Все элементы главной группы. Характеристика элементов главной подгруппы II группы

Двухатомная молекула существует только в случае азота (тройная связь), уже для фосфора перекрывание оказывается слишком мало. Фосфор образует три связи, но с разными атомами, его аллотропные модификации P 4 - белый фосфор - тетраэдрическая молекула, красный фосфор - соединение тетраэдров, черный фосфор - гофрированные слои, в которых каждый атом связан с тремя другими. У сурьмы и висмута металлические решетки.

Азот

Из металлов реагирует только с магнием и литием, образуя нитриды, с неметаллами реагирует только при высоких температурах с катализаторами. В природе азот переводится в аммиак с помощью фермента нитрогенеза.

Если вещество сочетает в себе азот в минимальной и максимальной степенях окисления, оно обычно способно к самопроизвольному разложению.

Азот образует полный ряд достаточно устойчивых оксидов: N 2 O; NO; N 2 O 3 ; NO 2 ; N 2 O 5 . Из всех оксидов только N 2 O 3 и N 2 O 5 - кислотные, остальные - несолеобразующие. N 2 O - веселящий газ, используется для наркоза, легко разлагается, выделяя кислород. Оксид азота (II) легко окисляется на воздухе:

2 NO + O 2 = 2 NO 2

Формулы кислот - HNO 2 (азотистая), HNO 3 (азотная). Соли называются соответственно нитриты и нитраты.

Нитриты добавляют в колбасы и мясные продукты для сохранения розового цвета. В круговороте азота в природе чрезвычайно важны нитраты. В сухом климате они накапливаются в местах окислительного гниения органических остатков. Практически все нитраты растворимы, поэтому для накопления их нужен сухой климат.

Нитраты и азотная кислота проявляют окислительные свойства:

4 KNO 3 + 5 C = 2 K 2 CO 3 + 3 CO 2 + 2 N 2 горение без доступа воздуха

Ag + 2 HNO 3 (50-70%) = AgNO 3 + NO 2 + H 2 O растворение серебра

При использовании «дымящей» HNO 3 (более 90%):

5 HNO 3 + P(кр.) = H 3 PO 4 + 5 NO 2 + H 2 O горение без доступа воздуха

При реакции азотной кислоты с металламисостав продуктов зависит от активности металла и концентрации кислоты; обычно образуется несколько продуктов окисления азота:

Cu + 4 HNO 3 (50-70%) = Cu(NO 3) 2 + 2 NO 2 + 2 H 2 O

3 Cu + 8 HNO 3 (30%) = 3 Cu(NO 3) 2 + 2 NO + 4 H 2 O (примесь NO 2)

4 Zn + 10 HNO 3 (5%) = 4 Zn(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3 H 2 O

Аммиак (NH 3) получают по реакции: N 2 + 3 H 2 = 2 NH 3 + 92 кДж

Аммиак благодаря большой теплоте испарения (23,5 кДж/моль) и удобным параметрам сжижения широко используется в крупных холодильных установках (промышленные пищевые холодильники, катки с искусственным льдом). В водных растворах аммиак проявляет слабые основные свойства. При этом соединение NH 4 OH не существует, ионы аммония находятся в равновесии с комплексом NH 3 *H 2 O:↔ NH 4 + + OH –

При смешивании газообразных хлороводорода и аммиака идет обратимая реакция: NH 3 + HCl ↔ NH 4 Cl. При нагревании большинство солей аммония “дымят” благодаря сдвигу равновесия влево. Щелочные и щелочноземельные металлы растворяются в жидком аммиаке, образуя ярко-синие растворы. Эти растворы постепенно превращаются с выделением водорода в прозрачные растворы амидов металлов. Аммиак как растворитель во многом подобен воде. Получение основания (амида) при растворении в аммиаке щелочного металла происходит по реакции: 2 K + 2 NH 3 = 2 KNH 2 + H 2. Аммиак может быть окислен до N 2 , до NO или N +5:

4 NH 3 + 3 O 2 = 2 N 2 + 6 H 2 O горение без катализатора

4 NH 3 + 5 O 2 = 4 NO + 6 H 2 O горение на катализаторе (Pt) – промышленный процесс

6 NH 3 + 8 KClO 3 + 6 NaOH = 6 NaNO 3 + 8 KCl + 12 H 2 O

N 2 H 4 гидразинможно рассматривать как аналог пероксида водорода. Он эндотермичен, горит с большим выделением тепла:

