Материал по химии по теме "Неметаллы главной подгруппы VII и VI группы периодической системы"

1. Общая характеристика галогенов

Галогены в пределах каждого периода являются наиболее электроотрицательными элементами, имеют наибольшее сродство к электрону

Электронные конфигурации галогенов:

II – период F 1s²2s²2p⁵

III – период Cl 1s²2s²2p⁶3s²3p⁵

IV – период Br 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p⁵

V – период I 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p⁶5s²4d¹⁰5p⁵

До образования 8-электронного внешнего энергетического уровня не достает по одному электрону, поэтому они характеризуются наибольшими значениями сродства к электрону. Наиболее типичными для галогенов должны быть соединения, в которых они проявляют степень окисления – 1. Для фтора эта степень окисления единственно возможна. Другие галогены в кислородных соединениях способны проявлять степень окисления от +1 до +7, которые менее характерны. В отличие от фтора, у хлора, брома и йода на внешнем уровне есть свободные d – орбитали, когда атом находится в «возбужденном» состоянии часть электронов может переходить в свободные ячейки d –подуровня внешнего энергетического уровня. В зависимости от числа образовавшихся неспаренных электронов галогены Cl, Br, J могут прибавлять валентность 1, 3, 5, 7.

В ряду F, Cl, Br, J радиус атома увеличивается, поэтому окислительная способность уменьшается, а восстановительные свойства увеличиваются (F такими свойствами не обладает). Молекулы галогенов состоят из двух атомов, связь ковалентная неполярная.

2. Распространение в природе

1)  наиболее распространен хлор

NaCl- галит; NaCl × KCl - сильвинит ; MgCl₂ ×GH₂O - бишофит; KCl × MgCl₂ × GH₂O - карналлит. Вода морей и океанов содержит 0, 8 – 3, 5% /

2) фтор -CaF₂ – плавиковый шпат

Na₃[AlF₆]- криолит

3) Бром – в виде бромидов в морской воде.

4) Йод – встречается совместно с хлоридами и бромидами, наиболее богаты йодом морские водоросли и воды нефтяных скважин.

3. Получение галогенов

Для фтора единственный способ – электролиз фтористых соединений:

(KHF₂- гидрофторид калия)

На аноде (угольный): 2F^- - U F₂ (окисление).

Хлор в промышленности получают электролизом растворов или расплавов NaCl.

Схема электролиза раствора NaCl

NaClDNa⁺ +Cl^-

Катод (-)Анод (+ )

2H₂O + 2е - H₂ + 2OН^-2Cl^- - 2е - Cl₂

У катода: Na⁺ + OН^- - NaOH

Суммарное уравнение: 2NaCl + 2H₂O - 2NaOH + H₂ + Cl₂         

В лаборатории : MnO₂ + 4HCl - MnCl₂ + Cl₂ +2H₂O

2KMnO₄ + 16HCl - 5Cl₂ + 2 MnCl₂ + 2KCl + 8H₂O

HClO₃ + 6HCl - 3CL₂ + KCL + H₂O

Бром получают реакцией окисления бромидов хлором

2KBr₂ + Cl₂ - 2KCL + Br₂

Насыщ. раствор

Йод получают из морских водорослей, которые сначала озоляют, после чего на йодиды действуют оксидом марганца (VI).

2NaI + MnO₂ + 3H₂SO₄ - I₂ + 2 NaHSO₄ + MnSO₄ + 2H₂O

Экологически выгодный способ получения йода из вод нефтяных скважин

2NaI + 2NaNO₂ + 2H₂SO₄ - I₂ + H₂O + 2NO + 2 Na₂SO₄

В лаборатории:

KBr + MnO₄ + H₂SO₄ - MnSO₄ + Br₂ + K₂SO₄ + H₂O

(или KI) (или I₂)

Полную информацию смотрите в файле. 

