Программа для поступающих в вузы (ответы) (стр. 12 из 24)
Из бинарных соединений галогенов наибольшее значение имеют соединения галогенов с водородом. Галогенводороды – газы (кроме НF), хорошо растворимые в воде; НF – сильно дымящая на воздухе жидкость, ядовитая, в воде растворяется неограниченно. В растворе НF молекулы ассоциированы за счет водородных связей. Термическая устойчивость в ряду НF – НI резко падает.
Водные растворы НГ (кроме НF) – сильные кислоты; НF – кислота средней силы. HBr и HI – восстановители; HCl окисляется при действии сильных окислителей; газообразный хлорид водорода окисляется кислородом при нагревании в присутствии катализатора:
2HBr + H2SO4(к) → Br2 + SO2 + 2H2O;
8HI + H2SO4(к) → 4I2 + H2S + 4H2O.
Фтористый водород и плавиковая кислота разрушают кварц и стекло в результате образования газообразного SiF4:
4HF(г) + SiO2 → SiF4 + 2H2O;
6HF(р-р) + SiO2 → H2[SiF6] + 2H2O.
Все соединения галогенов с кислородом, исключая ОF2,- кислотные оксиды. Cl2O, Cl2O7, I2O5 при взаимодействии с водой образуют соответствующие кислоты. ClO2 и Cl2O6 диспропорционируют и образуют две кислоты. Кислородные соединения галогенов – сильные окислители. Для оксидов хлора в промежуточных степенях окисления характерны реакции диспропорционирования.
Все гидроксиды галогенов хорошо растворимы в воде, HClO4, HIO3, H5IO6 известны в свободном виде. HIO – слабый амфотер с преобладанием основных свойств, остальные гидроксиды галогенов – кислоты. Оксокислоты – сильные окислители. Их окислительные свойства усиливаются с уменьшением СО и порядкового номера галогена (при одинаковой СО):
2HBrO3 + 4SO2 + 3H2O → 4H2SO4 + Br2O.
Для НГО, HСlO2, HСlO3 характерны также реакции диспропорциони-рования.
3НГО → HГO3 + НГ
К 6А группе относятся элементы: кислород, сера, селен, теллур, полоний. Все элементы обладают хорошей химической активностью. Наиболее химически активным является кислород. Он взаимодействует непосредственно со всеми простыми веществами, кроме галогенов, благородных металлов Ag, Au, Pt и благородных газов, образуя оксиды. Наиболее активные щелочные металлы (K, Rb, Cs) образуют при этом надпероксиды ЭО2, а Na – пероксид Na2О2. Кислород окисляется только при взаимодействии с фтором. В отличие от кислорода S, Se, Te, Po могут окисляться и восстанавливаться. При умеренном нагревании они активно взаимодействуют со многими простыми веществами, при сплавлении – со многими металлами, довольно легко окисляются кислородом и галогенами. В ряду S – Po способность окисляться усиливается, способность восстанавливаться уменьшается. При кипячении в растворах щелочей S, Se и Te диспропорционируют, при нагревании реагируют с кислотами-окислителями. С кислотами-неокислителями – не реагируют. Po взаимодействует с кислотами как типичный металл. S, Se, Te могут растворяться в растворах своих анионов Э2- с образованием полианионов Эn2-.
Э + H2® H2Э (PoH2, Te)
Э + Hal2® ЭHal2, ЭHal4
Э + O2® ЭO2
Э + S ® SO2, PoS
O + N2® NO
Э + P ® ЭxPy
Э + C ® CЭ2 (Po)
Э + Me ® Me2Э, Me2Э2
Po + HCl ® PoCl2
Э + H2SO4(к) ® ЭO2 (PoSO4)
Po + H2SO4(р) ® PoSO4
Э + NaOH ® Na2Э + Na2ЭO3 (Po)
Po + HF ® PoF2
Э + H2O ® S-(H2S + H2SO3), Te-(TeO2), (Se, Po)
Э + HNO3(р) ®
Э + HNO3(к) ® S-(H2SO4), Se, Te-(H2ЭO3), (Po(NO3)4).
