9 F 1s 2 2s 2 2p 5

17 Cl 3s 2 3p 5

35 Br 3d 10 4s 2 4p 5

53 I 4d 10 5s 2 5p 5

85 La 4f 14 5d 10 6s 2 6p 5

Cele 5 elemente ale subgrupului principal al grupului VII au un nume comun de grup „halogeni” (Hal), care înseamnă „producător de sare”.

Subgrupul de halogeni include fluor, clor, brom, iod și astatin (astatina este un element radioactiv, puțin studiat). Acestea sunt elementele p ale grupului tabel periodic DI. Mendeleev. La nivelul energetic exterior, atomii lor au 7 electroni ns 2 np 5. Aceasta explică caracterul comun al proprietăților lor.

Proprietățile elementelor subgrupului de halogen

Ei adaugă cu ușurință câte un electron fiecare, prezentând o stare de oxidare de -1. Halogenii au acest grad de oxidare în compușii cu hidrogen și metale.

Cu toate acestea, atomii de halogen, pe lângă fluor, pot prezenta și stări de oxidare pozitive: +1, +3, +5, +7. Sunt explicate valorile posibile ale stărilor de oxidare structura electronica, care pentru atomii de fluor poate fi reprezentat prin diagramă

Fiind cel mai electronegativ element, fluorul poate accepta doar un electron pe subnivel 2p. Are un electron nepereche, deci fluorul poate fi doar monovalent, iar starea de oxidare este întotdeauna -1.

Structura electronică a atomului de clor este exprimată prin diagrama:

Atomul de clor are un electron nepereche în subnivelul 3p și starea normală (neexcitată) a clorului este monovalentă. Dar, din moment ce clorul se află în a treia perioadă, are încă cinci orbitali ai celui de-al treilea subnivel, care pot găzdui 10 electroni.

În starea excitată a atomului de clor, electronii se deplasează de la subnivelurile 3p și 3s la subnivelul 3d (indicat prin săgeți în diagramă). Separarea (împerecherea) electronilor aflați în același orbital crește valența cu două unități. Evident, clorul și analogii săi (cu excepția fluorului) pot prezenta doar valența variabilă impară 1, 3, 5, 7 și stări de oxidare pozitive corespunzătoare. Fluorul nu are orbitali liberi, ceea ce înseamnă că atunci când reactii chimice Nu există nicio separare a electronilor perechi în atom. Prin urmare, atunci când se iau în considerare proprietățile halogenilor, este întotdeauna necesar să se ia în considerare caracteristicile fluorului și compușilor.

Soluțiile apoase de compuși cu hidrogen ai halogenilor sunt acizi: HF - fluorhidric (fluoric), HCl - clorhidric (clorhidric), HBr - bromhidric, HI - iodhidric.

Structura identică a stratului electronic exterior (ns 2 np 5) determină marea asemănare a elementelor.

Substante simple - nemetale F 2 (gaz), Cl 2 (gaz), Br 2 (l), l 2 (solid).

În timpul educației legături covalente halogenii folosesc cel mai adesea un electron p nepereche disponibil într-un atom neexcitat, prezentând B = I.

Stări de valență ale atomilor CI, Br, I.

Prin formarea de legături cu atomii mai multor elemente electronegative, atomii de clor, brom și iod pot trece de la starea de valență fundamentală la cele excitate, care este însoțită de tranziția electronilor la orbitalii liberi ai subnivelului d. În acest caz, numărul de electroni nepereche crește, drept urmare atomii CI, Br, I pot forma un număr mai mare de legături covalente:

Diferența dintre F și alți halogeni

În atomul F, electronii de valență se află în al 2-lea nivel de energie, care are doar subnivelurile s și p. Acest lucru exclude posibilitatea de tranziție a atomilor F la stări excitate, prin urmare fluorul din toți compușii prezintă o constantă B egală cu I. În plus, fluorul este elementul cel mai electronegativ, ca urmare a căruia are și o constantă c. O. -1.

Cei mai importanți compuși halogeni

I. Halogenuri de hidrogen HHal.

II Halogenurile metalice (sărurile acizilor halogenați) sunt cei mai numeroși și stabili compuși halogeni

III. Compuși organohalogeni

IV. Substante care contin oxigen:

Oxizi instabili, dintre care existența a 6 oxizi poate fi considerată de încredere (Cl 2 O, ClO 2, Cl 2 O 7, Br 2 O, BrO 2, I 2 O 5);

Oxoacizi instabili, dintre care doar 3 acizi sunt izolați ca substanțe individuale (HClO 4, HlO 3, HlO 4);

Săruri ale oxoacizilor, în principal cloriți, clorați și perclorați.

Elemente chimice ale subgrupului principal IA al grupului sistemului periodic de elemente ale lui D. I. Mendeleev: Li, Na, K, Rb, Cs, Fr. Denumirea provine de la hidroxizi ai metalelor alcaline, numite alcaline caustice. Atomii metalelor alcaline au 1 electron s pe învelișul exterior și 2 electroni s și 6 p pe învelișul anterior (cu excepția Li). Caracterizat prin temperaturi scăzute de topire, densități scăzute; moale, tăiate cu un cuțit. Starea de oxidare a metalelor alcaline din compuși este întotdeauna +1. Aceste metale sunt foarte active din punct de vedere chimic - sunt oxidate rapid de oxigenul atmosferic, reacţionează violent cu apa, formând alcalii Me. OH (unde Me este metal); activitatea crește de la Li la Fr.

Litiul (latină - litiu), un element chimic Li din primul grup, subgrupul A al sistemului periodic al lui D.I Mendeleev, aparține metalelor alcaline, numărul de serie 3, masa atomică este 6,939; în condiții normale, un metal alb-argintiu, ușor. Litiul natural este format din doi izotopi cu numerele de masă 6 și 7. Un detaliu interesant: costul izotopilor de litiu nu este deloc proporțional cu abundența lor. La începutul acestui deceniu, în Statele Unite, litiu-7 relativ pur era de aproape 10 ori mai scump decât litiu-6 de puritate foarte mare. Încă doi izotopi de litiu au fost obținuți artificial. Durata lor de viață este extrem de scurtă: litiu-8 are un timp de înjumătățire de 0,841 secunde, iar litiu-9 are un timp de înjumătățire de 0,168 secunde.

Litiul este un element tipic al scoarței terestre, un element relativ rar. (conținut 3,2× 10 -3% din greutate), se acumulează în cele mai recente produse de diferențiere a magmei - pegmatitele. Există puțin litiu în manta - în rocile ultramafice doar 5 × 10 -3% (în rocile de bază 1,5 × 10 -3%, în rocile intermediare - 2 × 103%, în rocile acide 4 × 10 -3%). Apropierea razelor ionice ale Li+, Fe 2+ și Mg 2+ permite litiului să intre în rețelele silicaților de magneziu-fier - piroxeni și amfiboli. În granitoizi este conținut ca impuritate izomorfă în mica. Numai în pegmatite și în biosferă sunt cunoscute 28 de minerale independente de litiu (silicați, fosfați etc.). Toate sunt rare. În biosferă, litiul migrează relativ slab, rolul său în materia vie este mai mic decât cel al altor metale alcaline. Este ușor de extras din ape de argile, există relativ puțin în Oceanul Mondial (1,5 × 10 -5%). ÎN corpul uman(cu greutatea de 70 kg) - 0,67 mg. litiu.

Potasiu (Kalium) Potasiul este un element chimic din grupa I a sistemului periodic al lui Mendeleev; numărul atomic 19, masa atomică 39,098; metal alb-argintiu, foarte ușor, moale și fuzibil. Elementul este format din doi izotopi stabili - 39 K (93,08%), 41 K (6,91%) și unul slab radioactiv 40 K (0,01%) cu un timp de înjumătățire de 1,32×109 ani.

Apariția în natură Potasiul este un element comun: conținutul său în litosferă este de 2,50% din masă. În procesele magmatice, potasiul, ca și sodiul, se acumulează în magme acide, din care cristalizează granitele și alte roci (conținut mediu de potasiu 3,34%). Potasiul se găsește în feldspați și mici. Rocile de bază și ultrabazice bogate în fier și magneziu sunt sărace în potasiu. Pe suprafața pământului, potasiul, spre deosebire de sodiu, migrează slab. Când stâncile sunt meteorologice, potasiul trece parțial în apă, dar de acolo este rapid captat de organisme și absorbit de argile, astfel încât apele râurilor sunt sărace în potasiu și mult mai puțin din el intră în ocean decât sodiul. În ocean, potasiul este absorbit de organisme și nămolurile de fund (de exemplu, face parte din glauconit); Prin urmare, apele oceanice conțin doar 0,038% potasiu - de 25 de ori mai puțin decât sodiu.

