2.4. Сравнение свойств водородных соединений р-элементов VI группы

В ряду Н₂O – Н₂S − Н₂Sе − Н₂Те с увеличением молекулярных масс должно наблюдаться повышение температур кипения. Как видно из рисунка 3 данная зависимость соблюдается, за исключением Н₂О. Установлено, что аномальное повышение температуры кипения Н₂О является следствием образования водородных связей между отдельными молекулами воды.

Рисунок 3 – зависимость температуры кипения водородных соединений р-элементов VI группы от молекулярной массы

2.5. Селен. Теллур

Селен по свойствам близок к сере. Селеновая кислота (Н₂SеO₄) также является сильной кислотой. Теллуровая кислота (Н₂ТеO₄) же кислота является очень слабой кислотой. Все соединения селена и теллура ядовиты.

Селен и теллур – полупроводники. Теллур служит легирующей добавкой к свинцу, улучшая его механические свойства.

Лекция № 20

« Р-ЭЛЕМЕНТЫ VII и VIII ГРУПП. КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ »

1. Р-ЭЛЕМЕНТЫ VII и VIII ГРУПП

1.1. Электронное строение и общая характеристика VII группы (галогены)

В главную подгруппу VII группы входят элементы:

фтор (F), хлор (l), бром (Вr), йод (I) и астат (Аt). У атомов га­логенов во внешнем элек­тронном слое находится по семь электронов – ns²np⁵.

На рисунке 1 приведены энергетические диаграммы валентных зон галогенов в основном и возбужденных состояниях из которых видно, что фтор одновалентен, а остальные

Галогены проявляют нечетные валентности

1, 3, 5, 7.

Рис. 1 Энергетические диаграммы валентных зон галогенов

Каждый галоген в своей подгруппе является наиболее сильным окислителем. С повышением поряд­кового номера элементов в ряду F, С1, Br, I и At уменьшается окислительная способность элементов.

Фтор – проявляет только степень окисления -1.

С1,Br,I–проявляет степени окисления:-1, 0, +1, +3, +5, +7.

1.2 Физические свойства галогенов

Фтор – газ бледно-жёлтого цвета;

Хлор – газ жёл­то-зелёного цвета;

Бром – красно-бурая жидкость;

Йод – кристаллическое вещест­во темно-фиолетового цвета. При нагревании йод сублимируется (возгоняется), превращаясь в пар фиолетового цвета; при охлаждении пары йода кристаллизуются, минуя жидкое состояние.

Молекулы простых веществ двухатомны:

F₂, С1₂, Br₂, I₂.

Галогены слабо растворимы в воде, но значительно лучше в органических растворителях. Фтор нельзя растворить в воде, так как он окисляет её

F₂+ 2Н₂O = 4НF + О₂.

При растворении хлора в воде происходит его частичное (примерно на 1∕3) самоокисление-самовосстановление по реакции

С1₂ + Н₂O ↔ НС1+ НС1О.

Полученный раствор называется хлорной водой. Он обладает сильными кислотными и окислительными свойствами и применяется для обеззараживания питьевой воды.

1.3 Химические свойства галогенов

Галогены проявляют высокую химическую активность. Они вступают во взаимодействие с многими простыми веществами, проявляя свойства окислителей. Самый активный неметалл фтор непосредственно не взаимодей­ствует только с кислородом, азотом, гелием, неоном и аргоном; хлор непосредст­венно не взаимодействует с кислородом, азотом и инертными газами. Бром и йод химиче­ски менее активны. Многие металлы сгорают в атмосфере хлора, образуя хлориды:

2Na + С1₂ → 2NaCl (яркая вспышка);

Сu + С1₂ → СuС1₂;

2Fe + 3Сl₂ → 2FeCl₃.

Фтор со многими неме­таллами реагирует с взрывом:

Н₂ + F₂ → 2HF; Si + 2F₂ → SiF₄; S + 3 F₂ → SF₆.

В его атмосфе­ре фтора горят такие устойчивые вещества, как стекло и вода:

SiО₂ + 2F₂ → SiF₄ + О₂, 2Н₂О+ 2F₂ → 4HF +О₂.

Окислительная активность галогенов уменьшается от фтора к астату, а вос­становительная активность галогенид-ионов в этом направлении увеличивается. Из этого, что более активный галоген вытесняет менее активный из растворов его солей.

С1₂+ 2NaI → I₂+ 2NaCl,

Вг₂+ 2NaI → I₂+ 2NaBr,

Cl₂+ 2NaBr → Br₂ + 2NaCl.