N 2 H 4 + O 2 = N 2 + 2 H 2 O ∆Н 0 = -622 кДж

Как и аммиак, гидразин – слабое основание: N 2 H 4 *H2O ↔ N 2 H 5 + + OH –

Азотистоводородная кислота (HN 3), по силе близка к уксусной; соли называются азидами. Азид натрия, разлагающийся с выделением азота, применяют в пиросмесях для быстрого наполнения газом автомобильных подушек безопасности.

Фосфор

Фосфор - содержится в мозгу, в скелете 2 кг (26%) Ca 3 (PO 4) 2 , в белках АТФ, в нуклеиновых кислотах.

Получают фосфор по реакции:

Ca 3 (PO 4) 2 + 3SiO 2 +5C = 3CaSiO 3 + 5CO + P 2(г) DН=3000 кДж

Фосфор образует ряд кислот, где валентность фосфора равна 5, а степень окисления может быть +1, +3, +5. Формулыкислородных кислот фосфора: H 3 PO 2 (фосфорноватистая), H 3 PO 3 (фосфористая), H 3 PO 4 (ортофосфорная). Названия средних солей соответственно гипофосфит, фосфит и фосфат. Ортофосфорная кислота - сильная кислота по первой ступени диссоциации (К1=7,6*10 -3), довольно слабая (слабее уксусной) по второй (К2 = 6,2*10 -8) и очень слабая (слабее угольной) по третьей (К3 = 4,4*10 -13). У всех фосфорных кислот существует главная черта: для окисленных состояний фосфора типична sp 3 -гибридизация с остающейся d-орбиталью для p-связи. При образовании кислородных кислот из P 2 O 5 последовательно рвутся связи Р-О, к Р присоединяется гидроксил от воды, а к кислороду - водород. При этом фосфор всегда сохраняет присущий sp 3 -гибридизации тетраэдр из атомов кислорода вокруг себя. Он так “любит” ‘этот тетраэдр, что когда не хватает кислорода, как в случае фосфористой или фосфорноватистой кислот, он присоединяет непосредственно к себе атом водорода, но тогда этот водород уже не отщепляется при ионизации.

Аналогичным образом фосфор ведет себя и во всех органических соединениях, включая АТФ и прочие биологические соединения.

Водородные соединения фосфоране устойчивы. Фосфин PH 3 и дифосфин P 2 H 4 самовоспламеняются на воздухе. Соли фосфония образуются только с сильными кислотами, например PH 4 I. Водой соли фосфония разлагаются.

Мышьяк

Оксидам мышьяка (III) и мышьяка (V) соответствуют мышьяковистая (H 3 AsO 3) и мышьяковая (H 3 AsO 4) кислоты. Для первой из них характерны восстановительные, для второй – окислительные свойства.

Мышьяковистый водород AsH 3 не устойчив и легко разлагается при нагревании.

VI группы. Халькогены

Атомы элементов подгруппы имеют следующее строение внешней электронной оболочки: ns 2 np 4 . Только кислород - газ, остальные твердые вещества. Все элементы VI группы - окислители - взаимодействуют с большинством металлов. Активность падает вниз по группе. В воде не растворяются, с разбавленными кислотами не реагируют.

Кислород

Кислород составляет 49,13% от общей массы земной коры. В земном шаре 28,56% кислорода. В воздухе только 0,03% от его массы в земной коре. 1200 минералов содержат кислород.

Кислород является окислителем. В перекиси водорода степень окисления кислорода равна -1, он может быть как окислителем так и восстановителем:

O 2 + 2H + + 2e ® 2H 2 O 2

H 2 O 2 + 2H + + 2e ® 2H 2 O

В воде H 2 O 2 нестабильна, диспропорционирует. Сжигая щелочные металлы в кислороде, можно получить перекиси металлов.

Азон (О 3) получается только при электрическом разряде: 3О 2 = 2О 3 . Озон образует озониды: 3KOH тв + 2O 3 ® 2KO 3(тв) +KOH×H 2 O + 1/2O 2 . Это непрочные соединения, сильнейшие окислители.