În natură, este al nouălea element cel mai abundent (al șaselea dintre metale), găsit doar sub formă de compuși. Face parte din multe minerale, roci și straturi de sare. Al treilea cel mai abundent metal în apele naturale: 1 l apa de mare conţine 0,38 g de ioni K+. Cationii de potasiu sunt bine adsorbiți de sol și sunt greu de spălat cu ape naturale. Un element vital pentru toate organismele. Ionii K+ se găsesc întotdeauna în interiorul celulelor (spre deosebire de ionii Na+). Corpul uman conține aproximativ 175 g de potasiu, necesarul zilnic este de aproximativ 4 g Lipsa de potasiu din sol este compensată prin aplicarea de îngrășăminte cu potasiu - clorură de potasiu KCl, sulfat de potasiu K 2 SO 4 și cenușă de plante.

Fapte interesante PENTRU CE ESTE NEVOIE CIANURA DE POTASIU? Pentru extragerea aurului și argintului din minereuri. Pentru aurirea galvanică și argintarea metalelor comune. Pentru obtinerea multor substante organice. Pentru nitrurarea oțelului - aceasta conferă suprafeței sale o rezistență mai mare. Din păcate, această substanță atât de necesară este extrem de otrăvitoare. Și KCN arată destul de inofensiv: cristale mici albe cu o tentă maronie sau gri.

Cesiu Ceziul a fost descoperit relativ recent, în 1860, în apele minerale ale izvoarelor curative celebre din Pădurea Neagră (Baden-Baden etc.). Într-o scurtă perioadă istorică, a trecut un drum strălucit - de la rar, necunoscut oricui element chimic la metal strategic. El aparține familiei lucrătoare a metalelor alcaline, dar sângele albastru al ultimului soi al lui îi curge în vene. . . Totuși, acest lucru nu îl împiedică deloc să comunice cu alte elemente și, chiar dacă acestea nu sunt atât de celebre, intră de bunăvoie în contact cu acestea și stabilește legături puternice. În prezent, lucrează simultan în mai multe industrii: în electronică și automatizare, în radar și cinema, în reactoare nucleare și nave spațiale. . . » .

Se știe că cesiul a fost primul element descoperit prin analiza spectrală. Oamenii de știință au avut însă ocazia să se familiarizeze cu acest element chiar înainte ca Robert Bunsen și Gustav Kirchhoff să creeze o nouă metodă de cercetare. În 1846, chimistul german Plattner, analizând poluitul mineral, a descoperit că suma componentelor sale cunoscute era de doar 93%, dar nu a putut determina cu exactitate ce alt element (sau elemente) era inclus în acest mineral. Abia în 1864, după descoperirea lui Bunsen, italianul Pisani a găsit cesiu în poluit și a stabilit că Plattner nu a putut identifica compușii acestui element.

Fapte interesante Cesiu și presiune Toate metalele alcaline se schimbă foarte mult atunci când sunt expuse la presiune înaltă. Dar cesiul este cel care reacționează la el cel mai unic și mai puternic. La o presiune de 100 mii atm. volumul său scade de aproape trei ori - mai mult decât cel al altor metale alcaline. În plus, în condiții de presiune ridicată au fost descoperite două noi modificări ale cesiului elementar. Rezistenta electrica toate metalele alcaline cu creșterea presiunii cresc; În cesiu această proprietate este deosebit de pronunțată.

Francium Printre elementele de la sfârșitul tabelului periodic al lui D.I Mendeleev se numără cele despre care nespecialiștii au auzit și știu multe, dar există și acelea despre care chiar și un chimist poate spune puțin. Primele includ, de exemplu, radonul (nr. 86) și radiul (nr. 88). Printre al doilea este vecinul lor din tabelul periodic, elementul nr. 87 - franciu. Franciul este interesant din două motive: în primul rând, este cel mai greu și mai activ metal alcalin; în al doilea rând, franciul poate fi considerat cel mai instabil dintre primele sute de elemente ale tabelului periodic. Cel mai longeviv izotop, franciul, 223 Fr, are un timp de înjumătățire de doar 22 de minute. O astfel de combinație rară într-un element de activitate chimică ridicată cu stabilitate nucleară scăzută a determinat dificultățile în descoperirea și studiul acestui element.

Apariția în natură În plus față de 223 Fr, mai mulți izotopi ai elementului nr. 87 sunt acum cunoscuți, dar numai 223 Fr apare în natură în cantități vizibile. Folosind legea dezintegrarii radioactive, se poate calcula că un gram de uraniu natural conține 4·10–18 g de 223 Fr. Aceasta înseamnă că aproximativ 500 g de France-223 se află în echilibru radioactiv cu întreaga masă de uraniu pământesc. Mai există doi izotopi ai elementului nr. 87 în cantități extrem de mici pe Pământ - 224 Fr (un membru al familiei toriului radioactiv) și 221 Fr. Desigur, este aproape imposibil să găsești pe Pământ un element ale cărui rezerve globale nu ajung la un kilogram. Prin urmare, toate studiile despre franciu și puținii săi compuși au fost efectuate pe produse artificiale.

Fapte interesante Sodiul pe un submarin Sodiul se topește la 98°C, dar fierbe doar la 883°C. În consecință, intervalul de temperatură al stării lichide a acestui element este destul de mare. De aceea (și, de asemenea, datorită secțiunii transversale mici de captare a neutronilor) sodiul a început să fie folosit în energia nucleară ca agent de răcire. În special, submarinele nucleare americane sunt echipate cu centrale electrice cu circuite de sodiu. Căldura generată în reactor încălzește sodiul lichid, care circulă între reactor și generatorul de abur. Într-un generator de abur, sodiul, atunci când este răcit, evaporă apa, iar aburul de înaltă presiune rezultat rotește o turbină cu abur. În aceleași scopuri, se folosește un aliaj de sodiu și potasiu.

Fotosinteza anorganică De obicei, atunci când sodiul este oxidat, se formează un oxid de compoziție Na 2 O. Cu toate acestea, dacă sodiul este ars în aer uscat la o temperatură ridicată, în loc de oxid se formează această substanță renunță cu ușurință la atomul său de oxigen „extra” și, prin urmare, are proprietăți oxidante puternice. La un moment dat, peroxidul de sodiu era folosit pe scară largă pentru a înălbi pălăriile de paie. Acum greutate specifică pălăriile de paie în utilizarea peroxidului de sodiu sunt neglijabile; Principalele cantități ale acestuia sunt folosite pentru albirea hârtiei și pentru regenerarea aerului în submarine. Când peroxidul de sodiu interacționează cu dioxidul de carbon, are loc procesul opus respirației: 2 Na 2 O 2 + 2 CO 2 → 2 Na 2 CO 3 + O 2, adică dioxidul de carbon este legat și oxigenul este eliberat. Exact ca o frunză verde!

Sodiul și aur În momentul în care a fost descoperit sodiul, alchimia nu mai era în favoarea, iar ideea de a transforma sodiul în aur nu a entuziasmat mintea oamenilor de știință naturală. Cu toate acestea, acum se consumă mult sodiu pentru a obține aur. „Minereu de aur” este tratat cu o soluție de cianură de sodiu (și se obține din sodiu elementar). În acest caz, aurul se transformă în solubil compus complex, de care este izolat folosind zinc. Minerii de aur sunt printre principalii consumatori ai elementului nr. 11. B scara industriala cianura de sodiu se obține prin reacția sodiului, amoniacului și cocsului la o temperatură de aproximativ 800°C.