Неметаллы главной подгруппы VII и VI группы

периодической системы

Галогены и халькогены

Галогены

К галогенам относятся элементы главной подгруппы VII группы – фтор, хлор, бром, йод и астат. Астат получен только искусственным путем и неустойчив (радиоактивен), поэтому недостаточно изучен.

1. Общая характеристика галогенов

Галогены в пределах каждого периода являются наиболее электроотрицательными элементами, имеют наибольшее сродство к электрону

Электронные конфигурации галогенов:

II – период F 1s²2s²2p⁵

III – период Cl 1s²2s²2p⁶3s²3p⁵

IV – период Br 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p⁵

V – период I 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p⁶5s²4d¹⁰5p⁵

До образования 8-электронного внешнего энергетического уровня не достает по одному электрону, поэтому они характеризуются наибольшими значениями сродства к электрону. Наиболее типичными для галогенов должны быть соединения, в которых они проявляют степень окисления – 1. Для фтора эта степень окисления единственно возможна. Другие галогены в кислородных соединениях способны проявлять степень окисления от +1 до +7, которые менее характерны. В отличие от фтора, у хлора, брома и йода на внешнем уровне есть свободные d – орбитали, когда атом находится в «возбужденном» состоянии часть электронов может переходить в свободные ячейки d –подуровня внешнего энергетического уровня. В зависимости от числа образовавшихся неспаренных электронов галогены Cl, Br, J могут прибавлять валентность 1, 3, 5, 7.

В ряду F, Cl, Br, J радиус атома увеличивается, поэтому окислительная способность уменьшается, а восстановительные свойства увеличиваются (F такими свойствами не обладает). Молекулы галогенов состоят из двух атомов, связь ковалентная неполярная.

2. Распространение в природе

1. наиболее распространен хлор

NaCl- галит; NaCl × KCl - сильвинит ; MgCl₂ ×GH₂O - бишофит; KCl × MgCl₂ × GH₂O - карналлит. Вода морей и океанов содержит 0,8 – 3,5% /

2) фтор -CaF₂ – плавиковый шпат

Na₃[AlF₆]- криолит

3) Бром – в виде бромидов в морской воде.

4) Йод – встречается совместно с хлоридами и бромидами, наиболее богаты йодом морские водоросли и воды нефтяных скважин.

3. Получение галогенов

Для фтора единственный способ – электролиз фтористых соединений:

(KHF₂- гидрофторид калия)

На аноде (угольный): 2F^- - U ® F₂ (окисление).

Хлор в промышленности получают электролизом растворов или расплавов NaCl.

Схема электролиза раствора NaCl

NaClDNa⁺ +Cl^-

Катод ( - ) Анод ( + )

2H₂O + 2е ® H₂ + 2OН^- 2Cl^- - 2е ® Cl₂

У катода: Na⁺ + OН^- ® NaOH

Суммарное уравнение: 2NaCl + 2H₂O ® 2NaOH + H₂ + Cl₂

В лаборатории : MnO₂ + 4HCl ® MnCl₂ + Cl₂ +2H₂O

2KMnO₄ + 16HCl ® 5Cl₂ + 2 MnCl₂ + 2KCl + 8H₂O

HClO₃ + 6HCl ® 3CL₂ + KCL + H₂O

Бром получают реакцией окисления бромидов хлором

2KBr₂ + Cl₂ ® 2KCL + Br₂

Насыщ. раствор

Йод получают из морских водорослей, которые сначала озоляют, после чего на йодиды действуют оксидом марганца (VI).

2NaI + MnO₂ + 3H₂SO₄ ® I₂ + 2 NaHSO₄ + MnSO₄ + 2H₂O

Экологически выгодный способ получения йода из вод нефтяных скважин

2NaI + 2NaNO₂ + 2H₂SO₄ ® I₂ + H₂O + 2NO + 2 Na₂SO₄

В лаборатории:

KBr + MnO₄ + H₂SO₄ ® MnSO₄ + Br₂ + K₂SO₄ + H₂O

(или KI) (или I₂)

4. Физические свойства галогенов

Фтор и хлор – газы, бледно-желтого и желто-зеленого цвета. Бром – жидкость темно-бурого цвета. Йод – кристаллическое вещество серо-стального цвета с металлическим блеском, при нормальном давлении, не плавясь.

