Углерод, химические свойства. Оксиды углерода, свойства. Соли угольной кислоты. Соединения углерода с металлами и неметаллами

Химические свойства:При обычных температурах углерод химически инертен, при достаточно высоких соединяется со многими элементами, проявляет сильные восстановительные свойства. Химическая активность разных форм углерода убывает в ряду: аморфный углерод, графит, алмаз, на воздухе они воспламеняются при температурах соответственно выше 300—500 °C, 600—700 °C и 850—1000 °C Степени окисления +4 (напр., CO₂), −4 (напр., CH₄), редко +2 (СО, карбонилы металлов), +3 (C₂N₂); сродство к электрону 1,27 эВ; энергия ионизации при последовательном переходе от С⁰ к С⁴⁺ соответственно 11,2604, 24,383, 47,871 и 64,19 эВ.

Наиболее известны три оксида углерода:

1)Монооксид углерода CO (представляет собой бесцветный газ без вкуса и запаха. Горюч. Так называемый «запах угарного газа» на самом деле представляет собой запах органических примесей.)

2)Диоксид углерода CO_{2 (}Не токсичен, но не поддерживает дыхание. Большая концентрация в воздухе вызывает удушье. Недостаток углекислого газа тоже опасен . Углекислый газ в организмах животных имеет и физиологическое значение, например, участвует в регуляции сосудистого тонуса ₎

3)Диоксид триуглерода C₃O_{2 (}цветный ядовитый газ с резким, удушливым запахом, легко полимеризующийся в обычных условиях с образованием продукта, нерастворимого в воде, жёлтого, красного или фиолетового цвета.)

Соединения с неметаллами имеют свои собственные названия — метан, тетрафторметан.

Продукты горения углерода в кислороде являются CO и CO₂ (монооксид углерода и диоксид углерода соответственно). Известен также неустойчивый недооксид углеродаС₃О₂ (температура плавления −111 °C, температура кипения 7 °C) и некоторые другие оксиды (например C₁₂O₉, C₅O₂, C₁₂O₁₂). Графит и аморфный углерод начинают реагировать с водородом при температуре 1200 °C, с фтором при 900 °C.

Углекислый газ реагирует с водой, образуя слабую угольную кислоту — H₂CO₃, которая образует соли — карбонаты. На Земле наиболее широко распространены карбонатыкальция (минеральные формы — мел, мрамор, кальцит, известняк и др.) и магния

Вопрос. Кремний

Кремний (Si) – стоит в 3 периоде, IV группе главной подгруппы периодич. системы.

Физ. св-ва: кремний существует в двух модификациях: аморфной и кристаллической. Аморфный кремний – порошок бурого цветар-ряется в расплавах металлов. Кристаллич. кремний – это кристаллы темно-серого цвета, обладающие стальным блеском, твердый и хрупкий. Кремний состоит из трех изотопов.

Хим. св-ва: электронная конфигурация: 1s²2s²2p⁶3 s²3p². Кремний – неметалл. На внешнем энергетич. ур-не кремний имеет 4 е, что обуславливает его степени окисления: +4, -4, -2. Валентность – 2, 4. Аморфный кремний обладает большей реакционной способностью, чем кристаллический. При обычных условиях он взаимодействует со фтором: Si + 2F₂ = SiF₄.

Из к-т кремний взаимодействует только со смесью азотной и плавиковой кислот:

По отношению к металлам ведет себя по-разному: врасплавленных Zn, Al, Sn, Pb он хорошо растворяется, но не реагирует с ними; с другими расплавами металлов – с Mg, Cu, Fe кремний взаимодействует с образованием силицидов: Si + 2Mg = Mg2Si. Кремний горит в кислороде: Si + O2 = SiO2 (песок).

Получение:Свободн. кремний м.б.получен прокаливанием с магнием мелкого белого песка, который по хим. составу является почти чистым окислом кремния,SiO2+2Mg=2MgO+Si.

Оксид кремния(II)SiO — смолоподобное аморфное в-во, при обычных условиях устойчиво к действию кислорода. Относится к несолеобразующим оксидам. В природе SiO не встречается. Газообразный моноксид кремния обнаружен в газопылевых облаках межзвездных сред и на солнечных пятнах.Получение: Моноксид кремния можно получить, нагревая кремний в недостатке кислорода при температуре 2Si + O₂ нед → 2SiO.При нагревании в избытке кислорода образуется оксид кремния(IV) SiO2: Si + O_2изб → SiO₂.

Также SiO образуется при восстановлении SiO2 кремнием при высоких температурах: SiO₂ + Si → 2SiO.

Oксид кремния(IV)SiO2— бесцветные кристаллы, обладают высокой твёрдостью и прочностью.Св-ва:Относится к группе кислотн. оксидов.При нагревании взаимодействует с основн. оксидами и щелочами.Р-ряется в плавиковой к-те.SiO2 относится к группе стеклообразующих оксидов, т.е. склонен к образованию переохлажденного расплава — стекла.Один из лучших диэлектриков (электрич.ток не проводит).Имеет атомную кристал.решетку.