Sodiu în apă Fiecare școlar știe ce se întâmplă dacă arunci o bucată de sodiu în apă. Mai exact, nu în apă, ci pe apă, pentru că sodiul este mai ușor decât apa. Căldura eliberată atunci când sodiul reacţionează cu apa este suficientă pentru a topi sodiul. Și acum o minge de sodiu trece prin apă, condusă de hidrogenul eliberat. Cu toate acestea, reacția sodiului cu apa nu este doar distracție periculoasă; dimpotrivă, este adesea util. Sodiul curăță în mod fiabil uleiurile de transformatoare, alcoolii, eterii și altele de urme de apă. materie organicăși cu ajutorul amalgamului de sodiu (adică, un aliaj de sodiu și mercur), conținutul de umiditate al multor compuși poate fi determinat rapid. Amalgamul reacționează cu apa mult mai calm decât sodiul în sine. Pentru a determina conținutul de umiditate, la o probă de materie organică se adaugă o anumită cantitate de amalgam de sodiu, iar conținutul de umiditate este determinat de volumul de hidrogen eliberat.

Centura de sodiu a Pământului Este destul de natural ca sodiul să nu se găsească niciodată în stare liberă pe Pământ - acest metal este prea activ. Dar în straturile superioare ale atmosferei - la o altitudine de aproximativ 80 km - a fost descoperit un strat de sodiu atomic. La această altitudine, practic, nu există oxigen, vapori de apă sau nimic cu care sodiul să reacționeze. Sodiul a fost descoperit și în spațiul interstelar folosind metode spectrale.

Rubidiul este un metal care poate fi numit sensibil din punct de vedere chimic. La contactul cu aerul, se aprinde spontan și arde cu o flacără strălucitoare roz-violet. Explodează cu apă și, de asemenea, reacționează violent la contactul cu fluor, clor, brom, iod și sulf. Fiind un adevărat nu-mi atinge, rubidiul trebuie protejat de influențele externe. În acest scop, se pune în vase umplute cu kerosen uscat. . . Rubidiul este mai greu decât kerosenul (densitatea rubidiului 1,5) și nu reacționează cu acesta. Rubidiul este un element radioactiv și eliberează încet un flux de electroni pentru a deveni stronțiu. Cea mai remarcabilă proprietate a rubidiului este sensibilitatea sa particulară la lumină. Sub influența razelor de lumină, rubidiul devine o sursă curent electric. Odată cu încetarea iradierii luminii, curentul dispare. R. reacţionează exploziv cu apa, se eliberează hidrogen şi se formează o soluţie de hidroxid de R., Rb. OH.

Rubidiul se găsește în multe roci și minerale, dar concentrația sa este extrem de scăzută. Doar lepidolitele conțin puțin mai mult Rb 2 O, uneori 0,2% și ocazional până la 1. . . 3%. Sărurile de rubidiu sunt dizolvate în apa mărilor, oceanelor și lacurilor. Concentrația lor aici este foarte scăzută, în medie de aproximativ 100 µg/l. Aceasta înseamnă că există de sute de ori mai puțin rubidiu în oceanele lumii decât în scoarta terestra.

Fapte interesante Rubidium nu a ignorat mulți reprezentanți floră: urme ale acestuia se gasesc in alge si tutun, in frunze de ceai si boabe de cafea, in trestia de zahar si sfecla, in struguri si unele tipuri de citrice. De ce se numea rubidiu? Rubidus – latină pentru „roșu”. S-ar părea că acest nume este mai potrivit pentru cupru decât pentru rubidiu, care are o culoare foarte obișnuită. Dar să nu ne grăbim să tragem concluzii. Acest nume a fost dat elementului nr. 37 de către descoperitorii săi Kirchhoff și Bunsen. În urmă cu mai bine de o sută de ani, în timp ce studiau diferite minerale cu ajutorul unui spectroscop, ei au observat că una dintre probele de lepidolit trimise din Rosen (Saxonia) dădea linii speciale în regiunea roșu închis a spectrului. Aceste linii nu au fost găsite în spectrele vreunei substanțe cunoscute. Curând, s-au descoperit linii roșii închise similare în spectrul de sedimente obținute după evaporarea apelor curative din izvoarele minerale din Pădurea Neagră. Era firesc să presupunem că aceste linii aparțineau unui element nou, necunoscut anterior. Așa că în 1861 a fost descoperit rubidiul

Subgrupul principal al grupei II a Tabelului periodic al elementelor este format din beriliu Be, magneziu Mg, calciu Ca, stronțiu Sr, bariu Ba și radiu Ra.

Tabelul 18 – Caracteristicile elementelor 2Ап/grup

Numărul atomic	Nume	Masa atomică	Configuratie electronica	 g/cm 3	tpl. C	tfierbe C	EO	Raza atomică, nm	Stare de oxidare
	Beriliu Be	9,01	2s 2	1,86			1,5	0,113	+2
	Magneziu Mg	24,3	3s 2	1,74	649,5		1,2	0,16	+2
	Calciu Ca	40,08	4s 2	1,54			1,0	0,2	+2
	Stronțiu Sr	87,62	5s 2	2,67			1,0	0,213	+2
	Bariu Ba	137,34	6s 2	3,61			0,9	0,25	+2
	Radiu Ra		7s 2	6	700		0,9	–	+2

Atomii acestor elemente au doi electroni s la nivelul electronic exterior: ns 2. În chimie. reacții, atomii elementelor subgrupului renunță ușor la ambii electroni ai exteriorului nivelul de energieși formează compuși în care starea de oxidare a elementului este +2.

Toate elementele acestui subgrup aparțin metalelor. Calciul, stronțiul, bariul și radiul sunt numite metale alcalino-pământoase.

Aceste metale nu se găsesc în stare liberă în natură. Cele mai comune elemente includ calciul și magneziul. Principalele minerale care conțin calciu sunt calcitul CaCO 3 (varietățile sale sunt calcar, cretă, marmură), anhidrita CaSO 4, gips CaSO 4 ∙ 2H 2 O, fluorit CaF 2 și fluorapatita Ca 5 (PO 4) 3 F. Magneziul face parte. a mineralelor magnezitice MgCO 3 , dolomita MgCO 3 ∙ CaCo 3 , carnalită KCl ∙ MgCl 2 ∙ 6H 2 O. Compușii magneziului se găsesc în cantități mari în apa de mare.

Proprietăți. Beriliul, magneziul, calciul, bariul și radiul sunt metale alb-argintii. Stronțiul are o culoare aurie. Aceste metale sunt ușoare, calciul, magneziul și beriliul au densități deosebit de scăzute.

Radiul este un element chimic radioactiv.

Beriliul, magneziul și mai ales elementele alcalino-pământoase sunt metale reactive. Sunt agenți reducători puternici. Dintre metalele acestui subgrup, beriliul este oarecum mai puțin activ, ceea ce se datorează formării unei pelicule de oxid de protecție pe suprafața acestui metal.

1. Interacțiunea cu substanțe simple. Toate reacționează ușor cu oxigenul și sulful, formând oxizi și sulfați:

2Be + O 2 = 2BeO

Beriliul și magneziul reacționează cu oxigenul și sulful atunci când sunt încălzite, alte metale - când conditii normale.

Toate metalele din acest grup reacționează ușor cu halogenii:

Mg + CI2 = MgCI2

Când sunt încălzite, toate reacţionează cu hidrogenul, azotul, carbonul, siliciul şi alte nemetale:

Ca + H 2 = CaH 2 (hidrură de calciu)

3Mg + N 2 = Mg 3 N 2 (nitrură de magneziu)

Ca + 2C = CaC 2 (carbură de calciu)

Carbitul de calciu este o substanță cristalină incoloră. Carbitul tehnic, care conține diverse impurități, poate fi gri, maro sau chiar negru. Carbitul de calciu se descompune cu apa pentru a forma acetilena gazoasa C 2 H 2 - un produs chimic important. industrie:

CaC2 + 2H20 = Ca(OH)2 + C2H2

Metalele topite se pot combina cu alte metale pentru a forma compuși intermetalici, de exemplu CaSn3, Ca2Sn.

2. Interacționează cu apa. Beriliul nu interacționează cu apa, deoarece reacția este împiedicată de o peliculă protectoare de oxid pe suprafața metalului. Magneziul reacționează cu apa când este încălzit:

Mg + 2H20 = Mg(OH)2 + H2

Alte metale interacționează activ cu apa în condiții normale:

Ca + 2H2O = Ca(OH)2 + H2

3. Interacțiunea cu acizii. Toate reacționează cu acizii clorhidric și sulfuric diluați pentru a elibera hidrogen:

Be + 2HCl = BeCl 2 + H 2

Metalele reduc acidul azotic diluat în principal la amoniac sau nitrat de amoniu:

2Ca + 10HNO3 (diluat) = 4Ca(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O

În acizii azotic și sulfuric concentrați (fără încălzire), pasivații de beriliu și alte metale reacționează cu acești acizi.

