + Br₂ → HBr + I₂

HBr + H₂SO₄ → Br₂ + SO₂ + H₂O



• Реакция с оксидом кремния

В целом взаимодействие галогеноводородов с оксидами неметаллов нехарактерно. В этой связи важно выделить реакцию SiO₂ с
плавиковой кислотой.

SiO₂ + HF → SiF₄ + H₂O

Название

халькогены

(термин происходит от греческих слов «chalkos»-медь и «genos»- рожденный), то есть «рождающие медные руды», обусловлено тем, что в природе они встречаются чаще всего в форме соединений меди (сульфидов, оксидов, селенидов и т.д.).

Общая электронная конфигурация внешнего энергетического уровня — ns

²

np

⁴

.

С возрастанием порядкового номера элементов увеличиваются радиусы атомов, уменьшается электроотрицательность, окислительная способность, ослабевают неметаллические свойства (увеличиваются металлические свойства).

Основные степени окисления: -2, +4, +6. С учетом степеней окисления р-элементов VIA группы водородные соединения их отвечают общей формуле H

₂

R (H

₂

O, H

₂

S, H

₂

Se, H

₂

Тe), a кислородные – RO

₂

(H

₂

RO

₃

) и  RO

₃

(H

₂

RO

₄

).

Отличие кислорода от других элементов подгруппы



В атомах кислорода валентные электроны размещаются на 2-м энергетическом уровне, имеющем только

s

— и

p

-орбитали. Это исключает возможность перехода атомов О в возбуждённое состояние, поэтому кислород во всех соединениях проявляет постоянную валентность, равную II. Имея высокую электроотрицательность, атомы кислорода всегда в соединениях заряжены отрицательно (с.о. = -2 или -1). Исключение – фториды OF

₂

и O

₂

F

₂

.

1. Положение галогенов в периодической системе химических элементов
2. Электронное строение галогенов
3. Физические свойства и нахождение в природе
4. Соединения галогенов
5. Способы получения галогенов
6. Химические свойства
6.1. Взаимодействие с простыми веществами
6.1.1. Взаимодействие с кислородом
6.1.2. Взаимодействие с серой
6.1.3. Взаимодействие с серой и фосфором 
6.1.4. Взаимодействие с металлами
6.1.5. Взаимодействие с водородом
6.1.6. Взаимодействие с галогенами
6.2. Взаимодействие со сложными веществами
6.2.1. Взаимодействие с водой
6.2.2. Взаимодействие с щелочами
6.2.3. Взаимодействие с солями и галогеноводородами
6.2.4. Взаимодействие с восстановителями

Галогеноводороды
1. Строение молекулы и физические свойства 
2. Способы получения
3. Химические свойства
3.1. Кислотные свойства
3.2. Диссоциация
3.3. Взаимодействие с солями
3.4. Восстановительные свойства
3.5. Взаимодействие с оксидом кремния (IV)

Соли-галогениды
Способы получения галогенидов
Химические свойства галогенидов

Кислородсодержащие кислоты галогенов
 1. Хлорноватистая кислота и ее соли 
 2. Хлористая кислота и ее соли 
 3. Хлорноватая кислота и ее соли 
 4. Хлорная кислота и ее соли 

Галогены

Положение в периодической системе химических элементов

Галогены расположены в главной подгруппе VII группы  (или в 17 группе в современной форме ПСХЭ) периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.

Электронное строение галогенов

Электронная конфигурация  галогенов в основном состоянии соответствует формуле ns²np⁵.

Например, электронная конфигурация фтора:

Электронная концигурация хлора:

Атомы галогенов содержат на внешнем энергетическом уровне 1 неспаренный электрон и три неподеленные электронные пары в основном энергетическом состоянии. Следовательно, в основном состоянии атомы галогенов могут образовывать 1 связи по обменному механизму.

При этом у фтора возбужденного состояния нет, т.е. максимальная валентность фтора в соединения равна I.

Однако, в отличие от фтора, за счет вакантной d-орбитали атомы хлора, брома и йода могут переходить в возбужденное энергетическое состояние. 

Таким образом, максимальная валентность галогенов (кроме фтора) в соединениях равна VII. Также для галогенов характерны валентности I, III, V.

Степени окисления атома галогенов – от -1 до +7. Характерные степени окисления -1, 0, +1, +3, +5, +7. Для фтора характерная степень окисления -1 и валентность I.

Физические свойства и закономерности изменения свойств

Галогены образуют двухатомные молекулы состава Hal₂. В твёрдом состоянии имеют молекулярную кристаллическую решетку. Плохо растворимы в воде, все имеют запах, летучи.

Галоген	F	Cl	Br	I
Электронная формула	… 2s22p5	… 3s23p5	… 4s24p5	… 5s25p5
Электроотрицательность	4,0	3,0	2,8	2,5
Степени окисления	-1	-1, +1, +3, +5, +7	-1, +1, +3, +5, +7	-1, +1, +3, +5, +7
Агрегатное состояние	Газ	Газ	Жидкость	Твердые кристаллы
Цвет	Светло-желтый	Жёлто-зелёный	Буровато-коричневый	Тёмно-серый с металлическим блеском
Запах	Резкий	Резкий, удушливый	Резкий, зловонный	Резкий
T плавления	–220оС	–101оС	–7оС	113,5оС
Т кипения	–188оС	–34оС	58оС	185оС

Внешний вид галогенов:

 Фтор            

Хлор              

Бром              

Йод                 

В природе галогены встречаются в виде соединений, в основном, в виде галогенидов.

Соединения галогенов

Типичные соединения хлора:

Степень окисления	Типичные соединения
+7	Хлорная кислота  HClO4 Перхлораты MeClO4
+5	Хлорноватая кислота HClO3 Хлораты MeClO3
+3	Хлористая кислота HClO2
+1	Хлорноватистая кислота HClO Гипохлориты MeClO
–1	Хлороводород HCl, Хлориды MeCl

Бром и йод образуют подобные соединения.

Способы получения галогенов

1. Получение хлора.

В промышленности хлор получают электролизом расплава или раствора хлорида натрия.

Электролиз расплава хлорида натрия.