Фтор растворим в жидком водороде, кислороде.

Хлор растворяется в воде (хлорная вода), спирте, эфире. Бром растворяется в воде (бромная вода), но хуже, чем Cl₂. В большинстве органических растворителей растворяются легко.

Йод – мало растворим в воде, легко – в органических растворителях. Все галогены имеют резкий запах, ядовиты. Ионы галогенов обладают биологической активностью. У животных и у человека фтор содержится в костной ткани эмали зубов. При недостатке фтора развивается кариес. Хлор в виде иона присутствует в жидких тканях организма в качестве пртивоиона к ионам Na⁺ и К⁺. Иодид – ион регулирует деятельность щитовидной железы.

5. Химические свойства галогенов

По ряду F₂ Cl₂ Br₂ I₂ ® окислительная активность уменьшается. Галогены взаимодействуют:

1. Со щелочными металлами (фтор - со всеми металлами при нагревании даже с Pt, Au)

2Na + Cl₂ ® 2NaCl

1. С медью, железом и оловом при нагревании

Cu + Cl₂ ® CuCl₂

1. С неметаллами

1. c H₂: H₂ + F₂ ® 2HF (в темноте со взрывом)

H₂ + Cl₂ ® 2CuCl (на свету)

H₂ + Br₂ ® 2HBr (при нагревании)

H₂ + I₂ ® 2 HI (при сильном нагревании)

б) с Si: 2F_{2 +} Si ® SiF₄ + Q

в) c S: 3F₂ + S ® SF₆ + Q

г) c P: 2P + 3Cl₂ ® 2PCl_{3 +} Q

во всех реакциях галогены – окислители.

1. Со сложными веществами

2H₂O + 2F₂ ® 4HF + O₂ + Q

SiO₂ + 2F₂ ® SiF₄ +O₂ +Q

1. Соединения галогенов (галогеноводороды)

Химическая связь в молекулах – ковалентная полярная поскольку электроотрицательность в ряду F®Cl®Br®I уменьшается, то и прочность связи в ряду HF®HCL®HBr®HI уменьшается. Все галогеноводороды бесцветные газы, с резким запахом, легко растворимы в воде. При 0⁰ в 1 объеме воды растворится 500 объемов HCl, 600 объемов HBr₂. Растворы галогеноводородов в воде – кислоты.

HF- слабая кислота (плавиковая), соли – фториды, остальные кислоты сильные

HCl- соляная, соли – хлориды

HBr- бромистоводородная, соли – бромиды.

HI – иодистоводородная, соли – иодиды.

Плавиковая кислота разрушает стекло, поэтому ее нельзя хранить в стеклянной посуде.

SiO₂ + 4HF ® SiF₄ + 2H₂O

Соляная кислота проявляет общие свойства кислот:

2HCl + Zn ® ZnCl₂ + H₂

2HCl + CuO ® CuCl₂ + H₂O

HCl + NaOH ® NaCl + H₂O

HCl + AgNO₃ ® AgCl ¯ + HNO₃

Соляная кислота реагирует только с металлами, стоящими в ряду напряжений до Н, т. к. окислителем является водород.

Отрицательные ионы галогенов (кроме F) – восстановители. В ряду Cl^-® Br ^- ® I^- восстанавливающая способность повышается.

Примеры:

MnO₂ + 4HCl ® MnCl₂ + Cl₂ + 2H₂O

2KI + Br₂ ® KBr₂ + I₂

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

1. Способы получения галогеноводородных кислот

HF ® CaF₂ + H₂SO₄ ® CaSO₄ + 2HF – плавиковая кислота

плавиковый шпат конц.