4. Interacțiune cu alcalii. Beriliul reacționează cu soluții apoase de alcalii formând o sare complexă și eliberează hidrogen:

Be + 2NaOH + 2H2O = Na2 + H2

Magneziul și metalele alcalino-pământoase nu reacţionează cu alcalii.

5. Interacțiunea cu oxizii și sărurile metalice. Magneziul și metalele alcalino-pământoase pot reduce multe metale din oxizii și sărurile lor:

TiCI4 + 2Mg = Ti + 2MgCI2

V 2 O 5 + 5Ca = 2V + 5CaO

Beriliul, magneziul și metalele alcalino-pământoase sunt obținute prin electroliza topiturii clorurilor lor sau prin reducerea termică a compușilor lor:

BeF2 + Mg = Be + MgF2

MgO + C = Mg + CO

3CaO + 2Al = 2Ca + Al 2O 3

3BaO + 2Al = 3Ba + Al2O3

Radiul se obține sub formă de aliaj cu mercur prin electroliza unei soluții apoase de RaCl 2 cu catod de mercur.

Chitanță:

1) Oxidarea metalelor (cu excepția Ba, care formează peroxid)

2) Descompunerea termică a nitraților sau carbonaților

CaCO 3 – t° = CaO + CO 2

2Mg(NO 3) 2 – t° = 2MgO + 4NO 2 + O 2

Determinarea durității apei este de mare importanță practică și este utilizată pe scară largă în tehnologie, industrie și agricultură.

Apa devine tare atunci când interacționează cu sărurile de calciu și magneziu conținute în scoarța terestră. Dizolvarea carbonaților de calciu și magneziu are loc prin interacțiune dioxid de carbon soluri cu sarurile indicate.

CaCO3 + CO2 + H2O = Ca(HCO3)2

MgC03 + CO2 + H20 = Mg(HCO3)2

Bicarbonații rezultați se dizolvă în ape subterane. Gips CaSO 4

ușor solubil direct în apă.

Distinge duritate temporară, permanentă și generală.

Duritate temporară sau carbonatică datorită prezenței bicarbonaților de calciu și magneziu solubili în apă. Această duritate se îndepărtează ușor prin fierbere: t 0

Ca(HCO3)2 = CaC03 + H2O + CO2

Mg(HCO3)2 = MgC03 + CO2 + H20

Duritate constantă a apei datorită prezenței sărurilor de calciu și magneziu în el, care nu dau sedimente la fiert (sulfați și cloruri). Suma rigidității temporare și permanente este duritatea totală a apei. Este determinată de numărul total de echivalenți milimole de ioni de Ca 2+ și Mg 2+ în 1 litru de apă (mmol/l) sau miimi mase molare echivalenţi de Ca 2+ şi Mg 2+ în 1 litru de apă (mg/l).

Notă: la efectuarea calculelor legate de duritatea apei, trebuie luat în considerare faptul că E(Ca 2+) = 1/2Ca 2+ și E(Mg 2+) = 1/2 Mg 2+, iar Me(Ca 2+ ) = 1/ 2M ion Ca 2+ = 20 g/mol și Me(Mg 2+) = ½ M ion Mg 2+ = 12 g/mol. Atunci: 0,02 g este masa a 0,001 mol sau 1 mmol echivalenți de Ca 2+.

Pe baza valorii durității totale, apa este clasificată după cum urmează:

1. moale (< 4 ммоль/л),

1. tare mediu (4-8 mmol/l),

2. tare (8-12 mmol/l),

3. foarte tare (>12 mmol/l).

Apa dură nu este potrivită pentru procese tehnologiceîntr-o serie de sectoare și industrii. Când un cazan cu abur funcționează pe apă dură, suprafața sa încălzită devine acoperită de calcar, deoarece... scara conduce prost căldura și, în primul rând, funcționarea cazanului în sine devine neeconomică. Deja un strat de sol de 1 mm grosime crește consumul de combustibil cu aproximativ 5%. În plus, pereții cazanului, izolați de apă, pot atinge temperaturi foarte ridicate. În acest caz, pereții se oxidează și își pierd rezistența anterioară, ceea ce poate duce la o explozie a cazanului. Utilizarea apei dure crește consumul detergenti, îngreunează spălarea rufelor, spălarea părului și alte operațiuni asociate consumului de săpun. Acest lucru se datorează insolubilității sărurilor metalice bivalente și a acizilor organici care alcătuiesc săpunul, care, pe de o parte, contaminează obiectele spălate, iar pe de altă parte, săpunul este irosit neproductiv.

Puteți reduce duritatea apei în diverse moduri:

1) fierbere (numai pentru duritate temporară);

2) metoda chimică (folosind Ca(OH)2, Na2CO3, (NaPO3)6 sau Na6P6O18, Na3PO4 etc.)

3) metoda schimbului de ioni folosind aluminosilicați:

Na 2 H 4 Al 2 Si 2 O 10 + Ca(HCO 3) 2 = CaH 4 Al 2 Si 2 O 10 + 2NaHCO 3

Na 2 H 4 Al 2 Si 2 O 10 + CaSO 4 = CaH 4 Al 2 Si 2 O 10 + Na 2 SO 4

și folosind rășini schimbătoare de ioni, care sunt substanțe organice cu greutate moleculară mare care conțin grupări funcționale acide sau bazice.

Schimbătoarele de cationi sunt, de asemenea, folosite pentru a înmuia apa. De exemplu, la trecerea apei dure printr-un schimbător de cationi de tip RNa, au loc următoarele procese de schimb ionic:

2RNa + Ca2+ =R2Ca + 2Na +

2RNa + Mg2+ =R2Mg + 2Na+

Cel mai bun mod dedurizarea apei este distilarea acesteia.

Duritatea apei este determinată folosind metode titrimetrice de analiză cantitativă, care este o ramură a chimiei analitice

Sarcini pentru a controla stăpânirea subiectului

1. Pentru precipitarea bicarbonaților de calciu și magneziu din 2 litri de apă s-au consumat 2,12 g de carbonat de sodiu. Determinați duritatea apei.

2. Duritatea carbonatică a apei este de 40 mg/l echivalent. Când s-au fiert 120 de litri din această apă, s-au eliberat 216,8 g de sediment dintr-un amestec de carbonat de calciu și hidroxicarbonat de magneziu. Determinați masa fiecărui component al amestecului.

3. Apa tare conține 50 mg/l bicarbonat de calciu și 15 mg/l sulfat de calciu. Cât de mult (în greutate) carbonat de sodiu va fi necesar pentru a înmuia 1 m 3 dintr-o astfel de apă?

4. Ce masă de fosfat de sodiu trebuie adăugată la 500 ml de apă. Pentru a elimina duritatea sa carbonatică de 5 mmol echivalenți?

5. Calculați care este duritatea apei în 100 de litri care conțin 14,632 g de bicarbonat de magneziu?

6. La determinarea durității apei prin metoda complexometrică, au fost necesari 5 ml de 0,1 N pentru a titra 100 ml de apă. Soluția Trilon B Calculați duritatea apei.

7. S-au adăugat 12,95 g hidroxid de calciu la 100 litri de apă dură. Cât de mult a scăzut duritatea carbonatică a apei?

8. S-a adăugat sifon în exces în apă dură care conține 1 g de sulfat de calciu pe litru. Care este duritatea apei sursei în echivalenți mg/l. Câte grame de sedimente vor cădea după îndepărtarea completă a durității din 1 m 3 dintr-o astfel de apă?

9. Apă uzată planta chimica contine intr-un litru 5g azotat de calciu si 2g sare de masa. Care este duritatea acestei ape în mmol/l. Ce substanță și în ce cantitate trebuie adăugată la 10 litri de astfel de apă pentru a elimina complet duritatea?

10. Apa minerală „Narzan” conține 0,3394 g de calciu și 0,0884 g de magneziu sub formă de ioni într-un litru. Care este duritatea totală a lui Narzan în mmol/l? Ce substanță și în ce cantitate ar trebui adăugată la un metru cub de Narzan pentru a elimina complet duritatea?

11. Care este duritatea apei (în mmol/l), dacă pentru a o elimina a fost necesar să se adauge 15,9 g de sodă anhidră la 100 de litri de apă?

12. Calculați duritatea apei, știind că 600 de litri din aceasta conțin 65,7 g de bicarbonat de magneziu și 61,2 g de sulfat de potasiu.