Рассмотрим подробнее соединения серы. С водородом этот элемент образует соединение состава H2S. Это слабая двухосновная кислота; сильный восстановитель, легко окисляется кислородом воздуха: в растворах – до простых веществ, при сжигании – до оксидов. Она может быть получена взаимодействием простых веществ или действием разбавленных кислот на соли. Известны два ряда соединений серы с металлами – сульфиды и полисульфиды. Все сульфиды, исключая сульфиды щелочных, щелочноземельных металлов и аммония, не растворимы в воде. Сульфиды тяжелых металлов окрашены в различные цвета. Растворимые сульфиды получаются нейтрализацией щелочей сероводородной кислотой и восстановлением сульфатов углем, нерастворимые сульфиды - синтез из простых веществ, а также обменная реакция. В водном растворе сульфиды гидролизуются; некоторые из них необратимо. Многие нерастворимые в воде сульфиды растворяются в кислотах-неокислителях. Сульфиды, ПР которых очень мало, нерастворимы в кислотах-неокислителях, но растворимы в концентрированной азотной кислоте, царской водке. Все сульфиды – восстановители.
Сера образует три оксида: SO, SO2, SO3. Первый из них – бесцветный газ, разлагающийся уже при комнатной температуре. SO2, SO3 являются кислотными оксидами. SO2 получают в промышленности обжигом сернистых руд, в лаборатории – действием сильных кислот на сульфиты; SO3 – окисление SO2 в присутствии катализатора. SO2 в зависимости от условий может восстанавливаться и окисляться, для него характерны реакции диспропорционирования.
Эти оксидам соответствуют гидроксиды – кислоты. Н2SO3 получают растворением SO2 в воде. Серную кислоту в промышленности получают двумя способами: контактным и нитрозным. Контактный заключается в производстве SO2, окислении его в SO3 и превращении его в Н2SO4. SO2 получают в основном обжигом пирита. Полученный SO2 подвергают тщательной очистке. После очистки SO2 в смеси с воздухом поступает в контактный аппарат, где под действием катализатора V2O5 окисляется в SO3. SO3 затем растворяют в конц. Н2SO4, получая тем самым олеум. При нитрозном способе SO2 окисляют оксидом азота (IV). Конечный продукт содержит 78% Н2SO4. Концентрированная Н2SO4 является сильным окислителем. Н2SO3 же проявляет восстановительные свойства, но при действии сильных восстановителей восстанавливается. Среди производных гидроксидов наибольшее значение имеют сульфиты и сульфаты. Растворимые в воде соли подвергаются гидролизу. При действии сильных кислот сульфиты разлагаются. Водные растворы сульфитов обладают восстановительными свойствами, но при действии сильных восстановителей проявляют окислительные свойства.
Кроме Н2SO3 и Н2SO4 сера образует и ряд других кислот: политионовые (Н2SnO6): трисульфоновая (Н2SO6), тетратионовая (Н2S4O6), полисерные (Н2SO4·nSO3): пиросерная (Н2S2O7), трисерная (Н2S3O10) и т.д.
Первый типический элемент VI группы – кислород – самый распространённый элемент на Земле: его содержание составляет почти 50 массовых долей, %. А по ОЭО кислород стоит на втором месте после фтора и поэтому образует огромное число соединений с другими элементами периодической системы.
Известно более 1400 минералов, содержащих кислород. Важнейшие кислородсодержащие минералы – кварц и его модификации, полевые шпаты, слюды, глины, известняки. Огромное количество кислорода находится в воде как в химически связанном, так и в растворённом состоянии. В свободном состоянии кислород находится в атмосфере ( около 1015 т). Кислород воздуха расходуется в процессах горения, гниения, ржавления, дыхания и непрерывно регенерируется за счёт фотосинтеза. Кроме того, кислород является обязательной составной составной частью организмов животных и растений. Так, в человеческом теле содержится до 65 массовых долей, % кислорода.
В технике кислород получают фракционированной перегонкой жидкого воздуха и электролизом воды (как побочный продукт при получении водорода), а в лаборатории при термическом распаде оксидов (CrO3), пероксидов (BaO2), солей оксокислот (KNO3, KCIO3, KMnO4).
Кислород – газ без запаха и цвета. Вследствие плохой деформируемости электронной оболочки кислород имеет низкие температуры плавления (-118,8ºС) и кипения (-182,9ºС). Жидкий кислород светло-голубого цвета, а твёрдый – кристаллы синего цвета. Во всех агрегатных состояниях кислород парамагнитен. Он мало растворим в воде: в 100 объемах воды при 20ºС растворяется 3 объёма кислорода. Но эта небольшая растворимость имеет огромное значение для жизнедеятельности живущих в воде организмов.
Под действием УФ-излучения легко происходит фотолиз молекул кислорода, поэтому на высоте более 100 км от поверхности земли основной формой существования кислорода является атомарный. Аллотропной модификацией кислорода является озон О3. В химическом строении молекулы озона центральный атом кислорода подвергается sp²-гибридизации, а его 2pz-орбиталь с такими же орбиталями крайних атомов кислорода образует πр-р–связи вдоль всей молекулы:
О