Сера

Важнейшими соединениями серы являются минералы: пирит FeS 2 , медный колчедан (халькопирит) CuFeS 2 . Многие сульфиды тяжелых металлов очень плохо растворимы, поэтому выделяются из кислых растворов.

В природе сера существует в виде соединений, в которых она проявляет степени окисления -2, 0, +4, +6. Важнейшее значение во взаимных превращениях соединений серы имеют простейшие микроорганизмы (бактерии и археи), лишенные ядра - прокариоты. Во многих растениях сера ассимилируется в виде сульфат-иона SO 4 2– и восстанавливается далее до сульфидных и дисульфидных групп. Некоторые анаэробные бактерии используют сульфаты фактически в качестве альтернативы кислороду, получая в процессе восстановления их до сульфидов S 2– энергию и синтезируя АТФ.

Сера растворима в щелочах: 3 S + 6 NaOH = Na 2 SO 3 + 2 Na 2 S + 3 H 2 O

Сера растворяется и в концентрированной серной кислоте, но только при нагревании: S + 2 H 2 SO 4 = 3 SO 2 + 2 H 2 O

Способность серы образовывать цепочки (S8 в ромбической и моноклинной сере) сохраняется и в соединениях с водородом: H 2 S 2 , H 2 S 3 , H 2 S 4 . Выделены персульфиды водорода до H 2 S 23 . Сера растворяется в насыщенных растворах сульфидов: Na 2 S + S = Na 2 S 2 .

Сероводород и сульфиды – сильные восстановители. В атмосфере сероводорода серебро чернеет из-за реакции образования Ag 2 S. При взаимодействии простых веществ (серы и ртути) легко образуется сульфид ртути HgS, поэтому пролитую ртуть, особенно попавшие в щели мелкие капли, нужно посыпать растертой серой.

Формулы кислот H 2 S 2 O 3 (тиосерная), H 2 S 3 O 6 (тритионовая), H 2 SO 3 (сернистая), H 2 SO 4 (серная). Соли называются соответственно тиосульфаты, тритионаты, сульфиты, сульфаты.

Тиосульфат получается при кипячении серы в растворе сульфита:

Na 2 SO 3 + S = Na 2 S 2 O 3

В противогазах времени первой мировой войны раствор тиосульфата использовался как “антихлор” благодаря сильному восстановительному действию:

Na 2 S 2 O 3 + 4 Cl 2 + 5 H 2 O = Na 2 SO 4 + H 2 SO 4 + 8 HCl

С менее сильным окислителем иодом количественно идет реакция образования тетратионата: 2 Na 2 S 2 O 3 + I 2 = Na 2 S 4 O 6 + 2 NaI

Тиосерная кислота неустойчива и диспропорционирует:

H 2 S 2 O 3 = S ↓ + SO 2 + H 2 O

Концентрированная серная кислотасильный окислитель:

2 Ag + 2 H 2 SO 4 (>95%) = Ag 2 SO 4 + SO 2 + 2 H 2 O

4 Zn + 5 H 2 SO 4 (>95%) = 4 ZnSO 4 + H 2 S + 4 H 2 O

В серной кислоте хорошо растворим серный ангидрид SO 3 ; полученные растворы называют олеумом. Из олеума удается выделить пиросерные кислоты H 2 S 2 O 7 и H 2 S 4 O 13 . При электролизе растворов серной кислоты с высокими плотностями тока получается пероксосерная кислота H 2 S 2 O 8 (соли – персульфаты).

Сернистый газ SO 2 и соли сернистой кислоты проявляют свойства окислителя и восстановителя: SO 2 + 2 H 2 S = 3 S + 2 H 2 O