Нитрид— бинарное неорганич. хим.соединение, представляющее собой соединение кремния и азотаSi₃N₄ .Св-ва: Нитрид кремния обладает хорошими мех.и физ.-хим. св-вами. Благодаря нитридкремниевой связи значит. улучшаются эксплуатационные св-ва огнеупоров на основе карбида кремния, периклаза, форстерита и т. п. Огнеупоры на нитридной связке обладают высокой термо- и износостойкостью,имеют превосходную стойкость к растрескиванию,а также воздействию к-т, щелочей, агрессивных расплавов и паров металлов.

Хлорид кремния(IV)Четыреххлористый кремний — бесцветное в-во, хим. формула кот. SiCl₄.Применяется в производстве кремний-органич. соединений; применяется для создания дымовых завес. Технич. четыреххлористый кремний предназначен для производства этилсиликатов, аэросила.

Карбид кремния — бинарное неорганич. хим. соединение кремния с углеродом SiC. В природе встречается в виде чрезвычайно редкого минерала — муассанита.

Диоксид кремния или кремнезем – стойкое соединение Si , широко распространен в природе. Реагирует со сплавлением его с щелочами, основными оксидами, образуя соли кремниевой кислоты – силикаты. Получение: в промышленности кремний в чистом виде получают восстановлением диоксида кремния коксом в электропечах: SiO₂ + 2С = Si + 2СO₂.

В лаборатории кремний получают прокаливанием с магнием или алюминием белого песка:

SiO₂ + 2Mg = 2MgO + Si.

3SiO₂ + 4Al = Al₂О₃ + 3Si.

Кремний образует к-ты:Н₂SiO₃ – мета-кремниевая к-та;Н₂Si₂O₅ – двуметакремниевая к-та.

Нахождение в природе: минерал кварц – SiO2. Кристаллы кварца имеют форму шестигранной призмы, бесцветные и прозрачные, назыв.горным хрусталем. Аметист – горный хрусталь, окрашенный примесями в лиловый цвет; дымчатый топаз окрашен в буроватый цвет; агат и яшма – кристаллич. разновидности кварца. Аморфный кремнезем менее распространен и существует в виде минерала опала. Диатомит, трепел или кизельгур (инфузорная земля) – землистые формы аморфного кремния.Общ. формула кремниевых к-т – n SiO2?m H2O. В природе нах-ся в основном в виде солей, в свободн. форме выделены немногие, напр, HSiO (ортокремниевая) и H₂SiO₃ (кремниевая или метакремниевая).

Получение кремниевой кислоты:

1) взаимодействие силикатов щелочн. металлов с к-тами: Na₂SiO₃ + 2HCl = H₂SiO₃ + 2NaCl;

2) кремневая к-та явл. термически неустойчивой: H₂SiO₃ = H₂O + SiO₂.

H₂SiO₃ образует пересыщенные р-ры, в кот.в рез-те полимеризации образует коллоиды. Используя стабилизаторы, можно получить стойкие коллоиды (золи). Их используют в производстве. Без стабилизаторов из р-ра кремниевой к-ты образуется гель, осушив который можно получить силикагель (используют как адсорбент).

Силикаты – соли кремниевой к-ты. Силикаты распространены в природе, земная кора состоит в большинстве из кремнезема и силикатов (полевые шпаты, слюда, глина, тальк и др.). Гранит, базальт и другие горные породы имеют в своем составе силикаты. Изумруд, топаз, аквамарин – кристаллы силикатов. Растворимы только силикаты натрия и калия, остальные – нерастворимы. Силикаты имеют сложн. хим. состав:Каолин Al₂O₃; 2SiO₂; 2H₂O или H₄Al₂SiO₉.

Асбест CaO; 3MgO; 4SiO₂ или CaMgSi₄O₁₂.

Получение: сплавление оксида кремния со щелочами или карбонатами.

Растворимое стекло – силикаты натрия и калия. Жидкое стекло – водн. р-ры силикатов калия и натрия. Его использ. для изготовления кислотоупорного цемента и бетона, керосинонепроницаемых штукатурок, огнезащитных красок. Алюмосиликаты – силикаты, содержащие алюминий (полевой шпат, слюда). Полевые шпаты состоят помимо оксидов кремния и алюминия из оксидов калия, натрия, кальция. Слюды имеют в своем составе, кроме кремния и алюминия, еще водород, натрий или калий, реже – кальций, магний, железо. Граниты и гнейсы (горные породы) – сост. из кварца, полевого шпата и слюды. Горн.породы и минералы, находясь на пов-ти Земли, вступают во взаимодействие с водой и воздухом, что вызывает их изменение и разрушение. Этот процесс назыв.выветриванием.