HCL ® a) H₂ + Cl₂ ® 2HCL (сжигание водорода в струе хлора)

б) NaCl + H₂SO₄ ® NaHSO₄ + HCL­

тверд. конц.

HCL – бесцветный газ с резким запахом, на воздухе «дымит», образуя с водой капельки тумана. Легкорастворим в воде. В медицине применяется соляная кислота.

HBr и HI ® получают гидролизом солей.

PBr₃ + 3HOH ® 3HBr + H₃PO₄

PI₃ + 3HOH ® 3HI + H₃PO₃

HBr и HI – бесцветные газы с резким запахом, «дымят» на воздухе. При соприкосновении с воздухом окисляются до свободного брома или йода.

4HBr + O₂D 2Br₂ + 2H₂O

1. Галогениды металлов

Соли HF – фториды ядовиты. CaCl– применяется для получения F₂ и в металлургии.

Соли HCl – хлориды.

Получают:

1. 2Fe + 3Cl₂ ® 2FeCl₃

2. 2HCl +Zn® ZnCl₂ +H₂

3. CuO + 2HCl ® CuCl₂ + H₂O

4. KOH + HCl ® KCl + H₂O

NaCl – поваренная соль, имеет важное значение в жизни человека. Na⁺ и Cl^- - главные ионы жидкостей человеческого организма. 0,9% раствор NaCl – физиологический раствор используется для поддержания осмотического давления в организме. NaCl – используется для получения Cl₂, HCl, NaOH, и др. веществ.

KCl - в сельском хозяйстве, как удобрение и для получения KOH.

CaCl₂ - гигроскопичен, для осушки различных химических соединений. В медицине как кровеостанавливающее средство, при аллергии, противоядие при отравлении солями магния.

HgCl₂ – сулема (яд!) для дезинфекции

Hg₂Cl₂ – каломель, менее ядовита, применяется наружно в мазях, присыпках как антимикробное средство.

AgCl – для проявки фотопленок, как светочувствительное вещество.

NaBr, KBr – как успокаивающее средство при нервных расстройствах

NaI – при болезнях щитовидной железы.

1. Качественные реакции на ионы галогенов

AgNO₃ +KCl ® AgCl ¯ + KNO₃

AgNO₃ + KBr ® AgBr + KNO₃

Ag NO₃ + KI ® AgI + KNO₃

AgCl – в водном растворе аммиака

AgCl + 2NH₃ ® [Ag(NH₃)₂]Cl.

Кислород и сера

Общая характеристика элементов главной подгруппы 6 группы

Главную подгруппу 6 группы периодической системы составляют кислород, сера, селен, теллур и полоний.

Внешний энергетический уровень имеет конфигурацию s²p⁴ и разделены по ячейкам.

II пер О 1S² 2S² 2p⁴

III пер S 1S² 2S² 2P⁶ 3S² 3P⁴

IV пер Se 1S² 2S² 2P⁶ 3S² 3P⁶ 4S² 3d¹⁰ 4p⁴

V пер Te 1S² 2S² 2P⁶ 3S² 3P⁶ 4S² 3d¹⁰ 4p⁶ 5s² 4d¹⁰ 5p⁴

VI пер Po 1S² 2S² 2P⁶ 3S² 3P⁶ 4S² 3d¹⁰ 4p⁶ 5s² 4d¹⁰ 5p⁶ 6s² 4f¹⁴ 5d¹⁰ 6p⁴

Атом кислорода отличается от S, Se, Te, Po отсутствием d-подуровня внешнего уровня. Поэтому кислород проявляет постоянную валентность (2). Остальные халькогены имеют свободную d-орбитали, поэтому они имеют переменную валентность (II,IV,VI).

Кислород О

1. Нахождение в природе

Кислород – самый распространенный элемент на Земле. В воздухе в свободном виде его содержание составляет 20, 95 % (по объему), в земной коре - 47,2 % (по массе).

