Химия элементов VIIA группы

Атомы галогенов, образующих VIIA группу, имеют электронную конфигурацию ns2np5. Все галогены являются активными неметаллами, окислителями. Их активность уменьшается в ряду F>Cl>Br>I>At. Характерные степени окисления галогенов: -1, 0, +1, +3, +5, +7. Однако у фтора, наиболее активного неметалла, есть лишь степени окисления -1 и 0. Электронная формула атома водорода 1s1. С галогенами его объединяет способность принимать один электрон и образовывать стабильную электронную оболочку 1s2. Поэтому часто водород располагают вместе с галогенами в VIIA группе.

Химия водорода и его соединений

Водород занимает особое положение среди других элементов периодической системы. Подобно атомам щелочных металлов атом водорода способен отдавать один электрон, проявляя восстановительные свойства, и образовывать положительно заряженный ион. Подобно галогенам, водород может проявлять и окислительные свойства и образовывать гидриды, например, NaH, сходные с соответствующими галогенидами. Водород, подобно галогенам, образует двухатомные молекулы Н2. В органических соединениях атомы галогенов могут замещать атомы водорода: CH4 - CH3Cl - CH2Cl2 и т.д. Отсутствие внутренних электронных оболочек у атома водорода обуславливает его способность к образованию водородных связей.

В промышленности водород получают конверсией природного газа в присутствии катализатора при температуре 800-900оС:

2CH4 + 2H2O + O2 ® 6H2 + 2CO2

В лаборатории водород получают действием соляной кислоты на цинк в аппарате Киппа:

Zn + 2HCl ® ZnCl2 + H2

Водород представляет собой легкий газ без цвета, без запаха. Водород растворяется в некоторых металлах: в одном объеме палладия растворяется 900 объемов водорода.

Окислительные свойства водород проявляет при взаимодействии с активными металлами с образованием ионных солеобразных гидридов:

Н2 + 2Li ® 2LiН

Восстановительные свойства водород проявляет при взаимодействии с неметаллами:

Н2 + Cl2 ® 2HCl

3Н2 + N2 ® 2NH3

Смесь водорода и кислорода загорается со взрывом, чистый водород горит беззвучно.

2Н2 + О2 ® 2H2О

Гидриды активных металлов разлагаются при действии воды или кислот:

NaH + H2O ® NaOH + H2

CaH2 + 2HCl ® CaCl2 + 2H2

Химия фтора и его соединений

Фтор является наиболее активным неметаллом, сильным окислителем. Фтор - зеленовато-желтый газ с резким запахом. В атмосфере фтора горят многие металлы и неметаллы с образованием соответствующих фторидов. Фтор взаимодействует с водородом с взрывом в темноте и при низких температурах:

F2 + H2 ® 2HF

Фтор взаимодействует с водой:

2F2 + 2H2O ® 4HF + O2

Фтор вытесняет хлор из хлоридов:

F2 + 2NaCl ® 2NaF + Cl2

Фтороводородная (плавиковая) кислота является слабой кислотой. Молекулы HF связаны друг с другом водородными связями, образуя молекулы HnFn, где n=2-6, поэтому плавиковая кислота может образовывать кислые соли, например, KHF2. Фтороводородная кислота ядовита, вызывает ожоги кожи. Плавиковая кислота разрушает стекло, реагируя с оксидом кремния (IV) с образованием газообразного SiF4:

4HF + SiO2 ® SiF4 + 2H2O

Химия хлора и его соединений

В природе хлор находится в виде хлоридов. В промышленности хлор получают вместе с водородом и гидроксидом натрия при электролизе водного раствора хлорида натрия:

2NaCl + 2H2O H2 + Cl2 + 2NaOH

В лаборатории хлор получают при взаимодействии перманганата калия с концентрированной соляной кислотой:

2KMnO4 + 16HCl ® 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H2O

Хлор - тяжелый газ желто-зеленого цвета с резким запахом. Раствор пяти объемов хлора в одном объеме воды называют хлорной водой. Активный окислитель хлор взаимодействует с водородом на свету:

Cl2 + H2 2HCl

Хлороводород - бесцветный газ с резким запахом, хорошо растворим в воде: в 1 объеме воды при 0оС растворяется более 500 объемов хлороводорода. Раствор хлороводорода в воде называют хлороводородной соляной кислотой. Это сильная кислота, ее соли - хлориды.

