Степень окисления

-1 +1 +3 +5 +7

___________________________________________________________________________

H[HF]

HCl HClO HClO₂ HClO₃ HClO₄

Хлорноватистая хлористая хлорноватая хлорная

HBr аналогичные кислоты брома

HJ аналогичные кислоты иода

___________________________________________________________________________________

Соли

Фториды

Хлориды гипохлориты хлориты хлораты перхлораты

Бромиды гипобромиты бромиты броматы пероброматы

Иодиды гипоиодиты иодиты иодаты периодаты

14243 14444444442444444444443 1442443

только ОВ – двойственность только

восстановительные (но преобладают окислительные свойства) окислительные

свойства свойства

Плавиковая кислота. (HF)₂ Û H[HF₂] Û H⁺ + HF₂^-, K_к = 6,7×10^-4.

Согласно константе ионизации плавиковая кислота – электролит средней силы, но очень агрессивна, пары ее ядовиты.

Соли – фториды, ядовиты, большинство нерастворимы в воде, имеют низкие температуры кипения, летучи.

Плавиковая кислота растворяет стекло, поэтому раствор хранят в полиэтиленовой посуде:

SiO₂ + 4HF = SiF₄­ + 2H₂O, процесс автокаталитически ускоряется образующейся водой.

Соляная кислота. Концентрированный раствор кислоты имеет массовую долю НС1 в растворе w~35%. Обладает восстановительными свойствами за счет ионов С1^- и окислительными за счет Н⁺.

Реагирует с металлами, стоящими левее водорода в ряду напряжений металлов, с выделением Н₂ и образованием хлоридов металлов. С малоактивными металлами не реагирует.

2НС1 + Zn = H₂­ + ZnCl₂

Концентрированная соляная кислота и ее соли (при высокой концентрации хлорид-ионов) реагирует с активными окислителями с выделением газообразного хлора.

HCl_конц. + сильный окислитель (KMnO₄, MnO₂, K₂Cr₂O₇) ® / Cl₂­ + Mn²⁺, Cr³⁺/

Окислительные свойства кислородных соединений галогенов.

KJO₄ + Cr(NO₃)₃ + щелочная среда ® / J^-, CrO₄^2- /

KJ + KJO₃ = / J₂ / - реакция конмутации

KCl + KСlO₃ = / Cl₂ / - реакция конмутации

Группа VI A (ns²np⁴)

Характерные степени окисления в соединениях –2, 0, +4, +6 (кроме кислорода).

Для кислорода устойчивая степень окисления (–2), неустойчивые (-1) в пероксиде водорода Н₂О₂ и других пероксидных соединениях и (+2) в соединении OF₂.

Степени окисления

-2 +4 +6

H₂O (ж)

Водные растворы

H₂S (г) H₂S Û H⁺ + HS^- SO₂ (г) H₂SO₃ SO₃ H₂SO₄

Сероводород сероводородная к-та сернистый газ сернистая к-та серный газ серная кислота

сернистый ангидрид серный ангидрид

H₂Se (г) селеноводородная к-та SeO₂ H₂SeO₃ SeO₃ H₂SeO₄

H₂Te (г) теллуроводородная к-та TeO₂ H₂TeO₃ TeO₃ H₂TeO₄

123 1442443 123 123

газы с слабые кислоты слабые кислоты сильные кислоты

неприятным

запахом соли соли соли

халькагено- сульфиды сульфиты сульфаты

водороды селениды селениты селенаты

теллуриды теллуриты теллураты

Вода.

В молекуле воды атом кислорода находится в состоянии sp³ – гибридизации, но валентный угол немного меньше 109⁰ за счет эффекта отталкивания неподеленных электронных пар.

Рис.30. Орбитальная диаграмма и валентная схема молекулы воды.

В жидком и кристаллическом состояниях вода образует ассоциаты (Н₂О)_x за счет водородных связей.

Рис.31. Схема образования ассоциатов (Н₂О)₂, (Н₂О)₆ (снежинка), (Н₂О)_x (лед)

Рис.32. Зависимость плотности воды от температуры

Получение водородных соединений.

S + H₂ =t= H₂S­

ZnS + H₂SO₄ = H₂S­ + ZnSO₄

2H₂ + O₂ =катализатор Pt= 2H₂O­ - взрыв

гремучий газ

Восстановительные свойства сероводорода и сульфидов.

Na₂S (или H₂S) + окислитель (KMnO₄, K₂Cr₂O₇, Cl₂) ® / SO₄^2-, Mn²⁺, Cr³⁺, Cl^- /

ОВ – двойственность сульфитов.

Na₂SO₃ + типичный окислитель (KMnO₄, K₂Cr₂O₇) + кислотная среда ® / SO₄^2-, Mn²⁺, Cr³⁺ /

Na₂SO₃ + типичный восстановитель (Na₂S) ® / S⁰¯ / - реакция конмутации

(выравнивания степеней окисления)

Серная кислота.