В расплаве  хлорид натрия диссоциирует на ионы:

NaCl   →  Na⁺    +    Cl⁻

На катоде восстанавливаются ионы натрия:

K(–):     Na⁺  +1e  →  Na⁰      

На аноде окисляются ионы хлора:

A(+):     2Cl⁻     ̶ 2e   →  Cl₂⁰

Ионное уравнение электролиза расплава хлорида натрия:

2Na⁺    +    2Cl⁻    →     2Na º    +   Cl₂º

Суммарное уравнение электролиза  расплава хлорида натрия:

2NaCl   →  2Na    +   Cl₂

Электролиз раствора хлорида натрия.

В растворе хлорид натрия диссоциирует на ионы:

NaCl   →  Na⁺    +    Cl⁻

На катоде восстанавливаются молекулы воды:

K(–):      2H₂O   +    2e    →    H₂°    +   2OH⁻      

На аноде окисляются ионы хлора:

A(+):     2Cl⁻     ̶ 2e   →  Cl₂⁰

Ионное уравнение электролиза раствора хлорида натрия:

2H₂O   +    2Cl⁻   →  H₂°↑    +   2OH⁻   +   Cl₂°↑

Суммарное уравнение электролиза  раствора хлорида натрия:

2NaCl    +    2H₂O   →     H₂↑   +   2NaOH    +   Cl₂↑

В лаборатории хлор получают взаимодействием концентрированной соляной кислоты с сильными окислителями.

Например, взаимодействием соляной кислоты с оксидом марганца (IV)

MnO₂    +    4HCl     →   MnCl₂    +    Cl₂↑    +   2H₂O

Или перманганатом калия:

2KMnO₄    +    16HCl     →   2MnCl₂    +   2KCl     +     5Cl₂↑    +   8H₂O

Бертолетова соль также окисляет соляную кислоту:

KClO₃    +    6HCl     →     KCl     +     3Cl₂↑    +   3H₂O

Бихромат калия окисляет соляную кислоту:

K₂Cr₂O₇    +    14HCl     →   2CrCl₃    +   2KCl     +     3Cl₂↑    +   7H₂O

2. Получение фтора.

Фтор получают электролизом расплава гидрофторида калия.

2KHF₂  →  2K + H₂ + 2F₂

3. Получение  брома. 

Бром можно получить окислением ионов Br^– сильными окислителями.

Например, бромоводород окисляется хлором:

2HBr +  Cl₂   →   Br₂   +  2HCl

Соединения марганца также окисляют бромид-ионы.

Например, оксид марганца (IV):

MnO₂   +   4HBr   →   MnBr₂   +   Br₂ + 2H₂O

4. Получение йода.

Йод получают окислением ионов I^– сильными окислителями.

Например, хлор окисляет йодид калия:

2KI +  Cl₂   →   I₂   +  2KCl

Соединения марганца также окисляют йодид-ионы.

Например, оксид марганца (IV) в кислой среде окисляет йодид калия:

2KI + MnO₂ + 2H₂SO₄   →   I₂ + K₂SO₄ + MnSO₄ + 2H₂O

Химические свойства галогенов

Химическая активность галогенов увеличивается снизу вверх – от астата к фтору.

1. Галогены проявляют свойства окислителей. Галогены реагируют с металлами и неметаллами.

1.1. Галогены не горят на воздухе. Фтор окисляет кислород с образованием фторида кислорода:

2F₂  +  O₂  →  2OF₂

1.2. При взаимодействии галогенов с серой образуются галогениды серы:

S   +   Cl₂  →  SCl₂   (S₂Cl₂)

S   +  3F₂  →   SF₆

1.3. При взаимодействии фосфора и углерода с галогенами образуются галогениды фосфора и углерода:

2P    +   5Cl₂   →  2PCl₅

2P    +   3Cl₂   →  2PCl₃

2F₂  +   C   →   CF₄

1.4. При взаимодействии с металлами галогены проявляют свойства окислителей, образуя галогениды.  

Например, железо реагирует с галогенами с образованием галогенидов. При этом фтор, хлор и бром образуются галогениды железа (III), а c йодом — соединение железа (II):

3Cl₂   +   2Fe   →  2FeCl₃

I₂   +   Fe   →  FeI₂

Аналогичная ситуация с медью: фтор, хлор и бром окисляют медь до галогенидов меди (II),а йод до йодида меди (I):

Cl₂   +   Cu   →  2CuCl₂

I₂   +   2Cu   →  2CuI

Активные металлы бурно реагируют с галогенами, особенно с фтором и хлором (горят в атмосфере фтора или хлора).

Еще пример: алюминий взаимодействует с хлором с образованием хлорида алюминия:

3Cl₂   +  2Al   →  2AlCl₃

1.5. Водород горит в атмосфере фтора:

F₂  +  H₂  →  2HF

С хлором водород реагирует только при нагревании или освещении. При этом реакция протекает со взрывом:

Cl₂  +  H₂  →  2HCl

Бром также реагирует с водородом с образованием бромоводорода:

Br₂  +  H₂  →  2HBr

Взаимодействие йода с водородом происходит только при сильном нагревании, реакция  протекает обратимо, с поглощением теплоты (эндотермическая):

I₂  +  H₂  ↔   2HI

1.6. Галогены реагируют с галогенами. Более активные галогены окисляют менее активные.

Например, фтор окисляет хлор, бром и йод:

Cl₂  +  F₂  →  2ClF

2. Со сложными веществами галогены реагируют, также проявляя преимущественно окислительные свойства. Галогены охотно диспропорционируют при растворении в воде или в щелочах.

2.1. При растворении в воде хлор и бром частично диспропорционируют, повышая и понижая степень окисления. Фтор окисляет воду.

Например, хлор при растворении в холодной  воде диспропорционирует до ближайших стабильных степеней окисления (+1 и -1), образует  при этом соляную кислоту и хлорноватистую кислоту (хлорная вода):

Cl₂    +   H₂O   ↔  HCl   +  HClO  

При растворении в горячей воде хлор диспропорционирует до  степеней окисления -1 и +5, образуя соляную кислоту и хлороватую кислоту:

Cl₂    +   6H₂O   ↔  5HCl   +  HClO₃  

Фтор реагирует с водой со взрывом:

2F₂   +   2H₂O   →    4HF   +   O₂

2.2. При растворении в щелочах хлор, бром и йод диспропорционируют с образованием различных солей. Фтор окисляет щелочи.

