5. Окислювальні властивості.

2KBr + Cl₂ = Br₂ + 2KCl;

2KI + Cl₂ = I₂ + 2KCl

2KI + Br₂ = I₂ + 2KBr

Br₂ ^o + 5Cl₂ ^o + 12KOH = 2KBr⁺⁵O₃ + 10KCl¹ + H₂O.

Добування. Фтор добувають, пропускаючи електричний струм крізь розплавлені фториди, наприклад, CaF₂, KHF₂.

Хлор у лабораторних умовах можна добувати, діючи концентрованою хлороводневою кислотою на оксид марганцю (ІV) MnO₂ або перманганат калію KMnO₄:

4HCl + MnO₂ = MnCl₂ + Cl₂ + 2H₂O;

16HCl + 2KMnO₄ = 2MnCl₂ + 5Cl₂ + 2KCl + 8H₂O;

У промисловості основну масу хлору виділяють, пропускаючи електричний струм крізь водний розчин хлориду натрію NaCl.

Властивості. Фтороводень – це безбарвна рідина з температурою кипіння 19,5^оС. Решта галагеноводнів за звичайних умов - безбарвні гази.

Галогеноводні дуже добре розчиняються у воді. Їхні водні розчини є кислотами: фтороводнева (плавикова) HF, хлороводнева (соляна) HCl , бромоводнева HBr, йодоводнева HI. Сила кислот збільшується від HF до HS : HF - слабка кислота, решта галогеноводневих кислот належить до сильних.

Головну підгрупу VI групи періодичної системи елементів Д. І. Менделеєва становлять О, сірка S, селен Se, телур Te і полоній Po. Загальна назва елементів цієї підгрупи – халькогени.

Електрона будова. В атомах халькогенів на останьому енергетичному рівні перебуває по шість електронів: ns², np⁴.

Поширення в природі. Сірка досить широко поширена у природі: маса часткового елемента в земній кулі становить 0,05%. Сірка трапляється у природі у вигляді простої речовини (самородна сірка) входить до складу багатьох мінералів- сульфідів. З них найбільш поширені пірит FeS, халькопірит FeCuS₂, кіновар HgS, мірабіліт Na₂SO₄  10H₂O, гіпс CaSO₄  2H₂O. Органічні сполуки сірки входять до складу нафти.

Властивості. Сірка має кілька алотропних видозмін. Найстійкіша α-сірка, або ромбічна, і β- сірка або моноклінна. Це кристалічні речовини, що відрізняються формою кристалів та деякими фізичними властивостями. Так, ромбічна сірка має лимонно-жовте забарвлення, температура її плавління 112,8⁰С, густина 2,07 г/см3. Моноклінна сірка забарвлена в темно-жовтий колір, температура плавління 119,3⁰С, густина 1,96 г/см³.

Хімічні властивості.

1. Взаємодія з металами. Сірка, як типовий неметал, взаємодіє з багатьма металами, утворюючи сульфіди:

2Na + S = Na₂S;

Fe + S = FeS.

2. Взаємодія з неметалами. Сірка реагує з неметалами (киснем, воднем, вуглецем, галогенами) реакції відбуваються при нагріванні.

S + O₂ = SO_2;

H₂ + S = H₂S.

3. Взаємодія з кислотами.

S + 4HNO₃ = SO₂ + 4NO₂ + 2H₂O;

S + 2H₂SO₄ = 3SO₂ + 2H₂O.

4. Взаємодія з лугами. Сірка розчиняється у водних розчинах лугів при нагріванні.

3S⁰ + 6NaOH = 2Na₂S^-2 + Na₂SO₃⁺⁴ + 3H₂O.

Добування. Самородну сірку очищають від домішок (піску, глини). Для цьогоїї розплавляють перегрітою водяною парою, в результаті рідка сірка легко відокремлюється від твердих домішок. При затвердінні утворюється комова сірка, подальшу очистку якої проводь перегоркою.

З піриту сірку добувають термічним розкладанням мінералу FeS₂ = FeS + S. З наступною відгонкою її від сульфідів заміза.