Применение: силикатные породы (гранит) использ. как строительный материал, силикаты – в кач-ве сырья при производстве цемента, стекла, керамики, наполнителей; слюду и асбест – как электро– и термоизоляцию.

Сера

Се́ра — эл-т 6-й группы третьего с атомным номером 16. Проявл. неметаллические св-ва.

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

S + O₂ = SO₂

Восстановит.св-ва серы проявл. в реакциях серы и с другими неметаллами, однако при комнатной t сера реагирует только со фтором: S + 3F₂ = SF₆

Расплав серы реагирует с хлором, при этом возможно образование 2 низших хлоридов:

2S + Cl₂ = S₂Cl₂S + Cl₂ = SCl₂

При нагревании сера также реагирует с фосфором, образуя смесь сульфидов фосфора, среди кот. — высший сульфид P₂S₅: 5S + 2P = P₂S₅

Кроме того, при нагревании сера реагирует с водородом, углеродом, кремнием:

S + H₂ = H₂S (сероводород) C + 2S = CS₂ (сероуглерод)

При нагрев.сера взаимодействует со многими металлами, часто — весьма бурно. Иногда смесь металла с серой загорается при поджигании. При этом взаимодействии образуются сульфиды: 2Na + S = Na₂SCa + S = CaS2Al + 3S = Al₂S₃Fe + S = FeS.

Р-ры сульфидов щелочных металлов реагируют с серой с образованием полисульфидов:

Na₂S + S = Na₂S₂

Из сложн. в-в следует отметить прежде всего реакцию серы с расплавленной щёлочью, в кот.сера диспропорционирует аналогично хлору:

3S + 6KOH = K₂SO₃ + 2K₂S + 3H₂O.

Полученный сплав называется серной печенью.

С концентрированными кислотами-окислителями (HNO₃, H₂SO₄) сера реагирует только при длительном нагревании: S + 6HNO_3(конц.) = H₂SO₄ + 6NO₂ ↑ + 2H₂O

S + 2H₂SO_4(конц.) = 3SO₂ ↑ + 2H₂O.

Физические свойства.

Сера существенно отличается от кислорода способностью образовывать устойчивые цепочки и циклы из атомов. Наиб.стабильны циклич. м-лы S₈, образующие ромбическую и моноклинную серу. Кроме того, возможным-лы с замкнутыми цепями и открытыми цепями.

Формулу серы чаще всего записывают просто S, т.к. она, хотя и имеет молекулярную структуру, явл. смесью прост.в-в с разными м-лами. В воде сера нерастворима, некот. её модификации растворяются в органич. растворителях, напр. сероуглероде, скипидаре. Плавление серы сопровождается заметным увеличением объёма (примерно 15 %).

Оксиды и их гидратные формулы.

Оксид серы (IV) (диоксид серы, сернистый газ, сернистый ангидрид) — SO₂. В НУ представляет собой бесцветный газ с резким запахом (запах загорающейся спички). Под давлением сжижается при комнатнойt. Растворяется в воде с образованием нестойкой сернистой к-ты. Растворяется также в этаноле, серной кислоте. SO₂ — один из основн. компонентоввулканических газов.

Оксид серы (VI) (серный ангидрид, треокись серы, серный газ) SO₃ — высший оксид серы, тип хим. связи: ковалентн. полярн. хим. связь. В обычных условиях легколетучая бесцветная жидкость с удушающим запахом.

Гидратные формулы.

В водн. р-рах H₂SO₄ – сильная двухосновная к-та. В ра-рах, кроме иона ОН₃, обнаружены ионы О₂Н₅, О₃Н₇, в полть до О₁₀Н₂₁. При охлаждении разбавленной к-ты выделяются кристаллогидраты .

Сероводород.

Сероводоро́д (серни́стый водоро́д, сульфид водорода) — бесцветный газ с запахом тухлых яиц и сладковатым вкусомH₂S. Плохо растворим в воде, хорошо — в этаноле. Ядовит. При больших концентрациях разъедает многие металлы.

Химические свойства.

Собственная ионизация жидкого сероводорода ничтожно мала. В воде сероводород мало растворим, водный р-р H₂S явл- очень слабой кислотой: H₂S → HS⁻ + H⁺

Реагирует с основаниями:H₂S + 2NaOH = Na₂S + 2H₂O (обычная соль, при избытке NaOH)

H₂S + NaOH = NaHS + H₂O (кислая соль, при отношении 1:1)

Сероводород — сильный восстановитель. На воздухе горит синим пламенем:

2H₂S + ЗО₂ = 2Н₂О + 2SO₂

при недостатке кислорода:

2H₂S + O₂ = 2S + 2H₂O (на этой реакции основан промышленный способ получения серы).