13. Solubilitatea gipsului în apă este de 8 · 10 -3 mol/l. Care este duritatea acestei soluții (saturate) în mg/l? Ce substanță și în ce cantitate ar trebui adăugată la un metru cub de astfel de apă pentru a elimina complet duritatea acesteia?

14. Când s-au fiert 250 ml de apă conţinând bicarbonat de calciu, s-a format un precipitat cântărind 3,5 mg. Care este duritatea apei?

15. Determinați duritatea carbonatului dacă se folosesc 8 ml de 0,05 N pentru a titra 200 ml apă. soluție de HCI.

O moleculă diatomică există doar în cazul azotului (legătură triplă deja pentru fosfor suprapunerea este prea mică); Fosforul formează trei legături, dar cu atomi diferiți, modificările sale alotropice P 4 - fosfor alb - o moleculă tetraedrică, fosfor roșu - un compus de tetraedri, fosfor negru - straturi ondulate în care fiecare atom este conectat la alți trei. Antimoniul și bismutul au rețele metalice.

Azot

Dintre metale, reacţionează numai cu magneziu şi litiu, formând nitruri, reacţionează cu nemetale doar la temperaturi ridicate cu catalizatori. În natură, azotul este transformat în amoniac utilizând enzima nitrogeneza.

Dacă o substanță combină azotul în starea sa de oxidare minimă și maximă, este de obicei capabilă de descompunere spontană.

Azotul formează o serie completă de oxizi destul de stabili: N 2 O; NU; N2O3; NO2;

N2O5. Dintre toți oxizii, doar N 2 O 3 și N 2 O 5 sunt acizi, restul nu formează sare. N 2 O - gaz râd, folosit pentru anestezie, se descompune ușor, eliberând oxigen. Oxidul de azot (II) se oxidează ușor în aer:

2 NO + O 2 = 2 NO 2

Formule acide - HNO 2 (azotat), HNO 3 (nitric). Sărurile se numesc nitriți și, respectiv, nitrați.

Nitriții sunt adăugați cârnaților și produselor din carne pentru a-și menține culoarea roz. Nitrații sunt extrem de importanți în ciclul azotului în natură. În climatele uscate se acumulează în locurile de degradare oxidativă a reziduurilor organice. Aproape toți nitrații sunt solubili, așa că au nevoie de un climat uscat pentru a se acumula.

Nitrații și acidul azotic prezintă proprietăți oxidante:

4 KNO 3 + 5 C = 2 K 2 CO 3 + 3 CO 2 + 2 N 2 ardere fără acces la aer

Ag + 2 HNO 3 (50-70%) = AgNO 3 + NO 2 + H 2 O dizolvarea argintului

Când utilizați „afumare” HNO 3 (mai mult de 90%):

5 HNO 3 + P(roșu) = H 3 PO 4 + 5 NO 2 + H 2 O ardere fără acces la aer

Când acidul azotic reacţionează cu metalele, compoziţia produselor depinde de activitatea metalului şi de concentraţia acidului; De obicei, se formează mai mulți produși de oxidare a azotului:

Cu + 4 HNO 3 (50-70%) = Cu(NO 3) 2 + 2 NO 2 + 2 H 2 O

3 Cu + 8 HNO 3 (30%) = 3 Cu (NO 3) 2 + 2 NO + 4 H 2 O (impuritate NO 2)

4 Zn + 10 HNO 3 (5%) = 4 Zn (NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3 H 2 O

Amoniacul (NH 3 ) se obţine prin reacţia: N 2 + 3 H 2 = 2 NH 3 + 92 kJ Datorită căldurii sale mari de evaporare (23,5 kJ/mol) și a parametrilor convenabil de lichefiere, amoniacul este utilizat pe scară largă în unitățile frigorifice mari (frigidere industriale pentru alimente, patinoare artificiale). ÎN solutii apoase

La amestecarea acidului clorhidric gazos și amoniacului are loc o reacție reversibilă: NH 3 + HCl ↔ NH 4 Cl. Când sunt încălzite, majoritatea sărurilor de amoniu „fumă” din cauza unei deplasări a echilibrului spre stânga. Metalele alcaline și alcalino-pământoase se dizolvă în amoniac lichid, formând soluții de un albastru strălucitor. Aceste soluții se transformă treptat odată cu eliberarea hidrogenului în soluții transparente de amide metalice. Amoniacul ca solvent este similar cu apa din multe puncte de vedere. Prepararea unei baze (amide) atunci când un metal alcalin este dizolvat în amoniac are loc conform reacției: 2 K + 2 NH 3 = 2 KNH 2 + H 2. Amoniacul poate fi oxidat la N 2, la NO sau N +5 :

4 NH 3 + 3 O 2 = 2 N 2 + 6 H 2 O ardere fără catalizator

4 NH 3 + 5 O 2 = 4 NO + 6 H 2 O ardere pe catalizator (Pt) - proces industrial

6 NH 3 + 8 KClO 3 + 6 NaOH = 6 NaNO 3 + 8 KCl + 12 H 2 O

N 2 H 4 hidrazina poate fi considerată un analog al peroxidului de hidrogen. Este endotermă, arde cu o degajare mare de căldură:

N 2 H 4 + O 2 = N 2 + 2 H 2 O ∆H 0 = -622 kJ

Ca și amoniacul, hidrazina este o bază slabă: N 2 H 4 *H2O ↔ N 2 H 5 + + OH –

Acidul hidronitric (HN 3), este aproape ca putere de acidul acetic; sărurile se numesc azide. Azida de sodiu, care se descompune pentru a elibera azot, este folosită în amestecuri pirochimice pentru umplerea rapidă a airbag-urilor auto cu gaz.

Fosfor

Fosfor - se găsește în creier, în schelet 2 kg (26%) Ca 3 (PO 4) 2, în proteinele ATP, în acizii nucleici.

Fosforul se obține prin reacția:

Ca 3 (PO 4 ) 2 + 3 SiO 2 +5C = 3CaSiO 3 + 5CO + P 2 (g) DN=3000 kJ

Fosforul formează o serie de acizi, unde valența fosforului este 5, iar starea de oxidare poate fi +1, +3, +5. Formule ale acizilor fosforici oxigen: H 3 PO 2 (fosfor), H 3 PO 3 (fosfor), H 3 PO 4 (ortofosforic). Numele sărurilor mijlocii sunt hipofosfit, fosfit și respectiv fosfat. Acidul ortofosforic este un acid puternic în prima etapă de disociere (K1 = 7,6 * 10 -3), destul de slab (mai slab decât acidul acetic) în a doua (K2 = 6,2 * 10 -8) și foarte slab (mai slab decât acidul carbonic) în al treilea ( K3 = 4,4*10 -13). Toți acizii fosforici au o caracteristică principală: stările oxidate ale fosforului sunt caracterizate prin hibridizare sp 3 cu un orbital d rămas pentru legătura p. Când acizii oxigenați se formează din P 2 O 5, se sparg secvenţial Conexiuni R-O, la P se adaugă hidroxil din apă, iar la oxigen se adaugă hidrogen. În acest caz, fosforul păstrează întotdeauna tetraedrul atomilor de oxigen în jurul său, care este inerent hibridizării sp 3. El „iubește” acest tetraedru atât de mult încât atunci când nu este suficient oxigen, ca în cazul acizilor fosfor sau hipofosforic, își atașează direct un atom de hidrogen, dar apoi acest hidrogen nu se mai desparte în timpul ionizării.

Fosforul se comportă similar în toți compușii organici, inclusiv ATP și alți compuși biologici.

Compușii hidrogen fosforan sunt stabili. Fosfina PH 3 și difosfina P 2 H 4 se aprind spontan în aer. Sărurile de fosfoniu se formează numai cu acizi tari, de exemplu PH 4 I. Sărurile de fosfoniu se descompun cu apă.

Arsenic

Oxizii de arsen (III) și arsen (V) corespund acizilor arsenos (H 3 AsO 3) și arsenic (H 3 AsO 4). Primul dintre ele se caracterizează prin proprietăți reducătoare, al doilea prin proprietăți oxidante.

Arsenic hidrogen AsH 3 este instabil și se descompune ușor atunci când este încălzit.

