Галогены

Иодноватистая кислота HIO — существует только в очень разбавленных растворах.

Она диссоциирует как кислота:

HIO = Н+ + IO− и как основание:

Свойства

Иодноватистая кислота неустойчива и разлагается на иодноватую кислоту и свободный иод:

5HIO → HIO3 + 2I2 + 2H2O

Соли Соли иодноватистой кислоты называют гипойодитами.

Иоднова́тая кислота́ HIO3 — бесцветное кристаллическое вещество, со стеклянным блеском и горьковато-кислым вкусом, устойчивое при обычной температуре. Соли иодноватой кислоты называют иодатами.

I2 + 10HNO3 = 2HIO3 + 10NO2 + 4H2O

• Полигалогениды, химические соединения галогенидов металлов с галогенамиРеакция брома с иодидом калия

Хальгогены

Общая характеристика элементов VI-A группы

Элементы VI-A группы - это кислород, сера, селен, теллур и радиоактивный металл полоний. Кислород и сера – неметаллы. Полоний металл серебристо белого цвета, напоминающий по физическим свойствам свинец, селен и теллур, занимающие промежуточное положение, являются полупроводниками. Кислород, сера, селен, теллур – имеют неметаллический характер, называются «халькогены», т.е.  образующие руды. 

На внешнем уровне атомов этих элементов содержится 6 электронов: ns2  np4 . В атомах элементов Se, Te  и Po электроны внешнего уровня экранируются от ядра десятью d-электронами предвнешнего уровня, что ослабляет их связь с ядром и способствует проявлению металлических свойств этих элементов.

Особенность строения атома кислорода – отсутствие d-подуровня, поэтому валентность кислорода равна 2, но за счёт неподелённых электронных пар кислород может быть донором электронных пар.

8O[He]     2s22p4        

16S[Ne]    3s23p4           

У серы и остальных халькогенов возможен переход p и s-электронов в d–состояние. Поэтому валентность их может быть 2,4,6, а значение степени окисления меняется от -2 до +6 (чаще всего -2, 0, +4, +6). 

У теллура радиус атома больше, чем у полония за счёт лантаноидного сжатия, т. к. полоний стоит за лантаном. У  Po нет радиуса иона, т.к. это радиоактивный элемент. Электроотрицательность элементов группы больше, чем у элементов V-A гр., от кислорода к теллуру закономерно уменьшается. Неметаллические свойства ослабевают с увеличением порядкового номера элементов. Нет монотонного изменения t0C плавления - обусловлено особенностями кристаллической решётки.

С увеличением порядкового номера халькогенов понижается окислительная активность нейтральных атомов и растёт восстановительная активность отрицательных ионов.

Элементы образуют водородные соединения состава H2Э. При обычных условиях Н2О – жидкость, остальных –газы. Все гидриды обладают восстановительными свойствами. 

Все оксиды ЭО2 и ЭО3 кислотные, им соответствуют кислоты.

2.  Химия кислорода  

По электроотрицательности кислород уступает только фтору, степень окисления его в большинстве соединений равна –2, но может проявить +2 и +4, а также +1 и –1 в соединениях со связью –O-O-. Подобно фтору образует соединения почти со всеми элементами (кроме гелия, неона и аргона). Две аллотропные модификации: молекулярный кислород и озон. Наиболее устойчива молекула О2. Однозначного решения в изображении электронной структуры молекулы О2 еще не найдено.

Однако жидкий кислород – обладает парамагнитными свойствами, втягивается в магнитное поле, значит, у него есть неспареные электроны.

Для молекулярных ионов:                                                                    

                                  О2+,         О20,         О2-,           О2-2

N (кратность связи)     2,5             2           1,5             1

т.е. положительный молекулярный ион О2+ - самый прочный

 

 Лабораторные способы получения О2

1.Термическое разложение  солей

2 KNO3  = 2 KNO2 + O2

2  KСlO3  = 2 KCl + 3 O2

2 KMnO4 = K2 MnO4 + MnO2 + O2

2BaO2 = 2BaO +  O2

Промышленные способы получения О2

1. Сжижение воздуха     (tкип(O2)= -183oC), tкип(N2)= - 196oC)

2.Электролизом водных  растворов щелочей, который сводится  к электролизу H2O

 

3. Каталитическим разложением пероксида  водорода (катализатор – MnO2):

2Н2О2 ® 2Н2О + О2 
 
. Взаимодействием раствора перманганата калия с подкисленным раствором H2O2:

2KMnO4 + 5H2O2 + 3H2SO4 ® 2MnSO4 + 5O2 + K2SO4 + 8H2O

Применение дикислорода. Кислород хранят и перевозят в стальных баллонах под избыточным давлением 15 МПа (150 атм); на вентиле баллона не должно быть жировой смазки. 