Сероводород реагирует также со многими др. окислителями, при его окислении в р-рах образ-ся свободн. сера или SO₄²⁻, напр.: 3H₂S + 4HClO₃ = 3H₂SO₄ + 4HCl

2H₂S + SO₂ = 2Н₂О + 3S

Сульфиды

Соли сероводородной к-ты - сульфиды. В воде хорошо р-римы только сульфиды щелочных металлов, аммония. Сульфиды остальных металлов практич. не растворимы в воде, они выпадают в осадок при введении в р-ры солей металлов р-ра сульфида аммония (NH₄)₂S. Многие сульфиды ярко окрашены.

Многие природные сульфиды в виде минералов явл. ценными рудами (пирит, халькопирит, киноварь).

Серная к-та.

Серная к-та H₂SO₄ — сильная двухосновная к-та, отвечающая высшей степени окисления серы (+6). При обычных условиях концентрированная серная кислота — тяжёлая маслянистая жидкость без цвета и запаха. В технике серной кислотой называют её смеси как с водой, так и с серным ангидридом SO₃. Если молярн. отношение SO₃:H₂O < 1, то это водн. р-р серн.к-ты, если > 1, — р-р SO₃ в серной к-те (олеум).

Серная к-та — довольно сильн. окислитель, особенно при нагревании и в концентрированном виде; окисляет HI и частично HBr до свободных галогенов,углерод до CO₂, S — до SO₂, окисляет многие металлы (Cu, Hg и др.). При этом серная к-та восстанавливается до SO₂, а наиб.сильнымивосстановителями — до S и H₂S. Концентрированная H₂SO₄ частично восстанавливается водородом, из-за чего не может применяться для его сушки. Разбавленная H₂SO₄ взаимодействует со всеми металлами, находящимися в электрохим. ряду напряжений левее водорода с его выделением. Окислит.св-ва для разбавленной H₂SO₄ нехарактерны. Серная к-та образует два ряда солей: средние — сульфаты и кислые — гидросульфаты, а также эфиры. Известны пероксомоносерная (или кислота Каро) H₂SO₅ и пероксодисерная H₂S₂O₈ к-ты.

В промышленности применяют 2 метода окисления SO₂ в производстве серной к-ты: контактный — с использованием твердых катализаторов (контактов), и нитрозный — с оксидами азота.

Серную кислоту применяют:

• в производстве минеральных удобрений;
• как электролит в свинцовых аккумуляторах;
• для получения различных минеральных кислот и солей;
• в производстве хим. волокон, красителей, дымообразующих в-в и взрывчатых в-в;
• в нефтян., металлообрабатывающей, текстильн. и др. отраслях промышленности;
• в пищевой промышленности — зарегистрирована в качестве пищевой добавки E513(эмульгатор);
• в промышленном органическом синтезе в реакциях:
• дегидратации (получение диэтилового эфира, сложных эфиров);
• гидратации (этанол из этилена);
• сульфирования (синтетич. моющие ср-ва и промежуточные продукты в производстве красителей);
• алкилирования (получение изооктана, полиэтиленгликоля, капролактама) и др.
• Для восстановления смол в фильтрах на производстве дисцилированной воды.

Билет №41 хром

Хром — эл-т побочной подгруппы 6 группы 4 периода периодич. системы хим. эл-тов, с атомным номером 24. Твёрдый металл голубовато-белого цвета.

Cr₂O₃ – оксид хрома (3)

Cr(OH)₃ – гидрооксид хрома

Растворимость хроматов прим. соответствует растворимости сульфатов. В частности, желтый хромат бария BaCrO₄выпадает при добавлении солей бария как к р-рам хроматов, так и к р-рам дихроматов: Ba2+ + CrO42− → BaCrO4↓ Ba2+ + Cr2O72− + H2O → BaCrO4↓ + 2H+

Соединения хрома(VI) — сильные окислители, напр.:

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

При осторожном разложении оксида хрома(VI) CrO3 в гидротермальных условиях получают оксид хрома(IV) CrO₂, кот.явл. ферромагнетиком и обладает металлич. проводимостью.

Среди тетрагалогенидов хрома устойчив CrF₄, тетрахлорид хрома CrCl₄ существует только в парах.

Хром — важный компонент во многих легированных сталях (в частности, нержавеющих), а также и в ряде других сплавов. Использ. в кач-ве износоустойчивых и красивых гальванических покрытий (хромирование). Хром применяется для производства сплавов: хром-30 и хром-90, незаменимых для производства сопел мощных плазмотронов и в авиакосмической промышленности.

Вопрос 43 вода

Вода́ (оксид водорода) — хим.ве-во в виде прозрачной жидкости, не имеющей цвета (в малом объёме), запаха и вкуса (при НУ); Н2O. В твёрдом состоянии назыв. льдом или снегом, а в газообразном — водяным паром. Явл. хорошим сильнополярным р-рителем. В природных условиях всегда содержит растворённые в-ва (соли, газы). Вода имеет ключевое значение в создании и поддержании жизни на Земле, в хим. строении живых организмов, в формировании климата и погоды.

