Одержання. Хѓмічні властивості За звичних умов малоактивний (реагує тіль­ки з фтором) ВІДНОВНІ ВЛАСТИВОСТІ: (H20 - 2ē®2H+) 1) з неметалами: 2H20 + O2. ?ЛОГЕНАМИ (від грец. halos - сіль и genes - утворюючий) – на­зивають елементи головної підгруп

1) взаємодія активних металів з кислотами - неокисниками:	Zn + 2HCl ®ZnCl2 + H2­
2) взаємодія алюмінію (або цинку) з водними розчинами лугів:	2Al + 2NaOH + 6H2O ® 2Na[Al(OH)4] + 3H2­
3) електроліз води і водних розчинів лугів і солей:	2H2O ®2H2­ + O2­ 2NaCl + 2H2O ®H2­ + Cl2­ + 2NaOH
4) пропускання пари води над розжареним вугіллям при 1000°C:	C + H2O ® CO + H2
5) конверсія метану при 900°C:	CH4 + H2O ® CO + 3H2
Методи (1, 2) використовують в лабораторії, (3-5) використовують в промисловості.

 

Хімічні властивості За звичних умов малоактивний (реагує тіль­ки з фтором)

ВІДНОВНІ ВЛАСТИВОСТІ: (H20 - 2ē ®2H+)
1) з неметалами:	2H20 + O2 ® 2H2+1O (з вибухом при підпалюванні)
	H20 + S –150-250 С® H2+1S
	H20 + F2 ®2HF (з вибухом) H2 + I2 t ® 2H+1I-1
	3H20 + N2 p; t ® 2NH3+1 (у присутності каталізатора)
2) з оксидами металів:	H20 + СuO –t ®Cu + H2O (метод отримання малоак­тив­них металів Pb, Mo, W, Ni, Cu і ін. з їх оксидів)
ОКИСНІ ВЛАСТИВОСТІ (H20 + 2ē ®2H-)
3) з лужними і лужноземельними металами:	H20 + 2Li0 ® 2Li+1H-1 H20 + Ca0 ® Ca+2H2-1
Гідриди Men+Hn– сильні відновники за рахунок водню в ступені окислення (-1). Розкладаються водою і кислотами: NaH + H2O ®NaOH + H2­ CaH2 + 2H2O ® Ca(OH)2 + 2H2­ LiH + HCl ® LiCl + H2­

 

§10.3. VII А група - ГАЛОГЕНИ

ГАЛОГЕНАМИ (від грец. halos - сіль и genes - утворюючий) – на­зивають елементи головної підгрупи VII групи періодичної системи:

 

Заряд ядра	Назва	Електронна конфігу­рація	Ступені окиснення	Атомний радіус	Електро-негатив­ність	Окисні (неметалічні) властивості
	Флуор F	1s22s22p5	-1	зростає ————	зменшується ———	зменшуються ———
	Хлор Cl	[Ne] 3s23p5	-1, +1, +3, +4, +5, +7
	Бром Br	[Ar] 4s24p5	-1, +1, +4, +5, +7
	Іод I	[Kr] 5s25p5	-1, +1, +3, +5, +7
	Астат At	[Xe] 6s26p5	-

Є СИЛЬНИМИ ОКИСНИКАМИ (найсильніший окисник – F). У ряді F - Cl - Br - І – Аt зменшуються неметалічні (окисні) властивості і збільшуються металічні (відновні) властивості.

Елементи 7А групи проявляють різні ступені окиснення від -1 до +7 (як виняток, F – тільки -1).

Загальні властивості галогенів:

1) Загальна електронна конфігурація зовнішнього енергетичного рівня - ns²np⁵. Всі вони р-елементи.

2) Із зростанням порядкового номера елементів збільшуються ра­діуси атомів, зменшується електронегативність, слабшають немета­ліч­­ні властивості (збільшуються металеві властивості); галогени – си­ль­­ні окисники, окисна здатність елементів зменшується із збільшен­ням атомної маси.

3) Молекули галогенів складаються з двох атомів.

4) Із збільшенням атомної маси забарвлення стає більш темним, зростають температури плавлення і кипіння, а також густина.

5) Сила галогеноводневих кислот зростає із збільшенням атомної маси.