Например, хлор реагирует с холодным раствором гидроксидом натрия:

Сl₂    +   2NaOH _(хол.)  →  NaCl   +   NaClO   +   H₂O

При взаимодействии с горячим раствором гидроксида натрия образуются хлорид и хлорат:

3Cl₂   +   6NaOH _(гор.)  →  5NaCl   +   NaClO₃   +    3H₂O

Еще пример: хлор растворяется в холодном растворе гидроксида кальция:

2Сl₂    +   2Са(OH)_2(хол.)  →  СaCl₂   +   Сa(ClO)₂   +   2H₂O

2.3. Более активные галогены вытесняют менее активные галогены из солей и галогеноводородов.

Например, хлор вытесняет йод  и бром из раствора йодида калия и бромида калия соответственно:

Cl₂    +   2NaI   →   2NaCl   +   I₂

Cl₂    +   2NaBr   →  2NaCl   +   Br₂

Еще одно свойство: более активные галогены окисляют менее активные.

Например, фтор окисляет хлор с образованием фторида хлора (I):

Cl₂   +   F₂    →   2Cl⁺F^–

В свою очередь, хлор окисляет йод. При этом в растворе образуется соляная кислота и йодная кислота:

Cl₂   +   I₂   +  H₂O   →   HCl   +   HIO₃

2.4. Галогены проявляют окислительные свойства, взаимодействуют с восстановителями.

Например, хлор окисляет сероводород:

Cl₂    +    H₂S   →    S    +   2HCl

Хлор также окисляет сульфиты:

Cl₂     +     H₂O     +     Na₂SO₃    →   2HCl   +   Na₂SO₄

Также галогены окисляют пероксиды:

Cl₂   +   H₂O₂   →  2HCl   +   O₂

Или, при нагревании или на свету, воду:

2Cl₂    +   2H₂O   →  4HCl   +  O₂   (на свету или кип.)

Галогеноводороды

Строение молекулы и физические свойства

Галогеноводороды HHal – это бинарные соединения водорода с галогенами, которые относятся к летучим водородным соединениям. Галогеноводороды – бесцветные ядовитый газы, с резким запахом, хорошо растворимые в воде.

В ряду HCl – HBr – HI увеличивается длина связи и ковалентности связи уменьшается полярность связи H – Hal.

Растворы галогеноводородов в воде (за исключением фтороводорода) – сильные кислоты. Водный раствор фтороводорода – слабая кислота. 

Способы получения галогеноводородов

В лаборатории галогеноводороды получают действием нелетучих кислот на хлориды металлов.

Например, действием концентрированной серной кислоты на хлорид натрия:

H₂SO_4(конц.)     +    NaCl_{(тверд.)}    →   NaHSO₄    +   HCl↑

Галогеноводороды получают также прямым взаимодействием простых веществ:

Cl₂   +   H₂    →    2HCl

Химические свойства галогеноводородов

1. В водном растворе галогеноводороды проявляют кислотные свойства. Взаимодействуют с основаниями, основными оксидами, амфотерными гидроксидами, амфотерными оксидами. Кислотные свойства в ряду HF – HCl – HBr – HI возрастают.

Например, хлороводород реагирует с оксидом кальция, оксидом алюминия, гидроксидом натрия, гидроксидом меди (II), гидроксидом цинка (II), аммиаком:

2HCl    +    CaO    →   CaCl₂    +   H₂O

 6HCl     +     Al₂O₃     →   2AlCl₃    +    3H₂O

HCl    +    NaOH   →    NaCl   +  H₂O

2HCl     +     Cu(OH)₂    →     CuCl₂    +   2H₂O

2HCl     +     Zn(OH)₂    →     ZnCl₂    +   2H₂O

HCl     +     NH₃    →     NH₄Cl

Как типичные минеральные кислоты, водные растворы галогеноводородов реагируют с металлами, расположенными в ряду активности металлов до водорода. При этом образуются соль металла и водород.

Например, соляная кислота растворяет железо. При этом образуется водород и хлорид железа (II):

Fe    +   2HCl      →     FeCl₂   + H₂

2. В водном растворе галогеноводороды диссоциируют, образуя кислоты. Водный раствор фтороводорода (плавиковая кислота) – слабая кислота:

HF    ↔   H⁺    +    F^–

Водные растворы хлороводорода (соляная кислота), бромоводорода и йодоводорода – сильные кислоты, в разбавленном растворе диссоциируют практически полностью:

HCl    ↔   H⁺    +    Cl^–

3. Водные растворы галогеноводородов взаимодействуют с солями более слабых кислот и с некоторыми растворимыми солями (если образуется газ, осадок, вода или слабый электролит).

Например, соляная кислота реагирует с карбонатом кальция:

2HCl     +     CaCO₃    →     CaCl₂    +   2H₂O   +  CO₂

Качественная реакция на галогенид-ионы – взаимодействие с растворимыми солями серебра.

При взаимодействии соляной кислоты с нитратом серебра (I) образуется белый осадок хлорида серебра:

HCl   +    AgNO₃    =    AgCl↓    +    HNO₃ 

Осадок бромида серебра – бледно-желтого цвета:

HBr    +   AgNO₃    =    AgBr↓   +    HNO₃

Осадок иодида серебра – желтого цвета:

HI    +    AgNO₃    =    AgI↓   +    HNO₃

Фторид серебра – растворимая соль, поэтому реакция плавиковой кислоты и ее солей с нитратом серебра не является качественной.

Видеоопыты качественных реакций на хлорид-, бромид- и йодид-ионы (взаимодействие с нитратом серебра) можно посмотреть здесь.

4. Восстановительные свойства галогеноводородов усиливаются в ряду HF – HCl – HBr – HI.

Галогеноводороды реагируют с галогенами. При этом более активные галогены вытесняют менее активные.

Например, бром вытесняет йод из йодоводорода:

Br₂   +   2HI   →  I₂   +   2HBr

А вот хлор не может вытеснить фтор из фтороводорода.

Фтороводород практически невозможно окислить.

Концентрированная соляная кислота окисляется соединениями марганца с валетностью выше II или соединениями хрома (VI).