SO 2 + Cl 2 = SO 2 Cl 2

Возможно и диспропорционирование: 4 Na 2 SO 3 = 3 Na 2 SO 4 + Na 2 S

Серная кислота - самый крупнотоннажный продукт химического синтеза. Широко используется сульфат кальция в виде полуводного алебастра CaSO 4 *0,5H 2 O для получения гипса CaSO 4 *2H 2 O. Квасцы K*12H 2 O применяются для дубления кожи и при крашении тканей. Сульфат натрия используется в производстве стекла и бумаги. Тиосульфат натрия – растворитель галогенидов серебра в фотографии. Гидросульфит кальция Ca(HSO 3) 2 используется в производстве целлюлозы. В производстве синтетических моющих средств (сульфохлорирование углеводородов) используют смесь сернистого газа и хлора. На основе сульфидов стронция и бария готовят светящиеся краски. Сульфиды, селениды и теллуриды (кадмия, свинца) – перспективные полупроводники. Теллуриды висмута и сурьмы (Bi 2 Te 3 , Sb 2 Te 3) применяются в качестве термопар в термогенераторах. Основное применение элементарной серы – вулканизация каучуков.

Характеристика элементов главной подгруппы VII группы. Галогены Электронная конфигурация ns 2 np 5 . Фтор и хлор - газы, бром - жидкость, иод - твердое вещество, молекулярный кристалл. Молекулы иода удерживаются в решетке за счет сил Ван-дер-Ваальса. Прочность двухатомных молекул падает по группе - уменьшается доля электронной плотности в пространстве между атомами. Исключение - фтор. Он кайносимметрик (первый раз заполняется p-оболочка, под ней нет такой же). Его молекула менее прочная, чем все остальные, поскольку электроны находятся близко друг от друга и сильно отталкиваются. Фтор - самый электроотрицательный элемент, вниз по группе электроотрицательность убывает. Все элементы - сильные окислители. Фтор взаимодействует со всеми элементами, даже с инертными газами (с Xe, Kr, Rn):

Xe + 2 F 2 = XeF 4 ∆H = - 252 кДж

В хлоре горят металлы, и даже неметаллы (P). Бром активно окисляет органические соединения, образует сильный ожог при попадании на кожу. Иод используется как антисептик тоже ввиду его окислительной активности. Поэтому в свободном виде эти элементы в природе встречаться не могут. Их можно получить окислением из солей. Поскольку фтор самый сильный окислитель, его ничем нельзя окислить химически. Поэтому его получают электролизом CaF 2 . Хлор в промышленности также получают путем электролиза поваренной соли. Но в лаборатории хлор уже можно получить окислением соляной кислоты или ее солей:

KMnO 4 + HCl ® MnCl 2 + Cl 2 + KCl + H 2 O

Аналогично можно получать бром и иод: KBr + Cl 2 ® KCl + Br 2

KI + Br 2 ® KBr + I 2

Взаимодействие с водой. Фтор разлагает воду при любом рН.

2 F 2 + 2 H 2 O = 4 HF + O 2

Хлор слабо разлагает воду при рН=0, с повышением рН - лучше. Остальные воду не разлагают: Cl 2 + H 2 O = HCl + HClO. Однако у всех галогенов кроме фтора есть положительные степени окисления, следовательно, они в принципе могут диспропорционировать.

Водородные соединения галогенов. С точки зрения метода молекулярных орбиталей самой прочной должна быть молекула HCl - орбитали наиболее близки по энергии. Однако самая прочная на самом деле HF - за счет водородных связей. У HF даже есть кислые соли - KHF 2 .

Галогенводороды, кроме HF, проявляют восстановительные свойства, которые усиливаются от HCl к HI:

2 KMnO 4 + 16 HCl = 2 MnCl 2 + 2 KCl + 5Cl 2 + 8 H 2 O

2 H 2 SO 4 (конц.) + 2 KBr = K 2 SO 4 + SO 2 + Br 2 + 2 H 2 O

5 H 2 SO 4 (конц.) + 8 KI = 4 K 2 SO 4 + H 2 S + I 2 + 4 H 2 O

Получение галогенводородов: а) прямой синтез из элементов - возможен только для HF и HCl. б) Замещение металлов в солях: KF + H 2 SO 4 ® K 2 SO 4 + НF­. При этом кислота должна быть сильной (чтобы вытеснить сильную НF), нелетучей и концентрированной (иначе реакция будет обратимой, кислота НF не будет улетучиваться) и не окислять галогены. Концентрированная H 2 SO 4 является окислителем и окисляет Вr - до Br 2 , I - до I 2 , при этом сама восстанавливается до SO 2 и H 2 S соответственно.