При взаимодействии хлора с водой и щелочами происходит диспропорционирование хлора, и наряду с соляной кислотой образуются кислородосодержащие кислоты хлора или их соответствующие соли:

Cl2 + H2O ® HCl + HClO

2Cl2 + 2Ca(OH)2 ® CaCl2 + Ca(ClO)2 + 2H2O

Смесь хлорида и гипохлорита кальция (CaCl2 + Ca(ClO)2) называют хлорной или белильной известью. Хлор в количестве 1,5 г на 1м3 воды используется для обеззараживания воды. Образующаяся при этом хлорноватистая кислота HClO разлагается с образованием атомарного кислорода (HClO ® HCl + O), который, являясь активным окислителем, убивает микробы, обесцвечивает краски и т.д.

В ряду кислородосодержащих кислот хлора: HClO, HClO2, HClO3, HClO4 - с увеличением степени окисления хлора растет сила кислот, а их окислительная активность уменьшается.

Химия брома, иода и их соединений

В природе бром и иод находятся в виде солей (NaBr, NaI и др.). Их получают действием хлора на растворы этих солей:

2NaBr + Cl2 ® 2NaCl + Br2

2NaI + Cl2 ® 2NaCl + I2

Если хлор - газ, то бром - темно-бурая жидкость с резким запахом, а иод - кристаллическое вещество темного цвета. Изменение фазового состояния галогенов обусловлено увеличением межмолекулярного - дисперсионного взаимодействия, связанного с увеличением размеров и поляризуемости молекул галогенов в ряду хлор ® бром ® иод.

Бром и иод взаимодействуют со многими металлами:

2Al + 3Br2 ® 2AlBr3

2Al + 3I2 ® 2AlI3

Окислительная способность галогенов уменьшается от фтора к иоду. Так взаимодействие брома с водородом идет лишь при температуре более 300оС, а взаимодействие иода с водородом не идет до конца и является обратимым процессом:

Br2 + H2 2HBr

I2 + H2 2HI

Растворы бромоводорода и иодоводорода в воде являются сильными кислотами. Сила кислот растет в ряду HCl - HBr - HI в связи с увеличением размеров и поляризуемостей этих молекул. Соли этих кислот (бромиды и иодиды) хорошо растворимы в воде. Лишь галогениды серебра малорастворимы в воде.

AgNO3 + NaBr ® AgBr¯ + NaNO3

AgNO3 + NaI ® AgI¯ + NaNO3

Бром и иод хорошо растворимы в органических растворителях и могут быть экстрагированы ими из водных растворов. Раствор брома в толуоле или четыреххлористом углероде оранжевый, раствор иода - фиолетовый. С крахмалом иод дает темно-синее окрашивание, исчезающее при нагревании и появляющееся вновь при охлаждении. Восстановительные свойства галогенид-ионов увеличиваются в ряду Cl- ® Br- ® I- и иодид-ион является сильным восстановителем.

10KI + 8H2SO4 + 2KMnO4 ® 5I2 + 2MnSO4 + 6K2SO4 + 8H2O

Химия d-элементов

В атомах d-элементов (переходных элементов) заполняется электронами d-подуровень предвнешнего уровня. На внешнем уровне атомы d-элеметов имеют, как правило, два s-электрона. Близость строения валентных уровней атомов переходных элементов определяет их общие свойства. Все они являются металлами, имеют высокую прочность, твердость, высокую электро- и теплопроводность. Многие из них электроположительны и растворяются в минеральных кислотах, однако среди них есть металлы, не взаимодействующие обычным способом с кислотами. Большинство переходных металлов имеют переменную валентность. Максимальная валентность, как и максимальная степень окисления, как правило, равно номеру группы, в которой находится данный элемент.