Например: концентрированная соляная кислота окисляется оксидом марганца (IV):

4HCl    +    MnO₂    →   MnCl₂   +    Cl₂   +   2H₂O

Бромоводород – сильный восстановитель и окисляется соединениями марганца, хрома (VI),  концентрированной серной кислотой и другими сильными окислителями:

Например, бромоводород окисляется концентрированной серной кислотой:

2HBr   +   H₂SO_4(конц.)  →   Br₂    +   SO₂   +  2H₂O

Бромоводород реагирует с бихроматом калия с образованием молекулярного брома:

14HBr      +    K₂Cr₂O₇   →    2KBr  +    2CrBr₃    +    3Br₂    +    7H₂O

Или с оксидом марганца (IV):

 4HBr    +  MnO₂   →   MnBr₂   +   Br₂   +   2H₂O

Пероксид водорода также окисляет бромоводород до молекулярного брома:

2HBr   +   H₂O₂   →   Br₂   +   2H₂O

Йодоводород – еще более сильный восстановитель, и окисляется другими неметаллами и даже такими окислителями, как соединения железа (III) и соединения меди (II).

Например, йодоводород реагирует с хлоридом железа (III) с образованием молекулярного йода:

2HI    +   2FeCl₃  →   I₂   +   2FeCl₂   +  2HCl

или с сульфатом железа (III):

2HI    +   Fe₂(SO₄)₃    →   2FeSO₄   +   I₂   +   H₂SO₄

Йодоводород легко окисляется соединениями азота, например, оксидом азота (IV):

2HI   +  NO₂  →   I₂   +   NO   +    H₂O

или молекулярной серой при нагревании:

2HI    +   S     →   I₂     +    H₂S

5. Плавиковая кислота реагирует с оксидом кремния (IV) (растворяет стекло):

SiO₂   +   4HF   →   SiF₄  +  2H₂O

SiO₂   +   6HF_(изб)  →  H₂[SiF₆]  +   H₂O

Галогениды металлов

Галогениды – это бинарные соединения галогенов и металлов или некоторых неметаллов, соли галогеноводородов.

Способы получения галогенидов

1. Галогениды металлов получают при взаимодействии галогенов с металлами. При этом галогены проявляют свойства окислителя.

Например, хлор взаимодействует с магнием и кальцием:

Cl₂    +   Mg   →   MgCl₂

Cl₂   +   Ca   →   CaCl₂

При взаимодействии железа с хлором образуется хлорид железа (III):

3Cl₂   +   2Fe   →  2FeCl₃

2. Галогениды металлов можно получить при взаимодействии металлов с галогеноводородами.

Например, соляная кислота реагирует с железом с образованием хлорида железа (II):

Fe  +  2HCl   →   FeCl₂   +  H₂

3. Галогениды металлов можно получить при взаимодействии основных  и амфотерных оксидов с галогеноводородами.

Например, при взаимодействии оксида кальция и соляной кислоты:

2HCl    +    CaO   →  CaCl₂    +   H₂O

Еще пример: взаимодействие оксида алюминия с соляной кислотой:

6HCl     +     Al₂O₃    →    2AlCl₃    +    3H₂O

4. Галогениды металлов можно получить при взаимодействии оснований  и амфотерных гидроксидов с галогеноводородами.

Например, при взаимодействии гидроксида натрия и соляной кислоты:

HCl    +    NaOH   →    NaCl   +  H₂O

Или при взаимодействии гидроксида меди (II) с соляной кислотой:

2HCl     +     Cu(OH)₂    →     CuCl₂    +   2H₂O

Гидроксид цинка (II) также взаимодействует с соляной кислотой:

2HCl     +     Zn(OH)₂    →     ZnCl₂    +   2H₂O

5. Некоторые соли взаимодействуют с галогеноводородами с образованием галогенидов металлов.

Например, гидрокарбонат натрия реагирует с бромоводородом с образованием бромида натрия:

HBr     +   NaHCO₃    →   NaBr    +    CO₂↑    +   H₂O 

Взаимодействие с нитратом серебра –  качественная реакция на соляную кислоту, бромодоводород и йодоводород:

HCl   +    AgNO₃   →    AgCl↓    +    HNO₃

HBr   +    AgNO₃   →    AgBr↓    +    HNO₃

HI   +    AgNO₃   →    AgI↓    +    HNO₃

Химические свойства галогенидов

1. Растворимые галогениды вступают в обменные реакции с растворимыми солями, кислотами и основаниями, если образуется осадок, газ или вода.

Например, бромиды, йодиды и хлориды реагируют с нитратом серебра с образованием желтого, желтого и белого осадков соответственно.

NaCl   +  AgNO₃   →    AgCl↓    +  NaNO₃ 

Фторид серебра – растворимая соль, поэтому реакция фторидов с нитратом серебра не является качественной.

Видеоопыты качественных реакций на хлорид-, бромид- и йодид-ионы (взаимодействие с нитратом серебра) можно посмотреть здесь.

2. Галогениды тяжелых металлов реагируют с более активными металлами. При этом более активные металлы вытесняют менее активные.

Например, магний вытесняет медь из расплава хлорида меди (II):

Mg  +  CuCl₂   →  MgCl₂  +  Cu

Обратите внимание! В растворе более активные металлы вытесняют менее активные только если более активные металлы не взаимодействуют с водой (металлы, расположенные в ряду активности до магния). Если добавляемый металл слишком активен, то он провзаимодействует с водой, а не с солью.

Например, натрий не вытесняет цинк из раствора хлорида цинка. Т.к. натрий реагирует с водой, а реакция с хлоридом цинка не идет.

Na  +  ZnCl_{2(раствор)}  ≠  

3. Галогениды подвергаются электролизу в растворе или расплаве. При этом на аноде образуются галогены.

Например, при электролизе расплава бромида калия на катоде образуется клий, а на аноде – бром:

2KBr   →    2K    +   Br₂

При электролизе раствора бромида калия на катоде выдялется водород, а на аноде также образуется бром:

2KBr    +    2H₂O    →    H₂↑   +   2KOH    +   Br₂↑        

4. Галогениды металлов проявляют восстановительные свойства. Хлориды окисляются только сильными окислителями, а вот йодиды уже являются очень сильными восстановителями. В целом, восстановительные свойства галогенидов аналогичны свойствам галогеноводородов.