М-ла воды состоит из 1 атома кислорода, связанного ковалентной связью с 2 атомами водорода. М-ла воды представл. собой маленький диполь с положит.и отрицат. зарядом на полюсах. Т.к. масса и заряд ядра кислорода больше чем у ядер водорода, то электронное облако стягивается в сторону кислородного ядра образуя отрицат. заряд, а со стороны водорода положит., что определяет полярность м-лы воды. М-ла воды имеет структуру как бы равнобедренного треугольника: в вершине этого треугольника расположен атом кислорода, а в основании его — 2 атома водорода. Строение м-лы воды Н2О можно проанализировать с пом. метода молекулярных орбиталей (МО).

В формировании суммарной молекулярной орбитали воды принимают участие отдельные атомные орбитали водорода и кислорода, обладающие одинаковой симметрией и близкими энергиями. Однако вклад атомных орбиталей атомов водорода и кислорода в образование общей молекулярной орбитали м-лы воды разный, что отражается в разных величинах коэф-в в соответствующих линейных комбинациях атомных орбиталей.

Водородная связь.(Н-связь)

Возникает между ионом водорода одной м-лы и электроотрицательным эл-том др. м-лы, ковалентно несвязанным с ионом Н.

В.С. прочнее вандерваальсового взаимодействия, но слабее ковалентной связи. Н-связь обладает направленностью. При образовании Н-связи возникает слабое донорно-акцепторное взаимодействие. Ион Н-акцептор, F-донор. У атома Н только 1 е, при образовании полярной ковалентной связи в м-лах(напр: HF,H2O) связующее элекр. облако оттянуто к F и O. У иона Н других электронов нет. Ион Н пред. собой положит.заряженное ядро, неимеющ.электронов. Поэтому Н легко проникает в эл. оболочку иона F, ковалентно с ним несвязанного.

Н-связь играет важную роль ассоциации м-л в процессах кристаллизациии, растворении, образовании кристаллогидратов и др. Она может приводит к образованию новых хим.соед.

NH3+ H2O=H3N^-3…H2O=NH4OH

Перокси́д водоро́да (перекись водорода), H₂O₂ — простейший представитель пероксидов. Бесцветная жидкость с «металлич.» вкусом, неограниченно растворимая в воде, спирте и эфире. Концентрированные водные р-ры взрывоопасны. Пероксид водорода является хорошим р-рителем. Из воды выделяется в виде неустойчивого кристаллогидрата H2O2•2H2O. Вследствие несимметричности молекула H2O2 сильно. Относительно высокая вязкость жидкого пероксида водорода обусловлена развитой системой водородных связей. Поскольку атомы кислорода имеют неподелённые электронные пары, м-ла H2O2 также способна образовывать донорно-акцепторные связи.

Пероксид водорода обладает окислит., а также восстановит. св-вами. Он окисляет нитриты в нитраты, выделяет иод из иодидов металлов, расщепляет ненасыщен.соединения по месту двойных связей. Пероксид водорода восстанавливает соли золота и серебра, а также кислород при реакции с водным р-ром перманганата калия в кислой среде.

При восстановлении Н₂O₂ образуется Н2O или ОН^-, напр.: Н₂О₂ + 2KI + H₂SO₄ = I₂ + K₂SO₄ + 2H₂O. При действии сильн. окислителей H₂O₂ проявл. восстановит.св-ва, выделяя свободный кислород:O₂²⁻ — 2e → O₂

Реакцию KMnO₄ с Н₂O₂ используют в хим. анализе для определения содержания Н₂O₂:

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

Окисление органич. соединений пероксидом водорода (напр., сульфидов и тиолов) целесообразно проводить в среде уксусной кислоты.

Галогены.

Галогены - эл-ты главн.подгруппы VII группы периодич. системы: фтор, хлор, бром, йод, астат.

1)Общая электронная конфигурация внешнего энергетического уровня - nS²nP⁵.

2)С возрастанием порядкового номера эл-тов увеличиваются радиусы атомов, уменьшается электроотрицательность, ослабевают неметаллические св-ва (увеличиваются металлические св-ва); галогены - сильные окислители, окислит.способность эл-тов уменьшается с увеличением атомной массы.

3)М-лы галогенов состоят из двух атомов.

4)С увеличением атомн. массы окраска становится более темной, возрастают t плавления и кипения, а также плотность.

5)Сила галогеноводородных кислот возрастает с увеличением атомной массы.

6)Галогены могут образовывать соединения друг с другом (например, BrCl)

Физические свойства.