Сила кислот возрастает вниз по группе. HF - слабая кислота, не проявляет восстановительных свойств. Остальные - восстановители.

Соединения неметаллов с галогенами называют галогенангидридами:

SiCl 4 + H 2 O ® H 2 SiO 3 + HCl.

Галогены реагируют друг с другом, при этом менее электроотрицательный элемент приобретает положительную степень окисления, более электроотрицательный - отрицательную. Естественно, все эти соединения - галогенангидриды.

Так как оба элемента – кислород и галоген - электроотрицательные, прочных кислородных соединений галогенов не может быть

2F 2 + 2NaOH = OF 2 + 2NaF + H 2 O.

Все оксиды, кроме I 2 O 5 , нестабильны, их образование из элементов сопровождается колоссальным уменьшением энтропии.

Кислоты - HBrO, HBrO 3 , HBrO 4 (последняя очень неустойчива) HIO, HIO 3 , H 5 IO 6 . HСlO 2 активно окисляет воду и диспропорционирует. HClO - самый сильный окислитель, окисляет воду и диспропорционирует на Cl 2 и HClO 3 . Иными словами, в кислой среде стабильны лишь ClO 4 - и Cl - . В щелочной среде ClO - несколько более стабилен (отбеливатели всегда щелочные).

Галогены – типичные активные неметаллы, реагируют с другими неметаллами и с металлами; реакции обычно экзотермические:

5 Cl 2 + 2 P = 2 PCl 5 реакция начинается при слабом нагревании

3 Br 2 + 2 Al = 2 AlBr 3 реакция начинается самопроизвольно

Окислительные свойства галогенов ослабевают сверху вниз по подгруппе, поэтому вышестоящие молекулярные галогены вытесняют из галогенид-ионов нижестоящие: Cl 2 + 2 NaBr = 2 NaCl + Br 2

Br 2 + 2 KI = 2 KBr + I 2

При взаимодействии галогенов с растворами щелочей состав продуктов реакции зависит от температуры:

Cl 2 + 2 NaOH =200C= NaCl + NaClO + H 2 O

Cl 2 + 6 NaOH =800C= 5 NaCl + NaClO 3 + 3 H 2 O

Характеристика переходных металлов

Переходные металлы это d-элементы побочных подгрупп периодической системы, имеют электронную структуру (n-1)d m ns 2 . Основное отличие от р-элементов - не действует правило четности. Сначала на связь уходят s -электроны, потом d-электроны по одному. У 3d-элементов низшие степени окисления более стабильны, чем высшие, у 4d- и 5d- наоборот, высшие степени окисления более стабильны. Переходные металлы зачастую образуют комплексные ионы и окрашенные соединения. Вплоть до Mn высшая степень окисления этих металлов соответствует номеру группы, далее она понижается. У хрома нестабильны степени окисления: +5 (очень редко встречается) +2 , +4 - только в твердых веществах. У Mn существуют все степени окисления от +2 до +7, но +5 очень неустойчива и получается только в холодной щелочи.

Низшие оксиды всегда основные (только у цинка амфотерный). С повышением степени окисления уменьшается ионность связи и увеличивается кислотность оксидов: MnO - основной оксид, Mn 2 O 3 - амфотерный, MnO 2 - несолеобразующий, остальные кислотные.

Рассмотрим свойства некоторых переходных металлов:

Железо

Железо находится в побочной подгруппе VIII группы периодической системы. Строение электронной оболочки атома: 3d 6 4s 2 .

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2

Атомы железа проявляют степень окисления +2 и +3.

Железо является одним из самых распространенных элементов в природе, массовая доля в земной коре – 5,1%. Железо входит в состав большинства горных пород. Основными железными рудами являются магнитный железняк, бурый железняк и красный железняк.

Свойства. Железо – серебристо-белый металл. На воздухе подвергается коррозии, покрываясь ржавчиной. Чистое железо достаточно мягкое и пластичное. Температура плавления 1539°С. В интервале температур 910-1390°С железо образует кубическую гранецентрированную решетку. Железо является достаточно химически активным металлом.