Например, бромид калия окисляется концентрированной серной кислотой:

2KBr   +    2H₂SO_{4 (конц.)}    →    4K₂SO₄    +   4Br₂   +   SO₂   +    2H₂O

Еще пример: йодид  калия окисляется соединениями меди (II) и соединениями железа (III):

4KI   +   2CuCl₂   →   2CuI↓   +    I₂↓   +    4KCl

2KI    +    2FeCl₃    →   I₂↓    +   2FeI₂    +    2KCl

Еще несколько примеров восстановительных свойств галогенидов:

8KI   +    5H₂SO_{4 (конц.)}  →    4K₂SO₄    +   4I₂   +   H₂S  +    4H₂O          или

8KI    +   9H₂SO_{4  (конц.)}  →    4I₂↓ +    H₂S↑     +    8KHSO₄     +    4H₂O

KI    +   3H₂O   +  3Cl₂  →   HIO₃   +  KCl   +   5HCl

10KI   +  8H₂SO₄   +  2KMnO₄  →  5I₂   +   2MnSO₄   +   6K₂SO₄   +   8H₂O

6KI    +  7H₂SO₄   +  K₂Cr₂O₇   →  Cr₂(SO₄)₃    +   3I₂    +   4K₂SO₄    +   7H₂O

2KI    +   H₂SO₄   +   H₂O₂   →   I₂    +   K₂SO₄    +   2H₂O

2KI    +   Fe₂(SO₄)₃    →  I₂   +    2FeSO₄   +  K₂SO₄

2KI    +   2CuSO₄   +   K₂SO₃   +    H₂O   →   2CuI   +   2K₂SO₄   +   H₂SO₄

Более активные галогены вытесняют менее активные из солей.

При этом галогениды металлов не горят в кислороде.

5. Нерастворимые галогениды металлов растворяются под действием избытка аммиака.

Например, хлорид серебра (I) растворяется под действием избытка раствора аммиака:

AgCl    +    NH₃    →  [Ag(NH₃)₂]Cl

6. Нерастворимые галогениды под действием света разлагаются на галоген и металл.

Например, хлорид серебра разлагается под действием ультрафиолета:

2AgCl  →  2Ag    +   Cl₂

Кислородсодержащие кислоты галогенов

Рассмотрим кислородсодержащие кислоты галогенов на примере хлора:

Степень окисления галогена	+1	+3	+5	+7
Формула	HClO	HClO2	HClO3	HClO4
Название кислоты	Хлорноватистая	Хлористая	Хлорноватая	Хлорная
Устойчивость и сила	Существует только в растворах,  слабая кислота	Существует только в растворах,  слабая кислота	Существует только в растворах,  сильная кислота	Сильная кислота
Название соответствующей соли	Гипохлориты	Хлориты	Хлораты	Перхлораты

 Хлорноватистая кислота и ее соли

Хлорноватистая кислота HClO устойчива только в  разбавленном водном растворе.

Cпособ получения хлорноватистой кислоты:

1. Диспропорционирование хлора в холодной воде:

Cl₂    +   H₂O   ↔  HCl   +  HClO  

Химические свойства хлорноватистой кислоты:

Хлорноватистая кислота HClO – это слабая кислота, но сильный окислитель.

1. Под действием ультрафиолета (на свету) хлорноватистая кислота разлагается:

2HClO  →  2HCl   +   O₂

2. Как кислота, хлорноватистая кислота реагирует с сильными основаниями.

Например, с гидроксидом калия:

HClO   +   KOH    →    KClO   +   H₂O

3. Ярко выражены окислительные свойства хлорноватистой кислоты за счет атома хлора в степени окисления +1. При взаимодействии с восстановителями хлор, как правило, восстанавливается до степени окисления -1.

Например, хлорноватистая кислота окисляет йодоводород:

HClO   +  2HI   →  HCl   +   I₂   +  H₂O

Хлорноватистая кислота также окисляет, например, пероксид водорода:

HClO   +  H₂O₂   →  HCl   +   H₂O   +   O₂

4. Хлорноватистая кислота диспропорционирует:

3HClO    →   2HCl   +    НСlO₃

Химические свойства солей хлорноватистой кислоты (гипохлоритов):

1. Более сильные кислоты вытесняют гипохлориты из солей.

Например, соляная кислота реагирует с гипохлоритом натрия:

NaClO   +   2HCl   →  NaCl  +  Cl₂   +  H₂O

Серная кислота реагирует с гипохлоритом кальция при нагревании или под действием излучения:

Ca(ClO)₂    +   H₂SO₄  →   CaSO₄   +   2HCl   +   O₂

Даже угольная кислота вытесняет гипохлориты:

Ca(ClO)₂    +   CO₂   +   H₂O   →  CaCO₃   +   2HClO

2. Гипохлориты вступают в обменные реакции с другими солями, если образуется слабый электролит.

Например, гипохлорит кальция реагирует с растворимыми карбонатами:

Ca(ClO)₂    +   Na₂CO₃    →   CaCO₃   +   2NaClO

3. При нагревании гипохлориты разлагаются:

Ca(ClO)₂     →    CaCl₂   +   O₂

Хлористая кислота и ее соли

Хлористая кислота HClO₂  –  существует только в водных растворах.

Способы получения:

Хлористую кислоту можно получить окислением оксида хлора пероксидом водорода:

2ClO₂     +   H₂O₂   →   2HClO₂   +   O₂

Химические свойства хлористой кислоты:

1. Хлористая кислота является также слабой. Реагирует с щелочами с образованием хлоритов:

HClO₂   +   KOH   →   KClO₂   +   H₂O

2. При длительном хранении разлагается:

4HClO₂   →   HCl   +   HClO₃   +   2ClO₂   +   H₂O

Хлорноватая кислота и ее соли

Хлорноватая кислота HClO₃  –  также существует только в водных растворах.

Способы получения:

Хлорноватую кислоту можно получить из солей хлорноватой кислоты – хлоратов.

Например, из хлората бария под действием серной кислоты:

Ba(ClO₃)₂   +   H₂SO₄   →   2HClO₃    +    BaSO₄

Химические свойства хлорноватой кислоты:

1. Хлорноватая кислота –  сильная кислота. Реагирует с щелочами с образованием хлоратов:

HClO₃   +   KOH     →   KClO₃   +   H₂O

2. Хлорноватая кислота –  сильный окислитель. 

Например, хлорноватая кислота окисляет фосфор:

6P   +   5HClO₃    →   3P₂O₅   +   5HCl

Химические свойства солей хлорноватой кислоты – хлоратов:

1. Хлораты – сильные окислители.