Химические свойства О2

1.Плохо растворим в воде

2. Реагирует с большинством металлов  и неметаллов

2Са + О2  = 2СаО

О2 + N2  =  2 NO (t ≈ 3000oC, разряд молнии)

4P + O2  = 2P2O5

H2S + O2  = SO2 + H2O

2ZnS + 3O2  = 2ZnO + 2SO2

CH4  + O2  = CO2  + H2O

K + O2 = K[O2]-  - надпероксид калия

2Na + O2 = Na2O2  - пероксид натрия

Физические свойства дикислорода. Обычный кислород (дикислород) О2 – бесцветный газ, не имеющий вкуса и запаха, несколько более тяжелый, чем воздух, умеренно растворимый в воде. На разрыхляющих молекулярных p-орбиталях кислорода размещаются два неспаренных электрона, создающих магнитное поле, что придаёт молекуле элемента магнитные свойства. Парамагнитность её проявляется, в частности, в том, что жидкий кислород притягивается магнитом. Жидкая модификация кислорода имеет бледно-голубой цвет, твердая (кристаллы гексагональной формы) – синий. Хорошими поглотителями кислорода являются платиновая чернь, активированный (активный) древесный уголь и благородные металлы в расплаве.

Химические свойства дикислорода. Химическая связь в молекуле кислорода - ковалентная неполярная. Этот элемент образует двухатомные молекулы, характеризующиеся высокой прочностью: стандартная энтальпия атомизации кислорода равна 498 кДж/моль. При комнатной температуре дикислород относительно мало реакционноспособен; при температурах выше 1500 оС вследствие ослабления связи кислород-кислород активность О2 возрастает. В атомарном состоянии кислород ещё более активен, чем в молекулярном. Химическое присоединение О2 называется окислением 
 
Жи́дкий кислоро́д (ЖК, англ. Liquid oxygen, LOX) — жидкость бледно-синего цвета, которая относится к сильным парамагнетикам. Является одним из четырёх агрегатных состояний кислорода.

Молекула озона О3.

О3 – голубоватый газ с сильным запахом, означает «пахучий»: в сосновых лесах его много, у морского побережья, после грозы. Образуется из О2 под действием УФ излучения и при грозовых разрядах:

3О2   =   2О3   (на свету) 

Озон – сильнейший окислитель, окислительная способность обусловлена нестойкостью его молекул, которые при обычной температуре распадаются с образованием атомарного кислорода, который активнее молекулы кислорода О2, на этом и основано окислительное действие его . 

 

O3  ↔  O2 + O      

 

Окисляет почти все металлы, действуют на неметаллы, обесцвечивает красители, убивает микробы. При высоких концентрациях – яд. (Один кислород имеет с.о. равную +4).Молекула имеет угловое строение. 

 

 

Связь трехцентровая ( центральный атом О+4 находится в sp2-гибридизации, связи его с двумя крайними атомами кислорода неравноценны, одна двойная, одна одинарная).

Качественная реакция на озон, крахмальная бумага, смоченная раствором KI синеет в присутствии озона в результате выделения I2 ,озон более сильный окислитель, чем О2 с ним эта реакция не протекает.

 

Земля окружена слоем  озона, располагающегося на высоте 25 км от её поверхности. Он образуется за счёт поглощения кислородом ультрафиолетового излучения Солнца. Озоновый слой ограничивает поток ультрафиолетового излучения, падающего на землю. Увеличение интенсивности ультрафиолетового излучения, достигающего Землю, могло бы привести к возрастанию заболеваний раком  кожи. Вызывает беспокойство возможное разрушение озонового слоя выхлопными газами реактивных самолётов. Сейчас этот вопрос актуален и широко освещается в печати.

Химичесие свойства О3

1.   С Металлами

Al + O3  → Al2O3 + O2

2.  Со сложными веществами

PbS + 2O3   → PbSO4 + O2

3.  Со щелочами

2 KOH + 7/3 O3  → O2 + 2KO3 + H2O    

                          озонид калия

Кроме степени окисления +4, кислород может проявлять степень окисления +2 в соединении со фтором O+2F2  и  +1 О2+1F2

2 F2   + 2 NaOH →  2NaF + O+2F2  + H2O-2

 

 Физические свойства озона. В обычных условиях он проявляется как газ, имеет светло-синий цвет (синий цвет становится заметен при 15-20%) и характерный «электрический» запах, обладает свойством взрываться при нагревании. Озон почти в 1,7 раз тяжелее воздуха, его растворимость в воде значительно больше, чем кислорода. Жидкая модификация трикислорода имеет темно-синий цвет, твердая (кристаллы призматической формы) – темно-фиолетовый.