Взаимодействие с неметаллами. При нагревании железо реагирует с многими неметаллами: Fe + S – t   FeS

2Fe + 3Cl 2 – t   2FeCl 3

2. Взаимодействие с водой. Железо взаимодействует с водой лишь при высоких температурах (свыше 700°С):

3Fe + 4H 2 O – t   Fe 3 O 4 + 4H 2

3. Взаимодействие с кислотами. Железо растворяется в хлороводородной и разбавленной серной кислотах, образуя соли железа (II) и водород:

Fe + H 2 SO 4  FeSO 4 + H 2

В достаточно концентрированной серной кислоте реакция протекает по уравнению: Fe + 2H 2 SO 4  FeSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

В серной кислоте очень высокой концентрации железо пассивирует. С разбавленной азотной кислотой железо взаимодействует. Продукты взаимодействия в зависимости от концентрации кислоты могут быть различными. В концентрированной азотной кислоте железо пассивирует.

4. Взаимодействие с солями. Железо может вытеснять некоторые металлы из растворов их солей: Fe + CuSO 4  FeSO 4 + Cu

5. Взаимодействие с оксидом углерода (II). Железо, взаимодействуя с этим оксидом, образует пентокарбонил железа: Fe + 5CO 

Железо и его соединения имеют большое значение для народного хозяйства. Сплавы железа с углеродом и другими веществами – стали являются основными конструкционными материалами. В химической промышленности железо используют как катализатор.

Цинк

Цинк находится в побочной подгруппе II группы. Атомы элементов этой подгруппы имеют следующую электронную оболочку: (n-1)s 2 p 6 d 10 ns 2 . Проявляют в соединениях степень окисления +2.

Цинк – серебристо-белый металл. Обладает хорошей электро- и теплопроводимостью. На воздухе цинк покрывается защитной пленкой оксидов и гидроксидов, которая ослабляет его металлический блеск.

Цинк – химически активный металл. При нагревании легко взаимодействует с неметаллами (серой, хлором, кислородом): 2Zn + O 2  2ZnO

Растворяется в разбавленных и концентрированных кислотах HCl, H 2 SO 4 , HNO 3 и в водных растворах щелочей:

Zn + 2HCl  ZnCl 2 + H 2

4Zn + 10HNO 3  4Zn(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O

Zn + 2NaOH + 2H 2 O  Na 2 + H 2

Оксид цинка – белое вещество, практически нерастворимое в воде. Оксид и гидроксид цинка являются амфотерными соединениями; они реагируют с кислотами и щелочами: ZnO +2HCl  ZnCl 2 + H 2 O

ZnO + 2KOH + H 2 O  K 2

Цинк используют для производства сплавов. Цинком покрывают стальные и чугунные изделия для защиты их от коррозии.

Медь

Медь находится в побочной подгруппе I группы Периодической системы. Строение электронных оболочек атомов элементов этой подгруппы выражается формулой (n-1)d 10 ns 1 . На внешнем энергетическом уровне атома находится один электрон, однако в образовании химических связей могут принимать участие и электроны с d-подуровня предпоследнего уровня. Поэтому они могут проявлять степени окисления +1, +2, +3, для меди наиболее устойчивы соединения со степенью окисления +2.

Медь – мягкий пластичный металл, имеет розово-красную окраску. Обладает высокой электрической проводимостью.

Медь – химически малоактивный металл. С кислородом реагирует только при нагревании: 2Cu + O 2 – t   2CuO

Не реагирует с водой, растворами щелочей, хлороводородной и разбавленной серной кислотами. Медь растворяется в кислотах, являющихся сильными окислителями:3Cu + 8HNO 3 (разб.)  3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O

Cu + 2H 2 SO 4 (конц.)  CuSO 4 + SO 2 +2H 2 O

Во влажной атмосфере, содержащей диоксид углерода, поверхность меди обычно покрывается зеленоватым налетом основного карбоната меди:

2Cu + O 2 + CO 2 +H 2 O  Cu(OH) 2 ∙ CuCO 3

Хром

Хром находится в побочной подгруппе VI группы Периодической системы. Строение электронной оболочки хрома: Cr 3d 5 4s 1 .

Массовая доля хрома в земной коре составляет 0,02%. Важнейшими минералами, входящими в состав хромовых руд, являются хромит, или хромистый железняк, и его разновидности, в которых железо частично заменено на магний, а хром – на алюминий.