Например, хлорат калия (бертолетова соль) при нагревании разлагается. При этом без катализатора хлорат диспропорционирует:

4KClO₃   →    3KClO₄   +   KCl

В присутствии катализатора (оксид марганца (IV)) хлорат калия разлагается, окисляя кислород:

2KClO₃    →   2KCl   +   3O₂↑

Еще пример: хлорат калия окисляет серу и фосфор:

2KClO₃   +  3S    →  2KCl   +  3SO₂

 5KClO₃   +  6P    →   5KCl   +   3P₂O₅

Хлорная кислота и ее соли

Хлорная кислота HClO₄  –  это бесцветная жидкость, хорошо растворимая в воде.

Способы получения:

Хлорную кислоту можно получить из солей хлорной кислоты – перхлоратов.

Например, из перхлората натрия под действием серной кислоты:

2NaClO₄   +   H₂SO₄   →   2HClO₄    +    Na₂SO₄

Химические свойства хлорной кислоты:

1. Хлорная кислота –  сильная кислота. Реагирует с щелочами с образованием перхлоратов:

HClO₄   +   KOH     →   KClO₄   +   H₂O

2. Хлорная кислота –  сильный окислитель. 

Например, хлорная кислота окисляет углерод:

8HClO₄   +   14C   →   14CO₂   +   4Cl₂   +   4H₂O

3. При нагревании хлорная кислота разлагается:

4HClO₄   →   4ClO₂   +   3O₂   +   2H₂O

Химические свойства солей хлорной кислоты – перхлоратов:

1. Перхлораты – сильные окислители.

Например, перхлорат калия при нагревании разлагается. При этом хлор окисляет кислород:

KClO₄    →   KCl   +   2O₂↑

Еще пример: перхлорат калия окисляет алюминий:

3KClO₄   +   8Al   →  3KCl   +   4Al₂O₃

Халькогены подготовка к егэ

Кислород

Кислород (лат. Oxygenium) — элемент VIa группы 2 периода периодической таблицы Д. И. Менделеева. Первым открывает группу халькогенов — элементов VIa группы.

Газ без цвета, без запаха, составляет 21% воздуха.

Общая характеристика элементов VIa группы

Общее название элементов VIa группы O, S, Se, Te, Po — халькогены. Халькогены (греч. χαλκος — руда + γενος — рождающий) — входят в состав многих минералов. Например, кислород составляет 50% массы земной коры.

От O к Po (сверху вниз в периодической таблице) происходит увеличение: атомного радиуса, металлических, основных, восстановительных свойств. Уменьшается электроотрицательность, энергия ионизации, сродство к электрону.

Среди элементов VIa группы O, S, Se — неметаллы. Te, Po — металлы.

O — 2s 2 2p 4 S — 3s 2 3p 4 Se — 4s 2 4p 4 Te — 5s 2 5p 4 Po — 6s 2 6p 4

Основное состояние атома кислорода

У атома кислорода (как и атомы азота, фтора, неона) нет возбужденного состояния, так как отсутствует свободная орбиталь с более высоким энергетическим уровнем, куда могли бы перемещаться валентные электроны.

Атом кислорода имеется два неспаренных электрона, максимальная валентность II.

Природные соединения

Воздух — в составе воздуха кислород занимает 21% (это число пригодится в задачах!) В форме различных минералов в земной коре кислорода содержится около 50% В живых организмов кислород входит в состав органических веществ: белков, жиров, углеводов и нуклеиновых кислот

Получение

В промышленности кислород получают из сжиженного воздуха. Также активно применяются кислородные установки, мембрана которых устроена как фильтр, отсеивающие кислород (мембранная технология).

В лаборатории кислород получают разложением перманганата калия (марганцовки) или бертолетовой соли при нагревании. Применяется реакция каталитического разложения пероксида водорода.

На подводных лодках для получения кислорода применяют следующую реакцию:

Химические свойства

Является самым активным неметаллом после фтора, образует бинарные соединения со всеми элементами кроме гелия, неона, аргона. Чаще всего реакции с кислородом экзотермичны (горение), ускоряются при повышении температуры.

Реакции с неметаллами

Во всех реакциях, кроме взаимодействия со фтором, кислород проявляет себя в качестве окислителя.

2C + O2 = (t) 2CO (неполное окисление — угарный газ, соотношение 2:1)

C + O2 = (t) CO2 (полное окисление — углекислый газ, соотношение 1:1)

F + O2 → OF2 (фторид кислорода, O +2 )

В реакциях кислорода с металлами образуются оксиды, пероксиды и супероксиды. Реакции с активными металлами идут без нагревания.

Известна реакция горения воды во фторе.

Все органические вещества сгорают с образованием углекислого газа и воды.

При применении катализаторов и особых реагентов в органической химии достигают контролируемого окисления: алканы окисляются до спиртов, спирты — до альдегидов, альдегиды — до кислот.

Процесс можно остановить на любой стадии в зависимости от желаемого результата.

© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2022

Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

Реакции с неметаллами

Газ без цвета, без запаха, составляет 21 воздуха.

Studarium. ru

13.11.2019 13:46:27

2017-05-02 23:17:55

Источники:

Https://studarium. ru/article/172

Сера, подготовка к ЕГЭ по химии » /> » /> .keyword { color: red; } Халькогены подготовка к егэ

Халькогены подготовка к егэ

Халькогены подготовка к егэ

Сера — элемент VIa группы 3 периода периодической таблицы Д. И. Менделеева. Относится к группе халькогенов — элементов VIa группы.

Сера — S — простое вещество имеет светло-желтый цвет. Использовалась еще до нашей эры в составе священных курений при религиозных обрядах.

Основное и возбужденное состояние атома серы

Электроны s — и p-подуровня способны распариваться и переходить на d-подуровень. Как и всегда, количество валентных электронов отражает количество возможных связей у атома.

В разных электронных конфигурациях сера способна принимать валентности: II, IV и VI.

Природные соединения

FeS2 — пирит, колчедан ZnS — цинковая обманка PbS — свинцовый блеск (галенит), Sb2S3 — сурьмяный блеск, Bi2S3 — висмутовый блеск HgS — киноварь CuFeS2 — халькопирит Cu2S — халькозин CuS — ковеллин BaSO4 — барит, тяжелый шпат CaSO4 — гипс

В местах вулканической активности встречаются залежи самородной серы.

В промышленности серу получают из природного газа, который содержит газообразные соединения серы: H2S, SO2.