Энергия связи галогенов сверху вниз по ряду изменяется не равномерно. Фтор имеет аномально низкую энергию связи, это объясняется тем, что фтор не имеет d-подуровня и не способен образовывать полуторные связи, в отличие от остальных галогенов. От хлора к иоду энергия связи постепенно ослабевает, что связанно с увеличением атомного радиуса. Аналогичные аномалии имеют и t кипения (плавления).

Химические свойства.

Все галогены проявл. высокую окислит.активность, которая уменьшается при переходе от фтора к иоду. Фтор — самый активный из галогенов, реагирует со всеми металлами без исключения, многие из них в атмосфере фтора самовоспламеняются, выделяя большое кол-во теплоты, например:2Al + 3F₂ = 2AlF₃ + 2989 кДж

Без нагревания фтор реагирует и со многими неметаллами (H₂, S, С, Si, Р) — все реакции при этом сильно экзотермические, напр.: Н₂ + F₂ = 2HF + 547 кДж

При нагревании фтор окисляет все другие галогены по схеме Hal₂ + F₂ = 2НalFгде Hal = Cl, Br, I, причем в соединениях HalF степени окисления хлора, брома и иода равны +1.

Наконец, при облучении фтор реагирует даже с инертными (благородными) газами:

Хе + F₂ = XeF₂ + 152 кДж.

Взаимодействие фтора со сложными в-вами также протекает очень энергично. Так, он окисляет воду, при этом реакция носит взрывной х-р:

3F₂ + ЗН₂О = OF₂↑ + 4HF + Н₂О₂.

Свободный хлор также очень реакционноспособен, хотя его активность и меньше, чем у фтора. Он непосредственно реагирует со всеми прост.в-вами, за исключ. кислорода, азота и благородных газов.

Возбуждение этой реакции происходит под действием фотонов (hν), кот.вызывают диссоциацию молекул Cl₂ на атомы — при этом возникает цепь последовательных реакций, в каждой из кот. появл. частица, инициирующая начало последующей стадии.

Реакция между Н₂ и Cl₂ послужила одним из первых объектов исследования цепных фотохимич. реакций.

Хлор, растворяясь в воде и частично реагируя с ней образует равновесн. смесь в-в, называемую хлорной водой.

Хлор может реагировать (диспропорционировать) со щелочами:

Cl₂ + 2NaOH = NaCl + NaClO + Н₂О (на холоде),

3Cl₂ + 6КОН = 5KCl + KClO₃ + 3Н₂О (при нагревании).

Хим. активность брома меньше, чем у фтора и хлора, но все же достаточно велика в связи с тем, что бром обычно ис­пользуют в жидком состоянии и поэтому его исходные концентрации при прочих равных условиях больше, чем у хлора.Si + 2Br₂ = SiBr₄(ж) + 433 кДж

Являясь более «мягким» реагентом, бром находит широкое применение в органич. химии. Отметим, что бром, так же, как и хлор, р-ряется в воде, и, частично реагируя с ней, образует «бромную воду», тогда как иод практически в воде не растворим и не способен ее окислять даже при нагревании; по этой причине не существует «иодной воды». Но иод способен растворяться в р-рах иодидов с образованием комплексных анионов: I₂ + I⁻ → I⁻₃.

Образующийся р-р называется р-ром Люголя.

Иод существенно отличается по хим. активности от остальных галогенов. Он не реагирует с большинством неметаллов, а с металлами медленно реагирует только при нагревании. Взаимодействие же иода с водородом происходит только при сильном нагревании, реакция является эндотермической и сильно обратимой: Н₂ + I₂ = 2HI — 53 кДж.

Таким образом, хим. активность галогенов последовательно уменьшается от фтора к иоду. Кажд.галоген в ряду F — At может вытеснять после­дующий из его соединений с водородом или металлами, т.е. каждый галоген в виде прост. в-ва способен окислять галогенид-ион люб. из послед. галогенов. Астат реагирует с металлами (напр. с литием): 2Li + At₂ = 2LiAt — астатид лития.

Способы получения.

1. Важнейший способ получения фтора — электролиз расплавов фторидов, где фтор выделяется на аноде: 2F--2e-F2
В кач-ве основн. источника получения используется гидрофторид KHF₂.
2. Хлор в лабораторных условиях получают из соляной кислоты при взаимодействии ее с оксидом марганца (IV). Реакция прорекает при нагревании.

Вместо окислителя MnO2 можно применить перманганат калия KMnO₄. Тогда реакция протекает при обычной температуре.

В промышленности хлор получают электролизом р-ра хлорида натрия. Газообразный хлор выделяется на аноде.

3. Для получения брома чаще применяют реакцию замещения его в бромидах. 2KBr+Сl2=2KСl+Br2
4. Основные источники получения иода — это морские водоросли и нефтяные буровые воды.
5. В лабораторных условиях бром и иод получают одним и тем же способом: действием оксида марганца (IV) на бромиды или иодиды в кислой среде, например:
MnO2+2KBr+2H2SO4=MnSO4+Br2+K2SO4+2Н2О

Применение.