VIgrupuri. Calcogeni

Atomii elementelor subgrupului au următoarea structură a învelișului electronic exterior: ns 2 np 4. Doar oxigenul este un gaz, restul sunt solide. Toate elementele grupei VI - agenți de oxidare - interacționează cu majoritatea metalelor. Activitatea se încadrează în grup. Nu se dizolvă în apă și nu reacționează cu acizii diluați.

Oxigen

Oxigenul reprezintă 49,13% din masa totală a scoarței terestre. Există 28,56% oxigen pe glob. Aerul conține doar 0,03% din masa sa în scoarța terestră. 1200 de minerale conțin oxigen.

Oxigenul este un agent oxidant. În peroxidul de hidrogen, starea de oxidare a oxigenului este -1 poate fi fie un agent oxidant, fie un agent reducător:

O2 + 2H + + 2e® 2H2O2

H2O2 + 2H + + 2e® 2H2O

În apă, H2O2 este instabil și disproporționat. Prin arderea metalelor alcaline în oxigen se pot obține peroxizi de metal.

Azona (O 3) se obține numai prin descărcare electrică: 3O 2 = 2O 3. Ozonul formează ozonide: 3KOH tv + 2O 3 ® 2KO 3(tv) + KOH×H 2 O + 1/2O 2. Aceștia sunt compuși fragili, agenți oxidanți puternici.

Sulf

Cei mai importanți compuși ai sulfului sunt mineralele: pirita FeS 2, pirita de cupru (calcopirită) CuFeS 2. Multe sulfuri de metale grele sunt foarte slab solubile, deci sunt eliberate din soluții acide.

În natură, sulful există sub formă de compuși în care prezintă stări de oxidare -2, 0, +4, +6. Cel mai important rol în transformările reciproce ale compușilor sulfului îl au cele mai simple microorganisme (bacterii și arhee) cărora le lipsește un nucleu - procariotele. În multe plante, sulful este asimilat ca ion sulfat SO 4 2– și este redus în continuare la grupări sulfură și disulfură. Unele bacterii anaerobe Ei folosesc de fapt sulfații ca alternativă la oxigen, obținând energie în procesul de reducere a acestora la sulfuri S 2 – și sintetizarea ATP.

Sulful este solubil în alcalii: 3 S + 6 NaOH = Na 2 SO 3 + 2 Na 2 S + 3 H 2 O

Sulful se dizolvă și în acid sulfuric concentrat, dar numai atunci când este încălzit: S + 2 H 2 SO 4 = 3 SO 2 + 2 H 2 O

Capacitatea sulfului de a forma lanțuri (S8 în sulful ortorombic și monoclinic) se păstrează și în compușii cu hidrogen: H 2 S 2, H 2 S 3, H 2 S 4. S-au izolat persulfuri de hidrogen până la H2S23. Sulful se dizolvă în soluții saturate de sulfuri: Na 2 S + S = Na 2 S 2.

Hidrogenul sulfurat și sulfurile sunt agenți reducători puternici. Într-o atmosferă de hidrogen sulfurat, argintul devine negru din cauza reacției de formare a Ag 2 S. Când substanțe simple (sulf și mercur) interacționează, sulfura de mercur HgS se formează cu ușurință, astfel mercurul vărsat, în special picăturile mici care intră în fisuri. , trebuie stropită cu sulf măcinat.

Formule acide: H2S2O3 (tiosulfuric), H2S3O6 (tritionic), H2S03 (sulfuros), H2SO4 (sulfuric). Sărurile se numesc tiosulfați, tritionați, sulfiți și, respectiv, sulfați.

Tiosulfatul se obține prin fierberea sulfului într-o soluție de sulfit:

Na2SO3 + S = Na2S2O3

În măștile de gaz în timpul Primului Război Mondial, o soluție de tiosulfat a fost folosită ca „anticlor” datorită efectului său reducător puternic:

Na 2 S 2 O 3 + 4 Cl 2 + 5 H 2 O = Na 2 SO 4 + H 2 SO 4 + 8 HCl

Cu agentul oxidant mai puțin puternic iod, are loc reacția cantitativă de formare a tetrationatului: 2 Na 2 S 2 O 3 + I 2 = Na 2 S 4 O 6 + 2 NaI

Acidul tiosulfuric este instabil și disproporționat:

H2S2O3 = S ↓ + SO2 + H2O

Acid sulfuric concentrat, un agent oxidant puternic:

2 Ag + 2 H 2 SO 4 (>95%) = Ag 2 SO 4 + SO 2 + 2 H 2 O

4 Zn + 5 H 2 SO 4 (>95%) = 4 ZnSO 4 + H 2 S + 4 H 2 O

Anhidrida sulfuric SO3 este foarte solubilă în acid sulfuric; soluțiile rezultate se numesc oleum. Acizii pirosulfuric pot fi izolați din oleum H2S2O7 şi H2S4O13. Electroliza soluţiilor de acid sulfuric cu densităţi mari de curent produce acid peroxosulfuric H 2 S 2 O 8 (săruri - persulfaţi).

Dioxidul de sulf SO 2 și sărurile acidului sulfuros prezintă proprietățile unui agent oxidant și reducător: SO 2 + 2 H 2 S = 3 S + 2 H 2 O

SO 2 + Cl 2 = SO 2 Cl 2

Este posibilă și disproporționarea: 4 Na 2 SO 3 = 3 Na 2 SO 4 + Na 2 S

Acidul sulfuric este produsul de sinteză chimică cu cel mai mare tonaj. Sulfatul de calciu sub formă de alabastru semi-hidru CaSO 4 * 0,5 H 2 O este utilizat pe scară largă pentru a produce gips CaSO 4 * 2H 2 O. Alum K * 12H 2 O este utilizat pentru tăbăcirea pieilor și vopsirea țesăturilor. Sulfatul de sodiu este utilizat în producția de sticlă și hârtie. Tiosulfatul de sodiu este un solvent pentru halogenurile de argint în fotografie. Hidrosulfitul de calciu Ca(HSO 3) 2 este utilizat la producerea celulozei. La producerea detergenților sintetici (sulfoclorurarea hidrocarburilor) se folosește un amestec de dioxid de sulf și clor. Vopselele luminoase sunt preparate pe baza de sulfuri de stronțiu și bariu. Sulfurile, selenidele și telururile (cadmiu, plumb) sunt semiconductori promițători. Telururile de bismut și antimoniu (Bi 2 Te 3, Sb 2 Te 3) sunt utilizate ca termocupluri în termogeneratoare. Principala aplicație a sulfului elementar este vulcanizarea cauciucurilor.

Caracteristicile elementelor subgrupului principalVIIgrupuri.Halogeni Configurație electronică ns 2 np 5. Fluorul și clorul sunt gaze, bromul este un lichid, iodul este un solid, un cristal molecular. Moleculele de iod sunt reținute în rețea de forțele van der Waals. Forța moleculelor diatomice scade în grup - proporția densității electronilor în spațiul dintre atomi scade. Excepția este fluorul. Este cine-simetric (prima dată când p-shell-ul este umplut, nu există unul similar sub el). Molecula sa este mai puțin puternică decât toate celelalte deoarece electronii sunt aproape unul de celălalt și se resping puternic. Fluorul este elementul cel mai electronegativ; electronegativitatea scade în grup. Toate elementele sunt agenți oxidanți puternici. Fluorul interacționează cu toate elementele, chiar și cu gaze inerte (cu Xe, Kr, Rn):

Xe + 2 F 2 = XeF 4 ∆H = - 252 kJ

Metalele și chiar nemetalele (P) ard în clor. Bromul oxidează activ compușii organici, provocând o arsură gravă dacă intră în contact cu pielea. Iodul este folosit și ca antiseptic datorită activității sale de oxidare. Prin urmare, aceste elemente nu pot fi găsite în formă liberă în natură. Ele pot fi obținute prin oxidare din săruri. Deoarece fluorul este cel mai puternic agent oxidant, nu poate fi oxidat chimic de nimic. Prin urmare, se obține prin electroliza CaF 2. De asemenea, clorul este produs industrial prin electroliza sării de masă. Dar în laborator, clorul poate fi deja obținut prin oxidarea acidului clorhidric sau a sărurilor sale:

KMnO 4 + HCl ® MnCl 2 + Cl 2 + KCl + H 2 O

În mod similar, se pot obține brom și iod: KBr + Cl 2 ® KCl + Br 2

KI + Br 2 ® KBr + I 2

Interacțiunea cu apa. Fluorul descompune apa la orice pH.