Серу можно получить разложением пирита

В лабораторных условиях серу можно получить слив растворы двух кислот: серной и сероводородной.

Реакции с неметаллами

На воздухе сера окисляется, образуя сернистый газ — SO2. Реагирует со многими неметаллами, без нагревания — только со фтором.

При нагревании сера бурно взаимодействует со многими металлами с образованием сульфидов.

При взаимодействии с концентрированными кислотами (при длительном нагревании) сера окисляется до сернистого газа или серной кислоты.

Сера вступает в реакции диспропорционирования с щелочами.

Сера вступает в реакции с солями. Например, в кипящем водном растворе сера может реагировать с сульфитами с образованием тиосульфатов.

Сероводород — H2S

Бесцветный газ с характерным запахом тухлых яиц. Огнеопасен. Используется в химической промышленности и в лечебных целях (сероводородные ванны).

Сероводород получают в результате реакции сульфида алюминия с водой, а также взаимодействия разбавленных кислот с сульфидами.

Сероводород плохо диссоциирует в воде, является слабой кислотой. Реагирует с основными оксидами, основаниями с образованием средних и кислых солей (зависит от соотношения основания и кислоты).

KOH + H2S = KHS + H2O (гидросульфид калия, избыток кислоты)

Металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода, способны вытеснить водород из кислоты.

Сероводород — сильный восстановитель (сера в минимальной степени окисления S 2- ). Горит в кислороде синим пламенем, реагирует с кислотами.

Качественной реакцией на сероводород является реакция с солями свинца, при котором образуется сульфид свинца.

Оксид серы — SO2

Сернистый газ — SO2 — при нормальных условиях бесцветный газ с характерным резким запахом (запах загорающейся спички).

В промышленных условиях сернистый газ получают обжигом пирита.

В лаборатории SO2 получают реакцией сильных кислот на сульфиты. В ходе подобных реакций образуется сернистая кислота, распадающаяся на сернистый газ и воду.

Сернистый газ получается также в ходе реакций малоактивных металлов с серной кислотой.

С основными оксидами, основаниями образует соли сернистой кислоты — сульфиты.

Химически сернистый газ очень активен. Его восстановительные свойства продемонстрированы в реакциях ниже.

В присутствии сильных восстановителей SO2 способен проявлять окислительные свойства (понижать степень окисления).

Сернистая кислота

Слабая, нестойкая двухосновная кислота. Существует лишь в разбавленных растворах.

Диссоциирует в водном растворе ступенчато.

В реакциях с основными оксидами, основаниями образует соли — сульфиты и гидросульфиты.

H2SO3 + KOH = H2O + KHSO3 (соотношение кислота — основание, 1:1)

С сильными восстановителями сернистая кислота принимает роль окислителя.

Как и сернистый газ, сернистая кислота и ее соли обладают выраженными восстановительными свойствами.

Оксид серы VI — SO3

Является высшим оксидом серы. Бесцветная летучая жидкость с удушающим запахом. Ядовит.

В промышленности данный оксид получают, окисляя SO2 кислородом при нагревании и присутствии катализатора (оксид ванадия — Pr, V2O5).

В лабораторных условиях разложением солей серной кислоты — сульфатов.

Является кислотным оксидом, соответствует серной кислоте. При реакции с основными оксидами и основаниями образует ее соли — сульфаты и гидросульфаты. Реагирует с водой с образованием серной кислоты.

SO3 + 2KOH = K2SO4 + 2H2O (основание в избытке — средняя соль)

SO3 + KOH = KHSO4 + H2O (кислотный оксид в избытке — кислая соль)

SO3 — сильный окислитель. Чаще всего восстанавливается до SO2.

© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2022

Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

Реакции с неметаллами

Оксид серы — SO2

CuS — ковеллин.

Studarium. ru

20.11.2017 4:38:13

2017-11-20 04:38:13

Источники:

Https://studarium. ru/article/173

Общая характеристика VIA группы (халькогены). Кислород – характеристика элемента, получение, физические и химические свойства кислорода | Урок 27. Подготовка к ЕГЭ по Химии. Онлайн курсы | EXAMMY » /> » /> .keyword { color: red; } Халькогены подготовка к егэ

Подготовка к ЕГЭ по Химии | Задание 278 из 410

Подготовка к ЕГЭ по Химии | Задание 278 из 410

Урок 27. Общая характеристика VIA группы (халькогены). Кислород – характеристика элемента, получение, физические и химические свойства кислорода

В этом уроке мы рассмотрим общую характеристику VIA группы (халькогены) и подробно остановимся на самом распространенном элементе на Земле — кислороде – дадим характеристику элемента, рассмотрим его получение, физические и химические свойства простых веществ кислорода и озона, а также свойства пероксида водорода.

Просмотр данного видеоурока доступен на тарифе Премиум

Домашнее задание

1. Сделайте конспект урока. Выучите все реакции, напишите электронный баланс ко всем ОВР. К реакциям ионного обмена напишите полное и краткое ионное уравнение.

Дополнительные материалы

Остались вопросы? Задайте свой вопрос в сообщество учеников и преподавателей EXAMMY!

Подготовка к ЕГЭ по Химии | Задание 278 из 410

В этом уроке мы рассмотрим общую характеристику VIA группы (халькогены) и подробно остановимся на самом распространенном элементе на Земле — кислороде – дадим характеристику элемента, рассмотрим его получение, физические и химические свойства простых веществ кислорода и озона, а также свойства пероксида водорода.

Дополнительные материалы.

Exammy. ru

01.07.2020 18:04:14

2020-07-01 18:04:14

Источники:

Https://exammy. ru/courses/podgotovka-ege-himiya/halkogeny-kislorod-polychenie-svoistva/

Продолжаем наше путешествие по группам Периодической таблицы в рамках подготовки к успешной сдачи ЕГЭ по химии. Элементы главной подгруппы шестой группы имеют второе название – халькогены, что означает «рождающие руды». Такое наименование связано с тем, что основные месторождения руд – оксидные или сульфидные.

Это минералы халькозин, халькопирит. Так, сера по распространенности на Земле занимает 15 место, образуя соединения со многими металлами, в том числе и со ртутью. Большинство этих природных соединений – сульфиды: сульфид свинца, сульфид цинка, сульфид меди, сульфид железа. Уникальное месторождение соединения серы – сероводород – вода Черного моря. Так, на глубине 200 метров концентрация сероводорода уже может быть 100мг/л. Это – мертвая среда для всех животных, выжить могут только бактерии. Как раз последние активно используют сероводород. Некоторые для выработки энергии используют реакцию восстановления серы, превращая сульфат-ионы в сероводород, и иные используют реакцию окисления сероводорода с образованием серы.