Хром – серебристо серый металл. Чистый хром достаточно пластичный, а технический самый твердый из всех металлов.

Хром химически малоактивен. В обычных условиях он реагирует только с фтором (из неметаллов), образуя смесь фторидов. При высоких температурах (выше 600°C) взаимодействует с кислородом, галогенами, азотом, кремнием, бором, серой, фосфором: 4Cr + 3O 2 – t ° → 2Cr 2 O 3

2Cr + 3Cl 2 – t ° → 2CrCl 3

2Cr + N 2 – t° → 2CrN

2Cr + 3S – t° → Cr 2 S 3

В азотной и концентрированной серной кислотах он пассивирует, покрываясь защитной оксидной пленкой. В хлороводородной и разбавленной серной кислотах растворяется, при этом, если кислота полностью освобождена от растворенного кислорода, получаются соли хрома(II), а если реакция протекает на воздухе – соли хрома (III): Cr + 2HCl → CrCl 2 + H 2 ­

2Cr + 6HCl + O 2 → 2CrCl 3 + 2H 2 O + H 2 ­

К подгруппе меди относятся три элемента - медь, серебро и золото. Подобно атомам щелочных металлов, атомы всех этих элементов имеют в наружном слое по одному электрону; но предпоследний их электронный слой содержит, в отличие от атомов щелочных металлов, восемнадцать электронов. Структуру двух внешних электронных оболочек атомов этих элементов можно изобразить формулой (где - номер периода, в котором находится данный элемент). Все элементы подгруппы меди - предпоследние члены декад -элементов. Однако, как видно из приведенной формулы, их атомы содержат на -подуровне не 9, а 10 электронов. Это объясняется тем, что структура более устойчива, чем структура (см. стр. 93). Сравнивая данные табл. 31 с соответствующими величинами для щелочных металлов (табл. 30), можно видеть, что радиусы атомов меди, серебра и золота меньше радиусов атомов металлов главной подгруппы. Это обусловливает значительно большую плотность, высокие температуры плавления и большие величины энтальпии атомизации рассматриваемых металлов; меньшие по размеру атомы располагаются в решетке более плотно, вследствие чего силы притяжения между ними велики. Малый радиус атомов объясняет также более высокие значения энергии ионизации металлов этой подгруппы, чем щелочных металлов. Это приводит к большим различиям в химических свойствах металлов обеих подгрупп. Элементы подгруппы меди - малоактивные металлы. Они с трудом окисляются, и, наоборот, их ионы легко восстанавливаются; они не разлагают воду, гидроксиды их являются сравнительно слабыми основаниями. В ряду напряжений они стоят после водорода. В то же время восемнадцатиэлектронный слой, устойчивый у других элементов, здесь еще не вполне стабилизировался и способен к частичной потере электронов. Так, медь наряду с однозарядными катионами образует и двухзарядные, которые для нее даже более характерны. Точно так же для золота степень окисленности более характерна, чем. Степень окисленности серебра в его обычных соединениях равна однако известны соединения со степенью окисленности серебра и.

45. Элементы 3-й главной подгруппы
Третья группа периодической системы охватывает очень большое число химических элементов, так как в состав ее, кроме элементов главной и побочной подгрупп, входят элементы с порядковыми номерами 58-71 (лантаноиды) и с порядковыми номерами 90-103 (актиноиды). Мы рассмотрим лантаноиды и актиноиды вместе с элементами побочной подгруппы. Элементы главной подгруппы третьей группы - бор, алюминий, галлий, индий и таллий-характеризуются наличием трех электронов в наружном электронном слое атома. Второй снаружи электронный слой атома бора содержит два электрона, атома алюминия - в Металлические свойства рассматриваемых элементов выражены слабее, чем у соответствующих элементов главных подгрупп второй и особенно первой группы, а у бора преобладают неметаллические свойства. В соединениях они проявляют степень окисленности +3. Однако с возрастанием атомной массы появляются и более низкие степени окисленности. Для последнего элемента подгруппы - таллия - наиболее устойчивы соединения, в которых его степень окисленности равна +1. С увеличением порядкового номера металлические свойства рассматриваемых элементов, как и в других главных подгруппах, заметно усиливаются. Так, оксид бора имеет кислотный характер, оксиды алюминия, галлия и индия - амфотерны, а оксид таллия (III) имеет основной характер. В практическом отношении наиболее важными из элементов третьей группы являются бор и алюминий.