Химия хрома и его соединений

В природе хром находится в виде хромового железняка FeO×Cr2O3

или Fe(CrO2)2. Хром получают восстановлением хромового железняка углем в электрических печах в виде феррохрома, содержащего 60-65% хрома:

FeO×Cr2O3 + 4CO ® Fe + 2Cr + 4CO2

Чистый хром может быть получен электролизом растворов или расплавов солей, методом алюминотермии из оксида хрома(III):

Cr2O3 + 2Al 2Cr + Al2O3

Хром представляет собой ковкий тягучий металл серо-стального цвета.

В степени окисления +2 соединения хрома проявляют основные свойства и являются восстановителями - легко окисляются до более высоких степеней окисления.

Оксид хрома(III) может быть получен разложением дихромата аммония при нагревании:

(NH4)2Cr2O7 N2 + Cr2O3 + 4H2O

Соответствующий ему нерастворимый гидроксид хрома (III) получают при действии недостатка щелочей на соли хрома(III):

СrCl3 + 3NaOH ® Cr(OH)3¯ + 3NaCl

Серо-зеленый гидроксид хрома (III) имеет амфотерные свойства:

Cr(OH)3¯ + 3HCl ® CrCl3 + 3H2O

Cr(OH)3¯ +3NaOH ® Na3[Cr(OH)6]

Соединения хрома (III) в щелочной среде имеют восстановительные свойства и окисляются бромом, пероксидом водорода или другими окислителями. Зеленый раствор гексагидроксохромата(III) натрия желтеет вследствие образования хромата натрия:

2Na3[Cr(OH)6] + 4NaOH + 3Br2 ® 2Na2CrO4 + 6NaBr + 8H2O

Оксид хрома(VI) имеет кислотные свойства. Ему соответствуют две кислоты: хромовая H2CrO4 и дихромовая H2Cr2O7:

CrO3 + H2O ® H2CrO4

2CrO3 + H2O ® H2Cr2O7

В водных растворах между желтыми хромат ионами и оранжевыми дихромат ионами наблюдается равновесие:

2CrO42- + 2H+ ® Cr2O72- + H2O

Это равновесие в кислой среде сдвигается в сторону образования дихромат-ионов, а в щелочной среде - в сторону хромат-ионов:

2K2CrO4 + H2SO4 ® K2Cr2O7 + K2SO4 + H2O

K2Cr2O7 + 2KOH ® 2K2CrO4 + H2O

Существующие в кислой среде дихроматы являются сильными окислителями, восстанавливаясь до соединений хрома(III):

K2Cr2O7 + 4H2SO4 + 3K2SO3 ® Cr2(SO4)3 + 4K2SO4 + 4H2O

K2Cr2O7 + 7H2SO4 + 6KI ® Cr2(SO4)3 + 3I2 + 4K2SO4 + 7H2O

Химия марганца и его соединений

Так же, как и хром, в природе марганец встречается в виде оксидов: пиролюзита MnO2, гаусманита Mn3O4, браунита Mn2O3. Встречается марганец и в железных рудах. Совместным восстановлением железных и марганцевых руд получают ферромарганец, содержащий 80-85% марганца и используемый в производстве стали и чугуна. Чистый марганец получают алюминотермией или электролизом растворов сульфата или хлорида марганца.

Марганец - серебристо-белый твердый и хрупкий металл. Марганец вытесняет водород из соляной кислоты, реагирует с серной и азотной кислотами:

Mn + 2HCl ® MnCl2 + H2

Mn + 2H2SO4 ® MnSO4 + SO2 + 2H2O

3Mn + 8HNO3 (1:1) ® 3Mn(NO3)2 + 2NO + 4H2O

Марганец образует несколько оксидов. С повышением степени окисления марганца, свойства этих оксидов изменяются: оксиды марганца (II и III) - основные, оксид марганца (IV) - амфотерный, оксиды марганца (VI и VII) - кислотные.

