- •Общая и неорганическая химия
- •Часть I. Общая химия
- •1. Основные понятия химии
- •2. Строение атома
- •2.1. Корпускулярно-волновой дуализм
- •2.2. Квантовые числа
- •2.3. Электронные конфигурации атомов
- •2.4. Периодический закон
- •3. Химическая связь
- •3.1. Метод валентных связей.
- •3.2. Теория молекулярных орбиталей
- •3.3. Некоторые типы химических связей Ионная связь
- •Водородная связь
- •Межмолекулярные взаимодействия
- •4. Закономерности протекания химических процессов
- •4.1. Термохимия
- •4.2. Химическая кинетика
- •4.3. Химическое равновесие
- •5.1. Концентрация растворов
- •5.2. Электролитическая диссоциация
- •5.3. Диссоциация слабых электролитов
- •5.4. Диссоциация сильных электролитов
- •5.5 Ионное произведение воды. Водородный показатель.
- •5.6. Буферные растворы.
- •5.7. Гидролиз солей
- •5.8. Протолитическая теория кислот и основания
- •6. Константа растворимости. Растворимость.
- •Условие осаждения и растворения осадка
- •Эффект общего иона
- •Солевой эффект
- •7. Окислительно-восстановительные реакции
- •Ионно-электронный метод составления овр
- •8. Координационные соединения
- •Номенклатура координационных соединений
- •Химическая связь координационных соединений
- •Диссоциация координационных соединений
- •Часть II. Неорганическая химия
- •9. Химия s-элементов
- •9.1. Химия элементов ia группы.
- •Химические свойства щелочных металлов.
- •Химические свойства соединений щелочных металлов
- •9.2. Химия элементов iia группы.
- •Химические свойства элементов
- •Химические свойства соединений
- •10. Химия р-элементов
- •10.1. Химия элементов iiia группы
- •Свойства бора и его соединений
- •Свойства алюминия и его соединений
- •10.2. Химия элементов iva группы
- •Свойства углерода и его соединений
- •Cвойства кремния и его соединений
- •Свойства соединений олова и свинца
- •10.3. Химия элементов va группы
- •Свойства азота и его соединений
- •Свойства фосфора и его соединений
- •10.4. Химия элементов via группы
- •Химия кислорода и его соединений
- •Химия серы и ее соединений
- •10.5. Химия элементов viia группы
- •Химия водорода и его соединений
- •Химия фтора и его соединений
- •Химия хлора и его соединений
- •Химия брома, иода и их соединений
- •11. Химия d-элементов
- •Химия хрома и его соединений
- •Химия марганца и его соединений
- •Химия железа и его соединений
- •Химия меди и ее соединений
- •Химия цинка и его соединений
- •Содержание
- •Часть I. Общая химия ……………………………….. 3
- •1. Основные понятия химии …………………………………… 3
- •Часть II. Неорганическая химия ………...…………. 66
10.5. 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