Химические свойства озона. Трехатомная молекула озона построена в форме равнобедренного треугольника: 
 
Трикислород является неустойчивым соединением и самопроизвольно разлагается  
 
О3 ®О2 + О*

Трикислород – один из сильнейших окислителей, более сильный, чем дикислород, но более слабый, чем атомный кислород. Например, из раствора йодида калия он выделяет йод, в то время как с О2 эта реакция не протекает (она может использоваться для обнаружения О3):

2KI + H2O + O3 ® I2 + 2KОН + О2 
Озон образуется из обычного кислорода (в чистом виде или в воздухе) под действием тлеющего (тихого) электрического разряда или ультрафиолетового излучения:

3О2 « 2О3 
Применение озона. Как сильный окислитель озон убивает бактерии, обладает белящим и дезинфицирующим действием. 
 
В зависимости от химических свойств различают:

• Солеобразующие оксиды:
• основные оксиды (например, оксид натрия Na2O, оксид меди(II) CuO): оксиды металлов, степень окисления которых I—II;
• кислотные оксиды (например, оксид серы(VI) SO3, оксид азота(IV) NO2): оксиды металлов со степенью окисления V—VII и оксиды неметаллов;
• амфотерные оксиды (например, оксид цинка ZnO, оксид алюминия Al2О3): оксиды металлов со степенью окисления III—IV и исключения (ZnO, BeO, SnO, PbO);
• Несолеобразующие оксиды: оксид углерода(II) СО, оксид азота(I) N2O, оксид азота(II) NO.

2H2O2 (ж) = 2H2O (ж) + O2 + 197,5 кДжРазложение пероксида водорода ускоряется катализаторами. К катализаторам, способствующим разложению пероксида водорода, принадлежат медь, железо, марганец, а также ионы этих металлов. Уже следы этих металлов могут вызвать распад H2O2.

Пероксид водорода образуется в качестве промежуточного продукта при горении водорода, но ввиду высокой температуры водородного пламени тотчас же разлагается на воду и кислород. Пероксид водорода получается также при действии атомарного водорода на кислород.

В промышлености пероксид водорода получают в основном электрохимическими методами, например, анодным окислением растворов серной кислоты или гидросульфата аммония. Его используют для отбелки тканей и мехов, применяют в медицине (3% раствор — дезинфицирующее средство), в пищевой промышленности

 

Сера

В природе она встречается как в свободном виде (самородная сера) в серных рудах осадочного происхождения, так и в виде различных соединений. Несвязанная сера состоит из смеси четырёх устойчивых изотопов: 32S, 33S, 34S, 36S;  
 
Физические свойства

Сера существенно отличается от кислорода способностью образовывать устойчивые цепочки и циклы из атомов. Наиболее стабильны циклические молекулы S8, имеющие форму короны, образующие ромбическую и моноклинную серу. Это кристаллическая сера — хрупкое вещество жёлтого цвета. Кроме того, возможны молекулы с замкнутыми (S4, S6) цепями и открытыми цепями. Такой состав имеет пластическая сера, вещество коричневого цвета, которая получается при резком охлаждении расплава серы (пластическая сера уже через несколько часов становится хрупкой, приобретает жёлтый цвет и постепенно превращается в ромбическую). Формулу серы чаще всего записывают просто S, так как она, хотя и имеет молекулярную структуру, является смесью простых веществ с разными молекулами. В воде сера нерастворима, некоторые[какие?] её модификации растворяются в органических растворителях,.  Расплавленная сера представляет собой жёлтую легкоподвижную жидкость, которая выше 160 °C превращается в очень вязкую тёмно-коричневую массу.. Светло-желтое хрупкое твердое вещество без запаха.

еру получают:

1. Выделением при десульфурации  водяного, воздушного (генераторного) и светильного газов (продукты  газификации ископаемых углей, которые  состоят в основном из сложных  органических соединений, содержащих элементы C, H, O, N и S – смеси СО, Н2 и N2), например под действием воздуха и катализатора – активированного угля:

2Н2S + О2 ® 2Н2О + 2S

2. Выделением при неполном сгорании  сероводорода (уравнение см. выше), при  подкислении раствора тиосульфата натрия:

Nа2S2О3 + 2НСl ® 2NаСl + SО2 + Н2О + S

и при перегонке раствора полисульфида аммония:

(NН4)2(S5) ® (NН4)2S + 4S

Практически серу в лабораториях получают очень редко. 
имические свойства

Горение серы

На воздухе сера горит, образуя сернистый ангидрид — бесцветный газ с резким запахом:

С помощью спектрального анализа установлено, что на самом деле процесс окисления серы в двуокись представляет собой цепную реакцию и происходит с образованием ряда промежуточных продуктов: моноокиси серы S2O2, молекулярной серы S2, свободных атомов серы S и свободных радикалов моноокиси серы SO[9].