Нерастворимый в воде гидроксид марганца (II) может быть получен действием щелочей на соли марганца:

MnSO4 + 2NaOH ® Mn(OH)2¯ + Na2SO4

Гидроксид марганца(II) имеет основные свойства (но не кислотные):

Mn(OH)2¯ + 2NaOH ¹

Mn(OH)2¯ + H2SO4 ® MnSO4 + 2H2O

а также восстановительные свойства, он окисляется на воздухе:

2Mn(OH)2¯ + O2 ® MnO2¯ + 2H2O

Действием сильных окислителей, таких как висмутат натрия NaBiO3 или оксид свинца(IV) PbO2, соли марганца(II) могут быть окислены в кислой среде до фиолетовой марганцовой кислоты HMnO4.

2Mn(NO3)2 + 16HNO3 + 5NaBiO3 ® 2HMnO4 + 5Bi(NO3)3 +

+ 5NaNO3 + 7H2O

Устойчивый оксид марганца(IV) MnO2 имеет амфотерные свойства и растворяется в кислотах и щелочах. В кислой среде MnO2 является сильным окислителем, способным выделить хлор из соляной кислоты:

MnO2 + 4HCl ® MnCl2 + Cl2 + 2H2O

Оксид марганца(VI) MnO3 и соответствующая ему марганцовистая кислота H2MnO4 неустойчивы. Несколько более устойчивы соли этой кислоты - манганаты, например, K2MnO4, имеющие в растворах зеленый цвет.

Марганцовая кислота HMnO4 и соответствующие ей соли - перманганаты, например, KMnO4, имеют в растворах характерный фиолетовый цвет. Пеманганаты являются сильными окислителями, особенно в кислой среде. Продуктами восстановления перманганат-ионов могут быть ионы Mn2+ (бесцветный раствор в кислой среде), черно-бурый осадок MnO2 (в нейтральной или слабощелочной среде) или ионы MnO42- (зеленый раствор в сильнощелочной среде):

2KMnO4 + 3H2SO4 + 5Na2SO3 ® 2MnSO4 + 5Na2SO4 + K2SO4 +

+ 3H2O

2KMnO4 + H2O + 3Na2SO3 ® 2MnO2 + 3Na2SO4 + 2KOH

2KMnO4 + 2KOH + Na2SO3 ® 2K2MnO4 + Na2SO4 + H2O

Химия железа и его соединений

Железо является вторым после алюминия металлом по распространенности в природе. Основные руды: магнетит Fe3O4, гематит Fe2O3, лимонит 2Fe2O3×3H2O, пирит FeS2. Из руд железо получают восстановлением углеродом в домнах. Получаемое при этом железо содержит около 4% углерода и называется чугуном. При переработке чугуна получают стали, в которых содержание углерода составляет 0,2-2,0%.

Железо является достаточно активным металлом и растворяется в соляной и разбавленных азотной и серной кислотах.

Fe + 2HCl ® FeCl2 + H2

Fe + H2SO4 (разб.) ® FeSO4 + H2

Fe + HNO3 (разб.) ® Fe(NO3)3 + NO + H2O

Концентрированные серная и азотная кислоты на холоду пассивируют железо (как и алюминий, и хром)

Нерастворимый в воде оксид железа(II) FeO имеет основные свойства и растворяется в кислотах, но не в щелочах:

FeO + H2O ¹

FeO + H2SO4 ® FeSO4 + H2O

Зеленоватый осадок гидроксида железа(II) Fe(OH)2 получают действием щелочей на соли железа(II).

FeSO4 + 2NaOH ® Fe(OH)2¯ + Na2SO4

Fe(OH)2 имеет основные свойства:

Fe(OH)2¯ + Н2SO4 ® FeSO4 + 2H2O

Fe(OH)2¯ + 2NaOH ¹

и легко окисляется кислородом воздуха до бурого гидроксида железа (III), проявляя восстановительные свойства:

4Fe(OH)2¯ + 2H2O + O2 ® 4Fe(OH)3¯

Красно-бурый осадок гидроксида железа(III) Fe(OH)3 получают действием щелочей на соли железа(III).