6) Галогени можуть утворювати сполуки один з одним (наприклад, BrCl)

 

ХЛОР (Cl )

Електронна будова атома Хлору:

	17Сl	1s22 s22p6 3s23p5
Разміщення електронів по орбіталям (останній шар)	Ступінь окиснення
	- 1, +1	НСl, Cl2O
Збуджений стан атома	–hν ® Cl*	+3	HClO2
–hν ® Cl**	+5	НСlO3
–hν ® Cl***	+7	НСlO4

 

 

 

Фізичні властивості	Хлор – газ жовто-зеленого кольору. Розчинний у воді. N Дуже отруйний.
Одержання	1) Окислення йонів Cl- сильними окисниками (лабораторний спосіб):	MnO2 + 4HCl ® MnCl2 + Cl2­ + 2H2O 2KMnO4 + 16HCl ® 2MnCl2 + 5Cl2­ + 2KCl + 8H2O K2Cr2O7 + 14HCl ®2CrCl3 + 2KCl + 3Cl2­ + 7H2O
2) електроліз розчину NaCl (промисловий спосіб):	2NaCl + 2H2O ®H2­ + Cl2­ + 2NaOH
Хімічні властивості	Хлор - СИЛЬНИЙ ОКИСНИК
реагує з:
1) з металами:	2Fe + 3Cl2 ®2Fe+3Cl3
2) з неметалами:	H2 + Cl2 –h ® 2HCl 2P + 3Cl2 ® 2PClЗ
3) з водою:	Cl2 + H2O ®HCl + HClO
4) з лугами:	Cl2 + 2KOH ® KCl + KClO + H2O
	5) Витісняє Br2 i I2 з їх солей і кислот Cl2 + 2KI ® 2KCl + I2

Найважливіші Сполуки

· хлористий водень (хлороводень) HCl

розчин HCl у воді – хлороводнева (солянакислота) є сильною кислотою:

HCl ® H⁺ + Cl^-

солі – хлориди NaCl – натрій хлорид

Фізичні властивості	Безбарвний газ с різким запахом, отруйний, важчий за повітря, добре розчинний у воді.
Одержання	1) Синтетичний спосіб (промисловий):	H2 + Cl2 ®2HCl
2) Гідросульфатний спосіб (лабораторний):	NaCl(тв.) + H2SO4(конц.) ® NaHSO4 + HCl­
Хімічні властивості	Реагує з 1) з металами (до Н2 в електрохімічному ряді):	2Al + 6HCl ® 2AlCl3 + 3H2­
2) з оксидами металів:	MgO + 2HCl ® MgCl2 + H2O
3) з основами і аміаком:	HCl + KOH ® KCl + H2O HCl + NH3 ® NH4Cl
4) з солями:	CaCO3 + 2HCl ® CaCl2 + H2O +CO2­
	þ Якісна реакція для виявлення йонів Cl‾ Утворення білого осаду хлориду срібла, нерозчинного в мінеральних кислотах: AgNO3 + NaCl ® AgCl¯   (білий осад) + NaNO3

 

· Хлориди металів Ме^+ХCl_х – солі соляної кислоти.

Їх одержують взаємодією:

1) металів з хлором	2Fe + 3Cl2 ® 2FeCl3
2) реакціями соляної кислоти з: металами	Mg + 2HCl ®MgCl2 + H2­
оксидами	CaO + 2HCl ® CaCl2 + H2O
гідроксидами	Ba(OH)2 + 2HCl ® BaCl2 + 2H2O
3) шляхом обміну з деякими солями	Pb(NO3)2 + 2HCl ® PbCl2¯ + 2HNO3

 

Більшість хлоридів розчинні у воді (за винятком хлоридів срібла, свинцю і одновалентної ртуті).

 

§10.4. VI А група – Підгрупа Оксигену

Оксиген, сірка, селен, телур і полоній (полоній – радіоактивний елемент) – це елементи підгрупи VI групи, яка називається підгру­пою Оксигену.

Елементи О, S, Se, Te мають групову назву ХАЛЬКОГЕНИ («ті, що народжують руди»).

Атоми халькогенів містять на зовнішньому енергетичному рівні по 6 електронів в стані s²p⁴. Цим пояснюється схожість хімічних властивостей. В ряду О – S – Se – Te зменшуються неметалічні (окисні) вла­стивості, збільшуються металічні (відновні) властивості. Телур (Te) має амфотерні властивості.