Застосування. Основна маса сірки і природних сульфідів використовуються у виробництві сірчаної кислоти H₂SO₄. Сірка використовується також в інших гал юзах хімічної промисловості: для добування сульфітів Na₂SO₃, Са(HSO₃)₂ тощо. Вона застосовується у виробництві барвників, гуми, пороху, сірників, ліків, її використовують у сільському господарстві.

Сірководень і сірководнева кислота. Під час взаємодії сірки з воднем при високій температурі утворюється сірководень H₂S. Це безбарвний газ із запахом тухлих яєць. Дуже отруйний. Розчинний у воді.

У хімічних реакціях сірководень виявляє себе як сильний відновник і як слаба кислота (у водному розчині).

1.Відносні властивості.

5H₂S^-2 + 2KМnO₄ + 3H₂SO₄ = 5S⁰ + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 8H₂O;

H₂S^-2 + 6HNO₃ = S⁺⁴O₂ + 6NO₂ + 4H₂O.

Сірководень взаємодіє з киснем.

2H₂S + 3O₂ = 2SO₂ + 2H₂O;

2H₂S + O₂ = 2S + 2H₂O.

2.Кислотні властивості.

I ступень H₂ S <=> H⁺ + HS^-↓

^{Гідросульфід-іон}

II ступень HS^- <=> H⁺ + S^2-

^{Сульфід-іон.}

2NaOH + H₂S = Na₂S + H₂O;

NaOH + H₂O = NaHS + H₂O.

3.Взаємодія з солями.

Pb(NO₃)₂ + H₂S = PbS↓ + 2HNO₃.

FeS + 2HCI = FeCI₂ + H₂S.

Оксид сірки IV– це безбарвний газ з різким запахом. Сірчиста кислота утворює середні солі - сульфіти, наприклад K₂SO₃ – сульфіт калію, і кислі солі – гідросульфіти, KHSO₃ і гідросульфіт калію.

2H₂S + S⁺⁴O₂ = 3S^o + 2H₂O;

5S⁺⁴O₂ + 2KMnO₄ + 2H₂O = 2H₂S⁺⁶O₄ + 2MnSO₄ + K₂SO_4.

Сірчана кислота. Властивості. Сірчана кислота є безбарвною в’язкою рідиною, густина 1,83 г/мл (20⁰С). Температура плавління сірчаної кислоти становить 10,3⁰С, температура кипіння 296,2⁰С.

1. Взаємодія з металами. H₂SO_4(розб) взаємодіє з металами, наприклад із залізом, цинком, магнієм. Fe + H₂SO₄ = FeSO₄ + H₂

Деякі малоактивні метали, такі як мідь, срібло, золото, з H₂SO_4(розб.) не реагують.

Cu + 2H₂SO₄ = CuSO₄ + SO₂ + H₂O;

Mg + 2H ₂ SO₄ = MgSO₄ + SO₂ + 2H₂O;

4Mg + 5H₂SO₄ = 4MgSO₄ + H₂S + 4H₂O;

2. Взаємодія з неметалами. H₂SO_{4 конц} може окислювати неметали, наприклад:

S + 2H₂SO₄ = 3SO₂ +2H₂O;

Окислювальні властивості H₂SO_4конц. можуть також виявлятись у реакціях з деякими складними речовинами – відновниками, наприклад:

2KBr + 2H₂SO₄ = Br₂ + SO₂ + K₂SO₄ + 2H₂O

3. Взаємодія з основними оксидами та основами. Як двохосновна кислота H₂SO₄ утворює два типа солей: середні солі - сульфати і кислі солі - гідросульфати.

Al₂O₃ + 3H₂SO₄ = Al₂(SO₄)₃ + 3H₂O.

^{Сульфат алюмінію}

2KOH + H₂SO₄ = K₂SO₄ + 2H₂O.

^{Сульфат калію}

KOH +H₂SO₄ = KHSO₄ + H₂O.

^{Гідросульфат калію}