FeCl3 + 3NaOH ® Fe(OH)3¯ + 3NaCl

Гидроксид железа (III) имеет амфотерные свойства. Его основные свойства слабее, чем у Fe(OH)2, а его кислотные свойства слабее его основных свойств и проявляются лишь в очень жестких условия, например, при сплавлении.

Fe(OH)3¯ + 3HCl ® FeCl3 + 3H2O

Fe(OH)3¯ + NaOH ¹ не идет в растворе

Fe(OH)3¯ + NaOH NaFeO2 + H2O

В кислой среде ионы железа(III) являются окислителями и переходят в ионы железа(II):

FeCl3 + 2HI ®2FeCl2 + I2 + 2HCl

В щелочной среде сплавлением с нитратом калия из соединений железа(III) могут быть получены соединения железа(III) - соли железной кислоты - ферраты:

Fe2O3 + 3KNO3 + 4KOH 2K2FeO4 + 3KNO2 + 2H2O

Ионы железа(II) и железа(III) образуют многочисленные комплексные соединения с молекулами воды, аммиака, ионами Cl-, F-, CN-, SCN- и другими лигандами:

FeSO4 + 6KCN ® K4[Fe(CN)6] + K2SO4

FeCl3 + 6KCN ® K3[Fe(CN)6] + 3KCl

Интенсивная кроваво-красная окраска роданида железа(III) Fe(SCN)3 служит для обнаружения ионов железа(III) в растворе.

FeCl3 + 3KCNS ® Fe(SCN)3 + 3KCl

Гексациано(II)феррат калия K4[Fe(CN)6] образует с ионами железа(III) темно-синий осадок берлинской лазури, что также используется для обнаружения ионов железа(III) в растворе:

K4[Fe(CN)6] + FeCl3 ® KFe[Fe(CN)6]¯ + 3KCl

Гексациано(III)феррат калия K3[Fe(CN)6] образует с ионами железа(II) темно-синий осадок турнбулевой сини, что используется для обнаружения ионов железа(II) в растворе:

K3[Fe(CN)6] + FeSO4 ® KFe[Fe(CN)6]¯ + K2SO4

Биологическое значение железа велико, железо - составная часть гемоглобина крови.

Химия меди и ее соединений

В природе медь находится в основном в виде соединений: халькозина Cu2S, ковелина CuS, куприта Cu2O, малахита (CuOH)2CO3 и других соединений, но встречается и в самородном состоянии. Получение обычно складывается из нескольких этапов: обжига сульфидов, восстановления полученных оксидов углем и рафинирования меди:

2CuS + 3O2 ® 2SO2 + 2CuO

CuO + СО ® Cu + СО2

Медь - мягкий красный металл, хорошо проводит тепло и электрический ток. Медь образует сплавы: латунь (60-90% Cu и 10-40% Zn), бронзы (например, 80% Cu, 15%Sn, 5% Zn), мельхиор (80% Cu, 20% Ni) и другие сплавы.

Медь расположена в ряду напряжений после водорода и не реагирует с обычными кислотами в отсутствии окислителей:

Cu + H2SO4 (разб.) ¹

Cu + HСl ¹

Однако медь реагирует с кислотами окислителями:

Cu + 2H2SO4 (конц.) ® CuSO4 + SO2 + 2H2O

Cu + 4HNO3 (конц.) ® Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

3Cu + 8HNO3 (разб.) ® 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O

Красный оксид меди(I) Cu2O образуется при нагревании до 200оС меди на воздухе при недостатке кислорода. Соответствующий оксид CuOH нестоек, распадаясь на оксид и воду, и легко окисляется до Cu(OH)2. Из соединений меди(I) устойчивы лишь комплексные соединения, например, [Cu(NH3)2]OH или H[Cu(CN)2], или малорастворимые вещества, например белый CuI.

Черный оксид меди(II) CuO получается при нагревании меди на воздухе выше 300оС при избытке кислорода. При нагревании выше 1000оС CuO распадается на Cu2O и кислород.