₊₂

Получение: 4FeS₂ + 11 О₂ =t= 2Fe₂O₃ + 8SO₂­ пирит Fe

S ¾¾S

2SO₂ + O₂ =t= 2SO₃ (катализатор V₂O₅ ) -1 -1

SO₃ + H₂O = H₂SO₄

Серную кислоту, в отличие от других кислот, можно получить с массовой долей 100% - это олеум.

В олеуме может растворяться еще некоторое количество серного ангидрида:

H₂SO₄ + SO₃ = H₂S₂O₇ – пиросерная кислота, существует только в кристаллическом состоянии:

H₂S₂O₇ + H₂O = 2H₂SO₄

Окислительные свойства серной кислоты.

В молекуле серной кислоты два окислителя – H⁺ и S (+6).

В разбавленной H₂SO₄ окислителем являются ионы водорода. Металлы, стоящие левее водорода, растворяются в разбавленной серной кислоте, при этом выделяется водород и образуется сульфат металла:

H₂SO_{4 разб.} + Mg = H₂­ + MgSO₄

H₂SO_{4 разб.} + Сu ® реакция не идет

Концентрированная серная кислота –является сильным окислителем за счет S (+6), которая в ходе реакции восстанавливается до SO₂, S, H₂S (H₂ не выделяется).

HBr + H₂SO_{4 конц.} ® / Br₂, SO₂­ /

HJ + H₂SO_{4 конц.} ® / J₂, H₂S­ /

C + H₂SO_{4 конц.} ® / CO₂, SO₂­ /

Металлы активные (Mg, Zn) + H₂SO_{4 конц.} ® / MgSO₄, ZnSO₄, H₂S­ /

Металлы малоактивные (Cu) + H₂SO_{4 конц.} ® / CuSO₄, SO₂­ /

Группа V A (ns²np³)

Возможные степени окисления от (-3) до (+5).

Соединения со степенью окисления элементов (-3).

Аммиак NH₃, ион аммония NH₄⁺, нитриды, фосфиды, арсениды и т.д.

Нитриды образуются при взаимодействии металлов и неметаллов с азотом при высоких температурах (хотя в обычных условиях азот инертен):

Na₃N, Mg₃N₂, AlN, BN, Si₃N₄, Ge₃N₄, S₄N₄, Cl₃N и др.

^{14444444442444444443}

t_пл ~ 2000-3000⁰С

диэлектрики, полупроводники

BN – твердый как алмаз

Соединения с водородом.

NH₃ - аммиак

PH₃ – фосфин очень ядовитые газы, некоторые с чесночным запахом;

AsH₃ – арсин устойчивость молекул уменьшается

SbH₃ - стибин

BiH₃ - висмутин

Получение аммиака. 1) В промышленности: N₂ + 3H₂ = 2NH₃,

T ~ 400-500⁰C, P = 3000 атм, катализатор сложного состава

2) В лабораторных условиях: любая соль аммония и щелочь

NH₄⁺ + OH^- ¾t® NH₃­ + H₂O

Свойства аммиака. Хорошо растворяется в воде за счет образования водородных связей

NH₃×H₂O H O

H N ××××× H H

H

В растворе - ассоциаты (NH₃)_х, например, H

H N ××××× H

H ××××× N H

H

Водный раствор аммиака проявляет свойства слабого основания:

NH₃ + H₂O = NH₄⁺ + OH^- , K_{основности} = 1,75×10^-5

Как любое основание, раствор аммиака взаимодействует с кислотами (реакция нейтрализации) и осаждает из растворов солей металлов труднорастворимые гидроксиды:

NH₃×H₂O + HCl = NH₄Cl + H₂O

соли аммония

хорошо раств. в воде

AlCl₃ + 3NH₃×H₂O = Al(OH)₃¯ + 3NH₄Cl

Гидроксиды некоторых металлов растворяются в избытке аммиака вследствие комплексообразования: Cu(OH)₂¯ + 4NH₃×H₂O = [Cu(NH₃)₄](OH)₂

Аммиак и соли аммония проявляют восстановительные свойства за счет N (-3).

Термическое разложение солей аммония.

(NH₄)₂Cr₂O₇ = Cr₂O₃ + N₂­ + 4H₂O ö

NH₄NO₂ = N₂­ + 2H₂O ý ОВ - реакции

NH₄NO₃ = N₂O­ + 2H₂O ø

NH₄Cl = NH₃­ + HCl­

Соединения с положительными степенями окисления.

Степени окисления

+1 +2 +3 +4 +5

N₂O NO N₂O₃ NO₂ N₂O₅

Веселящий газ азотистый ангидрид (бурый газ) азотный ангидрид

H₂N₂O₂ HNO₂ 2NO₂+H₂O= HNO₂+HNO₃ HNO₃

Азотноватистая азотистая азотная

Очень неустойчивая слабая сильная