	Заряд ядра	Назва	Електрона конфігу­рація	Ступені окиснення	Атомний радіус	Електро-негатив­-ність	Окисні (неметалічні) властивості
халькогени		Оксиген О	1s22s22p4	-2, -1, +2	зростає ————	зменшується ———	зменшуються ———
	Сульфур S	[Ne] 3s23p4	-2, 0, +2, +4, +6,
	Селен Se	[Ar] 4s24p4	-2, 0, +2, +4, +6,
	Телур Te	[Kr] 5s25p4	-2, 0, +2, +4, +6,
		Полоній Ро	[Xe] 6s26p4	-

Проявляють ступені окиснення від -2 до +6 (тільки О₂ має -2, -1 та +2).

Всі халькогени у сполуках з воднем і металами виявляють сту­пінь окиснення -2, а в сполуках з киснем та іншими активними неме­талами – звичайно +4 і +6. Кисень виявляє ступінь окиснення звичайно -2, в пероксидах (Н₂О₂) -1, а в сполуках з фтором +2.

Ø ОКСИГЕН (КИСЕНЬ)

Найпоширеніший елемент на Землі; в повітрі - 21% (за об'ємом); в земній корі - 49% (за масою); в гідросфері - 89% за масою; у складі живих організмів - до 65% за масою.

Електронна будова атома

Заряд ядра 8		р11 = 8; n01 = 8; ē = 8
1s2 2s22p4

 

 

 

Оксиген проявляє переважно ступінь окиснення -2, але може мати і

-1, +1, +2.

 

Ступені окиснення	-2	-1 (у пероксидах)		+1	+2
(тільки зі фтором)
Приклади сполук	Н2О вода	Н2О2 Гідроген пероксид	О2 Кисень	О2F2	ОF2
Фториди кисню
Окисні властивості	Тільки ВІДНОВНИК	Окисно-відновна двоїстість	Тільки ОКИСНИКИ

 

Існує увигляді двох простих речовин: О₂ (кисень), О₃ (озон).

!	АЛОТРОПІЯ – це явище існування хімічного елемента у вигляді двох або кількох простих речовин, різних за властивостями і будовою.

 

· Кисень O₂

Фізичні властивості	Кисень – безбарвний газ, без запаху, розчинний у воді.
Хімічні властивості	Взаємодія речовин з киснем називається ОКИСНЕННЯМ
З киснем реагують всі елементи (крім Au, Pt, He, Ne і Ar), у всіх реакціях (крім взаємодії з фтором) кисень - ОКИСНИК. Реагує з:
1). неметалами (утворює кислотні оксиди):	2). металами (утворює основні оксиди):	3). складними речовинами:
C + O2 ® CO2 S + O2 ®SO2 2H2 + O2 ® 2H2O	2Mg + O2 ®2MgO 2Cu + O2 –t ®2CuO	4FeS2 + 11O2®2Fe2O3 + 8SO2 2H2S + 3O2®2SO2 + 2H2O CH4 + 2O2® CO2 + 2H2O
Застосування	Використання О2 базується на його окисних властивостях: - є необхідним для життя (процеси дихання, горіння, іржавіння); - бере участь в окисно відновних процесах; - в медицині – для полегшення дихання хворих (кисневі подушки), - для добування азотної (НNO3) та сірчаної (H2SO4) кислот; - випалювання руд; - у металургії для виробництва сталі; - для зварювання і різання металів.

 

· Озон O₃ - алотропна модифікація кисню

Фізичні властивості	Озон – газ із характерним запахом, отруйний (N), добре розчинний у воді.
Одержання	Під час грози (в природі), (в лабораторії) в озонаторі: 3O2 D 2O3
Хімічні властивості	Хімічно активний, окиснює навіть золото (до Au2O) та срібло (до Ag2O).
1).Нестійкий: O3 ® O2 + O	2).Сильний окисник: 2KI + O3 + H2O ® 2KOH + I2 + O2 (якісна реакція на озон)
Знебарвлює фарбуючі речовини, відбиває УФ-промені, знищує мікро­організми.
Застосування	- для озонування води; - для знешкодження промислових стічних вод; - для вибілювання тканин; - як дезинфікуючий засіб; - як окисник ракетного палива.

 

Ø Сірка (сульфур) S