2 F2 + 2 H2O = 4 HF + O2

Clorul descompune slab apa la pH=0 și devine mai bun odată cu creșterea pH-ului. Restul nu descompun apa: Cl 2 + H 2 O = HCl + HClO. Cu toate acestea, toți halogenii, cu excepția fluorului, au stări de oxidare pozitive, prin urmare, ei pot, în principiu, să fie disproporționați.

Compuși cu hidrogen ai halogenilor. Din punctul de vedere al metodei orbitale moleculare, cea mai puternică ar trebui să fie molecula de HCl - orbitalii sunt cei mai apropiați ca energie. Cu toate acestea, HF este de fapt cel mai puternic - datorită legături de hidrogen. HF chiar are săruri acide- KHF 2.

Halogenurile de hidrogen, cu excepția HF, prezintă proprietăți reducătoare, care cresc de la HCl la HI:

2 KMnO 4 + 16 HCl = 2 MnCl 2 + 2 KCl + 5Cl 2 + 8 H 2 O

2 H 2 SO 4 (conc.) + 2 KBr = K 2 SO 4 + SO 2 + Br 2 + 2 H 2 O

5 H 2 SO 4 (conc.) + 8 KI = 4 K 2 SO 4 + H 2 S + I 2 + 4 H 2 O

Obținerea halogenurilor de hidrogen: a) sinteza directă din elemente - posibilă numai pentru HF și HCl. b) Înlocuirea metalelor în săruri: KF + H 2 SO 4 ® K 2 SO 4 + HF. În acest caz, acidul trebuie să fie puternic (pentru a înlocui HF puternic), nevolatil și concentrat (altfel reacția va fi reversibilă, acidul HF nu se va volatiliza) și să nu oxideze halogenii. H2S04 concentrat este un agent de oxidare și oxidează Br la Br2, I la I2, în timp ce el însuși este redus la SO2 și, respectiv, H2S.

Puterea acizilor crește în grup. HF este un acid slab și nu prezintă proprietăți reducătoare. Restul sunt restauratori.

Compușii nemetalelor cu halogeni se numesc halogenuri acide:

SiCI4 + H2O® H2Si03 + HCI.

Halogenii reacţionează între ei, elementul mai puţin electronegativ dobândind o stare de oxidare pozitivă, iar elementul mai electronegativ dobândind o stare de oxidare negativă. Desigur, toți acești compuși sunt halogenuri acide.

Deoarece ambele elemente - oxigen și halogen - sunt electronegative, nu pot exista compuși puternici de oxigen ai halogenilor.

2F2 + 2NaOH = OF 2 + 2NaF + H2O.

Toți oxizii, cu excepția I 2 O 5, sunt instabili. Formarea lor din elemente este însoțită de o scădere colosală a entropiei.

Acizi - HBrO, HBrO 3, HBrO 4 (cel din urmă este foarte instabil) HIO, HIO 3, H 5 IO 6. HClO 2 oxidează activ apa și disproporțiile. HClO este cel mai puternic agent oxidant, oxidează apa și se disproporționează în Cl 2 și HClO 3 . Cu alte cuvinte, numai ClO 4 - și Cl - sunt stabile într-un mediu acid. Într-un mediu alcalin, ClO este oarecum mai stabil (înălbitorii sunt întotdeauna alcalini).

Halogenii sunt nemetale active tipice ei reacţionează cu alte nemetale şi cu metale; reacțiile sunt de obicei exoterme:

5 Cl 2 + 2 P = 2 PCl 5 reacția începe cu încălzire scăzută

Reacția 3 Br 2 + 2 Al = 2 AlBr 3 începe spontan

Proprietățile oxidante ale halogenilor slăbesc de sus în jos în subgrup, astfel încât halogenii moleculari mai mari îi înlocuiesc pe cei inferioare de la ionii halogenuri: Cl 2 + 2 NaBr = 2 NaCl + Br 2

Br 2 + 2 KI = 2 KBr + I 2

Când halogenii interacționează cu soluțiile alcaline, compoziția produselor de reacție depinde de temperatură:

Cl2 + 2 NaOH =200C= NaCl + NaClO + H2O

Cl2 + 6 NaOH =800C= 5 NaCl + NaClO3 + 3 H2O

Caracteristicile metalelor de tranziție

Metalele de tranziție sunt d-elemente ale subgrupurilor secundare ale tabelului periodic, au o structură electronică (n-1)d m ns 2. Principala diferență față de elementele p este că regula de paritate nu se aplică. Mai întâi, electronii s intră în legătură, apoi electronii d pe rând. Pentru elementele 3d, stările inferioare de oxidare sunt mai stabile decât cele superioare pentru elementele 4d și 5d, dimpotrivă, stările de oxidare mai mari sunt mai stabile. Metalele de tranziție formează adesea ioni complecși și compuși colorați. Până la Mn, cea mai mare stare de oxidare a acestor metale corespunde numărului de grup, apoi scade. Cromul are stări de oxidare instabile: +5 (foarte rar) +2, +4 - numai în solide. Mn are toate stările de oxidare de la +2 la +7, dar +5 este foarte instabil și se obține numai în alcalii reci.

Oxizii inferiori sunt întotdeauna bazici (doar zincul este amfoter). Odată cu creșterea gradului de oxidare, ionicitatea legăturii scade și aciditatea oxizilor crește: MnO - oxid bazic, Mn 2 O 3 - amfoter, MnO 2 - care nu formează sare, restul sunt acide.

Să luăm în considerare proprietățile unor metale de tranziție:

Fier

Fierul se află în subgrupul secundar al grupei VIII a tabelului periodic. Structura învelișului de electroni a unui atom: 3d 6 4s 2.

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2

Atomii de fier prezintă stări de oxidare +2 și +3.

Fierul este unul dintre cele mai abundente elemente din natură, fracție de masăîn scoarța terestră - 5,1%. Fierul este o componentă a majorității rocilor. Principalele minereuri de fier sunt minereul de fier magnetic, lignitul și minereul de fier roșu.

Proprietăți. Fierul este un metal alb-argintiu. Când este expus la aer, se corodează și devine ruginit. Fierul pur este destul de moale și ductil. Punct de topire 1539°C. În intervalul de temperatură 910-1390°C, fierul formează o rețea cubică centrată pe față. Fierul este un metal destul de reactiv.

Interacțiunea cu nemetale. Când este încălzit, fierul reacționează cu multe nemetale: Fe + S – t   FeS

2Fe + 3Cl 2 – t   2FeCl 3

2. Interacțiunea cu apa. Fierul interacționează cu apa numai la temperaturi ridicate (peste 700°C):

3Fe + 4H 2 O – t   Fe 3 O 4 + 4H 2

3. Interacțiunea cu acizii. Fierul se dizolvă în acizi clorhidric și sulfuric diluat, formând săruri de fier (II) și hidrogen:

Fe + H 2 SO 4  FeSO 4 + H 2

În acid sulfuric suficient de concentrat, reacția se desfășoară conform ecuației: Fe + 2H 2 SO 4  FeSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

În concentrații foarte mari de acid sulfuric, fierul este pasivizat. Fierul reacţionează cu acidul azotic diluat. Produșii de reacție pot fi diferiți în funcție de concentrația acidului. În acidul azotic concentrat, fierul este pasivizat.

4. Interacțiunea cu sărurile. Fierul poate înlocui unele metale din soluțiile sărurilor lor: Fe + CuSO 4  FeSO 4 + Cu

5. Interacțiunea cu monoxidul de carbon (II). Fierul, interacționând cu acest oxid, formează pentocarbonil de fier: Fe + 5CO 

Fierul și compușii săi sunt de mare importanță pentru economia națională. Aliajele de fier cu carbon și alte substanțe - oțelul - sunt principalele materiale structurale. În industria chimică, fierul este folosit ca catalizator.

Zinc

Zincul se află într-un subgrup secundar al grupului II. Atomii elementelor acestui subgrup au următorul înveliș de electroni: (n-1)s 2 p 6 d 10 ns 2. Compușii prezintă o stare de oxidare de +2.

Zincul este un metal alb-argintiu. Are o conductivitate electrică și termică bună. În aer, zincul este acoperit cu o peliculă protectoare de oxizi și hidroxizi, ceea ce îi slăbește luciul metalic.