Кислород входит в состав углеводов, жиров, белков. В человеческом организме 61 % кислорода.

Природный кислород состоит из трех стабильных изотопов: О₈¹⁶, О₈¹⁷, О₈¹⁸.

В природе встречается в двух аллотропных видоизменениях: О₂ и О₃ – озон.

2. Получение кислорода

В лаборатории:

t⁰

а) 2КClO₃ ® 2KCl+3O₂

t⁰

б) 2KMnO₄ ® K₂MnO₄ + MnO₂ + O₂

MnO₂

в) 2H₂O₂ ® H₂O +O₂

В промышленности – из сжиженного воздуха. При испарении вначале выделяется азот (t_кип – 196^oC), а в жидкости остается О₂ (t_кип -183^оС).

3. Физические свойства.

О₂ – бесцветный газ, без запаха и вкуса.

t_кип -183^оС, тяжелее воздуха

4. Химические свойства

В реакциях кислород проявляет только окислительные свойства, образуя соединения со всеми химическими элементами, кроме гелия, неона, аргона. Непосредственно не реагирует только с галогенами, золотом и платиной.

4Cs+O₂ ® 2Сs₂O (Cs самовозгорается при комнатной температуре)

4P+SO₂®2P₂ O₅ H₂+O₂ ®H₂O

S+O₂ ® SO₂ C+O₂®CO₂

Кислород взаимодействует и со сложными веществами:

2H₂S+3O₂® 2SO₂+2H₂O

CH₄+O₂ ® CO₂ +H₂O

C₂H₅OH+3O₂ ® 3CO₂+3H₂O

Эти реакции называются горением, т.к. сопровождаются выделением света и тепла. Но есть и другие процессы, в которых выделяется энергия, а свет не выделяется (дыхание - процесс окисления органических веществ в животном и растительном мире).

Медленное окисление органических веществ на воздухе называется гниением.

5. Озон

Озон – аллотропное видоизменение кислорода. Молекула состоит из 3-х атомов (О₃).

В газообразном состоянии имеет синеватый цвет, а в жидком – темно-синий.

О₂®2О происходит

О+О₂DО₃ поглощение энергии

Озон – рекционноспособное вещество

О₃®О₂+О

Поэтому озон – сильнейший окислитель.

PbS+4O₃®PbSO₄+4O₂

KI+O₃+H₂SO₄® I₂+K₂SO₄+O₂+H₂O

Озон токсичен для микроорганизмов, поэтому применяется для обеззараживания воды и воздуха

6. Применение кислорода

Кислород применяется в химической промышленности для получения азотной и серной кислот, в процессах обжига руд, в производстве чугуна и стали, для сварки и резки металлов.

Биологическая роль кислорода – исключительно велика в процессах жизнедеятельности, т.к. окисление углеводов, жиров и белков служит источником энергии живых организмов. Дыхание осуществляется при участии кислорода, человек вдыхает в сутки 20-30 м³ воздуха. Снижение содержания О₂ в воздухе до 9% опасно для жизни.

Сера S³²₁₆

1. Нахождение в природе

Широко распространена в природе и встречается в самородном виде и в виде соединений

Сульфиды: PbS – свинцовый блеск;

Cu₂S - медный блеск;

ZnS – цинковая обманка

FeS₂ - пирит (железный колчедан)

CuFeS₂ – халькопирит

Сульфаты:CaSO₄×2H₂O - гипс;

MgSO₄ ×2H₂O – кизерит.

1. Получение серы

FeS₂ ® FeS + S (нагревают до высоких температур)

2H₂S + O₂ ® 2S + 2 H₂O (окисление сероводорода)

SO₂ + C ® CO₂ +S (восстановление углеродом)

Самородную серу очищают от посторонних веществ путем нагревания и дальнейшей перегонки.