Голубой осадок гидроксида меди(II) Cu(OН)2 получают действием щелочей на соли меди(II):

CuSO4 + 2NaOH ® Cu(OН)2¯ + Na2SO4

При нагревании этот осадок чернеет вследствие образования черного оксида меди(II):

Cu(OН)2¯ СuO + H2O

Гидроксид меди(II) Cu(OН)2 имеет амфотерные свойства с преобладанием основных свойств. Кислотные свойства Cu(OН)2 не наблюдаются в растворах, но проявляются при сплавлении или действии концентрированных щелочей:

Cu(OН)2¯ + Н2SO4 ® CuSO4 + 2H2O

Cu(OН)2¯ + NaOH ¹ не идет в растворе

Cu(OН)2¯ + 2NaOH (конц.) ® Na2[Cu(OH)4]

Ионы меди(II) образуют комплексные соединения. Так, образование интенсивно-синего тетраммина меди(II) используется для обнаружения ионов меди(II) в растворе:

CuSO4 + 4NH4OH ® [Cu(NH3)4]SO4 + 4H2O

Соли меди(II) имеют вследствие гидролиза кислую среду:

2CuSO4 + 2H2O (CuOH)2SO4 + H2SO4

Cu2+ + SO42- + H2O CuOH+ + H+ + SO42-

Cu2+ + H2O CuOH+ + H+ (pH<7)

Окислительные свойства для ионов меди(II) мало характерны, но проявляются при взаимодействии с иодид-ионом:

2CuSO4 + 4KI ® 2CuI¯ + I2 + 2K2SO4

Медь является микроэлементом. В больших концентрациях соединения меди токсичны и используются как пестициды.

Химия цинка и его соединений

В природе цинк находится в виде сульфидных руд, например, сфалерита ZnS. Получение цинка включает обжиг сульфидов до оксида цинка и дальнейшее восстановление оксида цинка углем:

2ZnS + 3O2 ® 2SO2 + 2ZnO

ZnO + СО ® Zn + СО2

Цинк может быть получен и электролизом растворов солей цинка, например, раствора сульфата цинка.

Цинк - синевато-белый пластичный и тягучий металл. Он находится в ряду напряжений до водорода (и до железа) и весьма активен. Для цинка в соединениях характерна лишь одна степень окисления +2. Цинк обычно покрыт защитной оксидной пленкой, разрушаемой при действии кислот и щелочей:

Zn + 2HCl ® ZnCl2 + H2­

Zn + H2SO4 (разб.)® ZnSO4 + H2­

4Zn + 5H2SO4 (конц.) ® 4ZnSO4 + H2S­ (или S¯) + 4H2O

4Zn + 10HNO3 (конц.) ® 4Zn(NO3)2 + N2O­ (и бурый NO2) + 5H2O

4Zn + 10HNO3 (оч.разб.) ® 4Zn(NO3)2 + NH4NO3) + 3H2O

Zn + 2NaOH + 2H2O ® Na2[Zn(OH)4]

Белый осадок гидроксида цинка Zn(OH)2 получают действием недостатка щелочей на соли цинка:

ZnSO4 + 2NaOH ® Zn(OH)2¯ + Na2SO4

Гидроксид цинка имеет амфотерные свойства и растворяется в кислотах и щелочах:

Zn(OH)2¯ + H2SO4 ® ZnSO4 + 2H2O

Zn(OH)2¯ + 2NaOH ® Na2[Zn(OH)4]

Гидроксид цинка (в отличии от гидроксида алюминия) растворим и в растворе аммиака с образованием комплексного соединения:

Zn(OH)2¯ + 6NH4OH ® [Zn(NH3)6](OH)2 + 6H2O

Соли цинка гидролизуются:

2ZnSO4 + 2H2O (ZnOH)2SO4 + H2SO4

Zn2+ + SO42- + H2O ZnOH+ + H+ + SO42-

Zn2+ + H2O ZnOH+ + H+ (pH<7)

Цинк является микроэлементом, при его недостатке нарушается обмен белков и углеводов.