Zincul este un metal reactiv. Când este încălzit, interacționează ușor cu nemetale (sulf, clor, oxigen): 2Zn + O 2  2ZnO

Se dizolvă în acizi diluați și concentrați HCl, H2SO4, HNO3 și în soluții apoase de alcalii:

Zn + 2HCl  ZnCl 2 + H 2

4Zn + 10HNO 3  4Zn(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O

Zn + 2NaOH + 2H 2 O  Na 2 + H 2

Oxidul de zinc este o substanță albă, practic insolubilă în apă. Oxidul și hidroxidul de zinc sunt compuși amfoteri; reacţionează cu acizi şi alcalii: ZnO + 2HCl  ZnCl 2 + H 2 O

ZnO + 2KOH + H 2 O  K 2

Zincul este folosit pentru a produce aliaje. Produsele din oțel și fontă sunt acoperite cu zinc pentru a le proteja de coroziune.

Cupru

Cuprul este în subgrupul secundar al Grupului I al Tabelului Periodic. Structura învelișurilor electronice ale atomilor elementelor acestui subgrup este exprimată prin formula (n-1)d 10 ns 1.

Există un electron la nivelul energetic exterior al atomului, dar electronii de la subnivelul d al penultimului nivel pot lua parte și la formarea legăturilor chimice. Prin urmare, pot prezenta stări de oxidare +1, +2, +3 pentru cupru, compușii cu o stare de oxidare de +2 sunt cei mai stabili.

Cuprul este un metal moale, ductil, cu o culoare roz-roșu. Are conductivitate electrică ridicată.

Cuprul este un metal slab activ din punct de vedere chimic. Reacționează cu oxigenul numai când este încălzit: 2Cu + O 2 – t   2CuO

Nu reacționează cu apa, soluțiile alcaline, acizii clorhidric și sulfuric diluați. Cuprul se dizolvă în acizi, care sunt agenți oxidanți puternici: 3Cu + 8HNO 3 (dil.)  3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O

Cu + 2H 2 SO 4 (conc.)  CuSO 4 + SO 2 +2H 2 O

Într-o atmosferă umedă care conține dioxid de carbon, suprafața cuprului este de obicei acoperită cu un strat verzui de carbonat de cupru bazic:

2Cu + O 2 + CO 2 +H 2 O  Cu(OH) 2 ∙ CuCO 3

Crom

Cromul se află în subgrupul secundar al grupului VI al Tabelului periodic. Structura învelișului de electroni a cromului: Cr 3d 5 4s 1.

Fracția de masă a cromului din scoarța terestră este de 0,02%. Cele mai importante minerale care alcătuiesc minereurile de crom sunt cromitul sau minereul de crom de fier și soiurile sale, în care fierul este parțial înlocuit cu magneziu, iar cromul cu aluminiu.

Cromul este inactiv din punct de vedere chimic. În condiții normale, reacționează numai cu fluor (din nemetale), formând un amestec de fluoruri. La temperaturi ridicate (peste 600°C) interactioneaza cu oxigen, halogeni, azot, siliciu, bor, sulf, fosfor: 4Cr + 3O 2 – t° → 2Cr 2 O 3

2Cr + 3Cl 2 – t ° → 2CrCl 3

2Cr + N 2 – t° → 2CrN

2Cr + 3S – t° → Cr 2 S 3

În acizii azotic și sulfuric concentrat se pasivează, devenind acoperit cu o peliculă de oxid protector. Se dizolvă în acizi clorhidric și sulfuric diluat, iar dacă acidul este complet eliberat de oxigenul dizolvat se obțin săruri de crom(II), iar dacă reacția are loc în aer se obțin săruri de crom(III): Cr + 2HCl → CrCl 2 + H2

2Cr + 6HCl + O 2 → 2CrCl 3 + 2H 2 O + H 2

Subgrup de halogen

Prelegerea nr. 3

Schema cursului

1. Caracteristici generale subgrupuri

2. A fi în natură. Istoricul producției de fluor

3. Metode de obţinere a fluorului

4. Fizice și proprietăți chimice fluor

5. Compuși cu fluor – fluoruri

6. Proprietățile fizice și chimice ale fluorurii de hidrogen

7. Compuși cu fluor oxigen

8. Aplicarea fluorului și a compușilor săi

9. Fiind în natură. Istoricul producției de clor

10. Proprietățile fizice și chimice ale fluorului

11. Compuși ai clorului – cloruri. Caracteristici comparative halogenuri de hidrogen

12. Compușii oxigenați ai clorului

13. Utilizarea clorului și a compușilor săi. Rolul biologic al clorului.

14. Fiind în natură. Istoricul obținerii de brom, iod

15. Proprietățile fizice și chimice ale bromului și iodului

16. Compuși ai bromului și iodului

17. Utilizarea bromului și iodului

Elementele grupei VII (17) din subgrupa principală includ: fluor F, clor Cl, brom Br, iod I, astatin At.

În starea fundamentală, atomii de halogen au configurația electronică a nivelului de energie exterior – …ns 2 np 5, unde n este numărul cuantic principal (numărul perioadei). Următoarele stări de oxidare sunt caracteristice atomilor de halogen: pentru fluor – (–1, 0); pentru clor – (–1, 0, +1, +3, (+4), +5, (+6), +7); pentru brom – (–1, 0, +1, +3, (+4), +5, +7); pentru astatin – (–1, 0, +5).

În tabel 1 prezintă principalele proprietăți ale grupei VII (17) a subgrupului principal.

Proprietate	F	Cl	Br	eu	La
Încărcare de bază
Configurația electronică a nivelului de energie exterior în starea fundamentală	…2s 2 2p 5	…3s 2 3p 5	…4s 2 4p 5	…5s 2 5p 5	…6s 2 6p 5
Raza orbitală, pm					–
Energia de ionizare, eV	17,46	13,01	11,82	10,30	9,2
Energia afinității electronilor, , eV	3,45	3,61	3,37	3,08	–
Electronegativitatea: după Pauling după Allred-Rochow	4,00 4,10	3,20 2,83	3,00 2,48	2,70 2,21	2,20 1,96
Punct de topire, ºС	–220,6	–100,9	–7,2	+113,5	+298
Punct de fierbere, ºС	–187,7	–34,2	+58,8	+184,5	+411
Dinamica comunicării, pm					–
Legătura E, kJ/mol					–

În grupa VII, subgrupul principal, de sus în jos, sarcina efectivă a nucleului crește, crește și raza orbitală, scade energia de ionizare și crește proprietățile reducătoare ale atomilor. Atomii de halogen sunt caracterizați prin energii mari de ionizare, astfel încât proprietățile lor reducătoare sunt de puțin caracter.

În grupa VII, subgrupa principală, de sus în jos, sarcina nucleară efectivă crește, raza orbitală crește, energia afinității electronilor scade și proprietățile oxidative ale atomilor scad.

Atomul de fluor nu are orbitali d liberi, electronii de valență ai atomului de fluor (... 2s 2 2p 5) sunt slab protejați de acțiunea nucleului, ceea ce explică raza mică a atomului de fluor și valorile mari ​de energie de ionizare și electronegativitate. Energia de afinitate electronică a atomului de fluor este mai mică decât cea a atomului de clor. Acest lucru se datorează razei mici a atomului de fluor și respingerii puternice interelectronilor atunci când un electron este adăugat la atom.

În grupa VII, subgrupa principală, de sus în jos, energia de ionizare scade, energia afinității electronilor scade, iar electronegativitatea scade.

În stare gazoasă, lichidă și solidă, moleculele de halogen sunt G2 biatomic. Aceste substanțe au o rețea cristalină moleculară, și drept consecință a acesteia temperaturi scăzute fierberea si topirea.

În grupa VII, subgrupa principală, temperaturile de topire și fierbere cresc de sus în jos. Pentru substanțele cu moleculară rețea cristalină temperaturile de topire și fierbere depind de energia interacțiunii intermoleculare. Deoarece moleculele de halogen sunt nepolare, prin urmare, pentru ele, energia interacțiunii intermoleculare depinde doar de valoarea polarizabilității. Polarizabilitatea crește de la F2 la Cl2 datorită creșterii lungimii legătură chimicăși numărul total de electroni.

În forma lor liberă, toți halogenii sunt colorați: F 2 este un gaz verde pal, Cl 2 este un gaz galben-verde; Br 2 – lichid roșu-brun; I 2 – solid gri-violet; At – substanță cenușie cu un luciu metalic.