Хлор применяют для обеззараживания питьевой воды, отбелки тканей и бумажной массы. Большие кол-ва его расходуются для получения соляной к-ты, хлорной извести и др. Фтор нашел широкое применение в синтезе полимерных материалов — фторопластов, обладающих высокой хим. стойкостью, а также в кач-ве окислителя ракетного топлива. Некоторые соединения фтора используют в медицине. Бром и иод — сильные окислители, использ. при различных синтезах и анализах в-в.Большие кол-ва брома и иода расходуются на изготовление лекарств.

Галогеноводороды.

Соединения галогенов с водородом НХ, где X — любой галоген, назыв. галогеноводородами. Вследствие высокой электроотрицательности галогенов связующая электронная пара смещена в их сторону, поэтому м-лы этих соединений полярны.Галогеноводороды — бесцветные газы, с резким запахом, легко растворимы в воде. Фтороводород смешивается с водой в люб.соотношениях. Высокая р-римость этих соединений в воде позволяет получать концентрированные р-ры.

При растворении в воде галогеноводороды диссоциируют по типу кислот. HF относится к слабо диссоциированным соединениям, что объясняется особой прочностью связи в м-ле. Остальные же растворы галогеноводородов относятся к числу сильных к-т. HF — фтороводородная (плавиковая) к-та НСl — хлороводородная (соляная) к-та HBr — бромоводородная к-та HI — иодоводородная к-та
Сила к-т в ряду HF — НСl — HBr — HI возрастает, что объясняется уменьшением в том же направлении энергии связи и увеличением межъядерного расстояния. HI — самая сильн. к-та из ряда галогеноводородных к-т. Поляризуемость растет вследствие того, что вода поляризует больше ту связь, чья длина больше. Соли галогеноводородных кислот носят соответственно следующие названия: фториды, хлориды, бромиды, иод

Химические свойства.

В сухом виде галогеноводороды не действуют на большинство металлов.
1. Водные р-ры галогеноводородов обладают свойствами бескислородных к-т. Энергично взаимодействуют со многими металлами, их оксидами и гидроксидами; на металлы, стоящие в электрохим. ряду напряжений металлов после водорода, не действуют. Взаимодействуют с некоторыми солями и газами.

Фтороводородная к-та разрушает стекло и силикаты:
SiO2+4HF=SiF4+2Н2O
Поэтому она не может храниться в стеклянной посуде.
2. В ОВР галогеноводородные к-ты ведут себя как восстановители, причем восстановительная активность в ряду Сl-, Br-, I- повышается.

Получение.

Фтороводород получают действием концентрированной серной к-ты на плавиковый шпат:
­CaF2+H2SO4=CaSO4+2HF
Хлороводород получают непосредственным взаимодействием водорода с хлором:
Н2+Сl2=2НСlЭто синтетический способ получения.
Сульфатный способ основан на реакции концентрированной
серной кислоты с NaCl.
При небольш. нагревании реакция протекает с образованием НСl и NaHSO4.
­NaCl+H2SO4=NaHSO4+HCl
При более высокой t протекает вторая стадия реакции: ­NaCl+NaHSO4=Na2SO4+HCl
Но аналогичным способом нельзя получить HBr и HI, т.к. их соединения с металлами при взаимодействии с концентрировавной серной к-той окисляются, т.к. I- и Br- являются сильными восстановителями.Бромоводород и иодоводород получают гидролизом.

Применение.

Водный р-р HF (плавиковую кислоту) используют для травления стекла, очистки литья от материала литниковой формы (песка), получения солей - фторидов.

Соляная к-та применяется при травлении металлов, для получения хлоридов, безводный хлороводород используется в органических синтезах.

Бромоводород использ. для получения бромидов, иодоводород - в кач-ве восстановителя.

Практич. применение имеют соли галогеноводородных к-т:

NaCl - в пищевой промышленности, сырье для химической промышленности, консервант

KСl - удобрение

ZnCl₂ - в качестве флюса при пайке металлов

CaCl₂ (безводный) - в качестве осушителя

AlCl₃- катализатор в органических синтезах

HgCl₂ - “сулема” - сильный яд

AgCl и AgBr - в фотографии.

Кислородные соединения галогенов.

Все кислородные соединения галогенов получены косвенным путем. Наиб.устойчивы соли, наименее — оксиды и к-ты. Для галогенов характерно образование большого числа оксидов, отвечающих различным степеням окисления.