В природе также встречается и самородная сера. Образуется в результате окисления выделяющегося из земных недр сероводорода. Это особенно частое явление в местах повышенной вулканической активности.

Основное состояние халькогенов – ns²np⁴ то есть у нас тут 2 неспаренных р-электрона. Степень окисления халькогенов в соединениях, как правило -2 и только в соединениях с кислородом сера, селен и теллур принимают положительные степени окисления +4 и(или) +6. Степень окисления +2 не характерна для халькогенов за исключением полония.

Присутствие двух неспаренных электронов в атоме дает возможность простым веществам образовывать либо кратную связь с двумя атомами в молекуле элемента, либо одинарной связи в цепочечной молекуле. В кислороде пи-связи аналогичны по прочности сигма-связям и образование кратной связи в молекуле энергетически выгоднее, нежели образование цепочечной структуры. Это обусловлено тем, что связанные ван-дер-ваальсовыми силами образуются более прочные и устойчивые виды простых веществ.

В случае серы наибольший энергетический выигрыш дает образование молекулы S₈. Идет образование валентного угла между связями в цепи равным почти 90 градусам, за счет перпендикулярно расположенных р-орбиталей. Молекула имеет форму короны.

Кислород. Получение и химические свойства элемента.

В земной коре кислорода порядка 55%, в водной оболочке -86% кислорода. Растворимость кислорода в воде невысока. При нормальных условиях в 100 литрах воды растворяется только 3 литра кислорода. Элемент входит в состав почти всех веществ, из которых построена живая природа. В организме человека порядка 65% этого важного элемента.

В промышленных масштабах кислород получают из воздуха. Методом фракционной перегонки сжиженного воздуха. Хранение кислорода происходит под давлением в 150 атмосфер в стальных баллонах. В лаборатории вещество можно получить путем термического разложения некоторых веществ (к примеру оксидов)

Элемент имеет электронную конфигурацию 1s²2sp⁴ . Ядро атома состоит из восьми протонов и восьми или десяти нейтронов. При стандартных условиях самая термодинамически устойчивая форма элемента – молекулярный кислород – малорастворимый в воде, бесцветный газ без вкуса и запаха.

Химические свойства кислорода в реакциях объяснимы присутствием в атоме двух неспаренных электронов и двух неподеленных электронных пар.

Два неспаренные электроны участвуют в образовании двух ковалентных связей – кратной связи элемент-кислород и одинарной связи из двух атомов элемент-кислород-элемент. Атом кислорода выступает в качестве своеобразного мостика между атомами элементов.

Неподеленные электронные пары дают кислороду возможность выступать донором в соединениях. Прочная связь атомов в молекуле кислорода объясняет большую энергию активации реакций с участием кислорода, а значит реакции при обычных условиях протекают крайне медленно. Что объясняет присутствие катализаторов в реакциях с кислородом. К примеру, в реакциях окисления катализатор – вода.

Высокие значения электроотрицательности атома поясняет его отрицательную степень окисления в любых соединениях за исключением фторидов. То есть кислород выступает везде в роли окислителя и всегда восстанавливается в ходе реакции.

С кислородом реагирую все элементы за исключением благородных газов, галогенов, серебра, золота, платины, отметим, что большинство металлов вступают в реакцию с кислородом только на поверхности и образуют прочную оксидную пленку.

Еще одна модификация кислорода – озон. В переводе с греческого означает «пахнущий». Вы его наверняка ощущали в момент грозы, либо вблизи с работающими электромашинами. Высокая концентрация этого газа есть в воздухе при обработке ультрафиолетовыми и ртутными лампами. В чистом виде это очень ядовитый газ. Реакционная способность озона на порядки выше

сильноозонированного воздуха. Он способен разрушать органические красители. Это сильный окислитель. В реакциях окисления работает только один атом кислорода. Большинство органических веществ воспламеняются в атмосфере озона или даже в обычных условиях окисляет серебро, ртуть, большинство сульфидов.

Его основное применение – дезинфекция, обеззараживание воды, применение в качестве окислителя в синтезах.

Сера. Получение и химические свойства.

Электронная конфигурация серы 1s²2s²p⁶3s²p⁴3d¹⁰ Основной метод получения – окисление сероводорода, либо в рудной промышленности расплавом перегретым водяным паром и вытеснением на поверхность земли сжатым воздухом. Элемент входит в состав огромного количества белков в том числе альбумина. При разложении белка сера выделяется в виде сероводорода, именно поэтому тухлое яйцо имеет характерный запах сероводорода.

Сера представлена несколькими аллотропными модификациями (аллотропия – частный случай полиморфизма. Существование элемента в виде двух или нескольких простых веществ)

Ромбическая сера  – вещество желтого цвета, состоящая из кристаллов S8, синтезируется из кристаллов CS₂ Нагревание до 96 градусов по шкале Цельсия ромбическую серу переводит в следующую полиморфную модификацию – моноклинную серу, образовываемую при кристаллизации расплава Последняя представляет собой кольца S8, устойчивые к воздействию до температуры 160 градусов по Цельсию. Выше этого предела происходит разрыв цепей на короткие фрагменты. Вязкость вещества резко снижается. При охлаждении полученного расплава (резком охлаждении) образуется пластическая сера – резиноподобное вещество черного цвета. При этом если эту массу оставить в покое на несколько дней, то мы снова получим ромбическую серу.

Какие реакции характерны для серы? Все твердофазные реакции с этим веществом в обычных условиях не протекают. На холоде сера реагирует с фтором, хлором, ртутью.

А вот в жидкой фазе или в газовой реакционная способность резко увеличивается. Так происходит реакция горения в атмосфере серы цинковой пыли и меди с железом.

При повышении температуры сера вступает в реакцию с водородом с образованием гидрида, с кислородом образует диоксид серы.

Не реагирует с азотом, золотом, платиной и благородными газами.

Основная масса серы идет на производство серной кислоты, еще часть используется в резиновой промышленности. Также важен синтез дисульфида углерода, применяемого в качестве растворителя. Сера важна в сельском хозяйстве и в медицине.