1. Физические свойства серы

Сера – твердое вещество лимонно-желтого цвета, не растворяется в воде, трудно растворяется в сероуглероде CS₂. Сера образует несколько аллотропных видоизменений.

Ромбическая сера. Наиболее устойчивая модификация. Кристаллы, имеющие вид октаэдров. В эту модификацию превращаются все остальные модификации.

Моноклинная сера. При медленном охлаждении серы образуются длинные темно-желтые игольчатые кристаллы.

Пластическая сера. Если расплавленную серу вылить в холодную воду, образуется эластическая масса.

1. Химические свойства

На холоде сера инертная, но с повышением температуры ее реакционная способность увеличивается. С металлами сера проявляет окислительные свойства

Fe + S ® FeS (сульфид железа)

С водородом при нагревании до150⁰

H₂ + S D H₂O

С сильными окислителями сера ведет себя как восстановитель

S + 3F₃ ® SF₆

S + O₂ ® SO₂ (горение при t= 280⁰С)

Со сложными веществами:

2H₂SO₄ + S ® 3SO₂ + H₂O

расплавл.

S + HNO₃ ® H₂SO₄ + NO

конц.

Сера способна к реакциям диспропорционирования

3S + 6KOH ® K₂SO₃ + 2K₂S + 3H₂O

1. Применение серы

Сера применяется для производства серной кислоты (около 50% мирового производства), в резиновой промыщ=шленности, в производстве искусственных волокон. Сера входит в состав белков, поэтому важна для жизненных процессов. Содержание серы 0,25% по по массе в организме человека. Из препаратов применяется сера очищенная внутри в качестве слабительного средства, в психиатрии, входит в состав мазей, присыпок для лечения кожных заболеваний.

1. Сероводород

Сероводород H₂S встречается в месторождениях нефти и природного газа, а также в газах вулканов и в водах минеральных источников (Пятигорск, Мачеста)

В больших количествах скапливается при гниении серосодержащих органических веществ. Получают из FeS,

FeS + 2HCl ® H₂S + FeCl₂

H₂S – газ бесцветный, с сильным запахом тухлых яиц. Хорошо растворим в воде (в одном объеме H₂O растворяется 4,37 объема H₂S), еще лучше растворяется в органических растворителях.

t_кип =+60⁰ t_замерз = - 86⁰C

1. Химические свойства

Раствор H₂S – очень слабая кислота (сероводородная вода), слабее угольной. Соли сульфиды

I ступ H₂S D H⁺ + HS^- K_дис = 8,7×10^-8

II ступ HS^- D H⁺ + S^2- K _дис= 3,6 ×10^-13

При нагревании сероводород разлагается:

t⁰

H₂S ® H₂ + S

H₂S – сильный восстановитель

2H₂S + O₂ ® 2H₂O + 2S (недостаток кислорода)

2H₂S +3O₂ ® 2H₂O + 2 SO₂ (избыток кислорода)

Br₂ + H₂S ® 2HBr +S

H₂S + 2HNO₃ ® 2NO₂ + S+ 2H₂O

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

K₂SO₄ – обесцвечивается

K₂CrO₇ + 3H₂S + 4H₂SO₄® 3S + Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + 7H₂O

оранжевый зеленый

H₂S – ядовитое вещество. При вдыхании связывает гемоглобин, что может привести к смерти.

1. Сульфиды

Сероводород образует сульфиды и гидросульфиды

2NaOH + H₂S ® Na₂S + 2H₂O

сульфид Na

Fe + S ® FeS

сульфид Fe

Сульфиды в растворах гидролизуются

Na₂S + HOH D NaOH + NaHS

гидросульфид Na

S² + HOH D OH^- + HS^-

Al₂S₃ + GHOH ® 2 Al(OH)₃ + 3H₂S­ (необратим)

Сульфиды восстановители

2PbS + 3O₂ ® 2PbO + 2SO₂