Обладает следующими химическими свойствами:

1. При нагревании легко распадается (со взрывом) на хлор и кислород: 2С12O=t2Сl2+О2
2. Будучи кислотным оксидом, гидратируется с образованием хлорноватистой к-ты:
Сl2O+Н2O=2НСlO
3. Взаимодействует с щелочами и основными оксидами: Сl2O+2NaOH=2NaClO+Н2O
Сl2O+K2O=2KСlO
Оксиду хлора (I) соответствует хлорноватистая кислота.
Хлорноватистая к-та НСlO и ее бромный и йодный аналоги — очень слабые к-ты, причем их сила уменьшается при переходе от НСlO к НIO. Это объясняется тем, что хлор обладает большей электроотрицательностью и сильнее своих аналогов притягивает электронную пару, связывающую его с кислородом. Это в свою очередь приводит к смещению электронной пары, связывающей водород с кислородом, к кислороду и увеличению способности водорода к отщеплению. Хлорноватистая к-та представляет собой р-р желто-зеленого цвета с характерным запахом. Она и ее аналоги обладают всеми свойствами слабых летучих к-т, являются кислотами-окислителями.

Причем окислительная активность в ряду НСlO, НBrO, НIO снижается.
1. На свету хлорноватистая кислота разлагается
2. При действии водоотнимающих средств распадается: 2НСl+1O=Сl+12O+Н2О
3. При нагревании хлорноватистой к-ты образуется соляная и хлорноватая к-ты.
Наибольшее значение имеют соли кислородных к-т хлора. Все их можно получить, исходя из реакции взаимодействия хлора с водой. НСl+НСlO«Сl2+Н2О
Равновесие этой реакции легко сместить в сторону продуктов реакции, добавив в р-р щелочи, кот.реагирует с двумя образующимися к-тами. Соли хлорноватистой к-ты назыв. гипохлоритами.
Гипохлориты — очень сильные окислители.

Хлористая к-а НСlО2 — средней силы. Она малоустойчива в водных р-рах, а ее аналоги брома и иода еще менее прочны. Сила кислородных к-т хлора возрастает с ростом степени
окисления центрального атома.
Если хлор взаимодействует с гидроксидом кальция, кот.берется в виде порошка, то образуется хлорная, или белильная, известь — рыхлый белый порошок с запахом хлора. Она состоит главным образом из гипохлорита кальция Са(СlO)2, основных солей кальция и хлорида кальция.
Хлорная известь — сильный окислитель. Она очень реакционноспособна. Применяется для беления хлопчатобумажных тканей, бумаги, для хлорирования воды, дезинфекции, а также для дегазации местности, зараженной стойкими отравляющими в-вами.

Билет №45 Марганец

Ма́рганец — эл-т побочной подгруппы 7 группы четвёртого периода периодич.системы хим. эл-тов, с атомным номером 25. Металл серебристо-белого цвета.

Применение:

1) Марганец необходим в производстве стали

2) Марганец вводят в доменную шахту для того, чтобы удалить серу из чугуна.

3) Изготовлениеж/д рельсов, гусениц тракторов, сейфов, замков и многих др. изделий.

4) Основн. потребитель марганцевой руды - ферросплавные заводы. Здесь в рез-те различн. технологич. процессов получают сплавы марганца (с железом, кремнием) или металл в чистом виде. Дальше путь марганца лежит в сталеплавильный цех.

5) В медицине некот. соли Марганца (напр, KMnO4) применяют как дезинфицирующие средства.

При проведении ОВР для создания в р-ре кислотной среды обычно используют серную кислоту. Азотную кислоту используют крайне редко, так как она сама является сильным окислителем; соляную, бромоводородную и йодоводородную к-ты не использ.из-заих спос-ти к окислению. Щелочная среда создается добавлением в р-р гидроксидов натрия или калия.

Для марганца известны соединения, в которых он проявл. все возможные степени окисления: от нуля до +VII. В ОВР, протекающих в р-рах, чаще всего участвуют соединения марганца в степенях окисления +II, +IV, +VII и, отчасти, +VI. Соединения марганца(II) проявл. слабо выраженные восстановит.св-ва. Соединения, содержащие марганец в степенях окисления +IV, +VI и +VII, – более или менее сильные окислители. Наиболее сильн. окислителями явл.соединения марганца в степени окисления +VII. Металлич. марганец – довольно активный восстановитель.

В наиб. степени окислит. св-ва перманганат калия проявл. в кислотн. среде, в несколько меньшей – в нейтральной и в наим.степени – в щелочной.

Билет №46

Желе́зо — элемент побочной подгруппы 8 группы четвёртого периода периодич.системы хим. эл-тов с атомн. номером 26. Ковкий металл серебристо-белого цвета с высокой хим. реакционной способностью: железо быстро коррозирует при высоких температурах или при высокой влажности на воздухе. В чистом кислороде железо горит, а в мелкодисперсном состоянии самовозгорается и на воздухе.

В промышленности железо получают из железной руды, в основном из гематита (Fe2O3) и магнетита (FeO·Fe2O3).

Существуют различные способы извлечения железа из руд. Наиб.распространённым явл. доменный процесс.

Хим. чистое железо получается электролизом р-ров его солей.

Кроме доменного процесса, <