46. Элементы 4-й главной подгруппы
Главную подгруппу четвертой группы периодической системы образуют пять элементов - углерод, кремний, германий, олово и свинец. При переходе от углерода к свинцу размеры атомов возрастают. Поэтому следует ожидать, что способность к присоединению электронов, а следовательно, и неметаллические свойства будут при этом ослабевать, легкость же отдачи электронов - возрастать. Действительно, уже у германия проявляются металлические свойства, а у олова и свинца они преобладают над неметаллическими. Таким образом, только первые два члена описываемой группы являются неметаллами, германий причисляют и к металлам, и к неметаллам, олово и свинец-металлы. Для элементов рассматриваемой группы характерны степени окисленности +2и +4. Соединения углерода и кремния, в которых степень окисленности этих элементов равна +2, немногочисленны и сравнительно малостойки. Таблица 28. Некоторые свойства углерода и его аналогов

47. Элементы 5-ой главной подгруппы
К главной подгруппе V группы периодической системы принадлежат азот, фосфор, мышьяк, сурьма и висмут. Эти элементы, имея пять электронов в наружном слое атома, характеризуются в целом как неметаллы. Однако способность к присоединению электронов выражена у них значительно слабее, чем у соответствующих элементов VI и VII групп. Благодаря наличию пяти наружных электронов, высшая положительная окисленность элементов этой подгруппы равна +5, а отрицательная -3. Вследствие относительно меньшей электроотрицательности связь рассматриваемых элементов с водородом менее полярна, чем связь с водородом элементов VI и VII групп. Поэтому водородные соединения этих элементов не отщепляют в водном растворе ионы водорода и, таким образом, не обладают кислотными свойствами. Физические и химические свойства элементов подгруппы азота изменяются с увеличением порядкового номера в той же последовательности, которая наблюдалась в ранее рассмотренных группах.Но так как неметаллические свойства выражены у азота слабее, чем у кислорода и тем более фтора, то ослабление этих свойств при переходе к следующим элементам влечет за собой появление и нарастание металлических свойств. Последние заметны уже у мышьяка, сурьма приблизительно в равной степени обладает теми и другими свойствами, а у висмута металлические свойства преобладают над неметаллическими. Важнейшие свойства элементов рассматриваемой подгруппы приведены в табл. 27. Таблица 27. Некоторые свойства азота и его аналогов

48. Органические соединения углерода
Соединения углерода (за исключением некоторых наиболее простых) издавна получили название органических соединений, так как в природе они встречаются почти исключительно в организмах животных и растений, принимают участие в жизненных процессах или же являются продуктами жизнедеятельности или распада организмов. В отличие от органических соединений, такие вещества, как песок, глина, различные минералы, вода, оксиды углерода, угольная кислота, ее соли и другие, встречающиеся в «неживой природе», получили название неорганических или минеральных веществ. Деление веществ на органические и неорганические возникло вследствие своеобразия органических соединений, обладающих специфическими свойствами. Долгое время считалось, что углеродсодержащие вещества, образующиеся в организмах, в принципе, невозможно получать путем синтеза из неорганических соединений. Образование органических веществ приписывалось влиянию особой, недоступной познанию «жизненной силы», действующей только в живых организмах и обусловливающей специфику органических веществ. Это учение, явившееся разновидностью идеалистических представлений о природе, получило название витализма (от латинского vis vitalis - жизненная сила). Виталисты пытались в явлениях живой природы найти доказательство существования в мире каких-то таинственных сил, не поддающихся изучению и не подчиняющихся общим физико-химическим законам. Концепция виталистов была наиболее полно сформулирована одним из самых авторитетных химиков первой половины XIX века - шведским ученым И. Я. Берцелиусом. Виталистические воззрения мешали прогрессу в изучении природы органических веществ и были опровергнуты в ходе развития науки. В 1824 г. немецкий химик Ф. Велер, ученик Берцелиуса, впервые получил из неорганического вещества дициана NC-CN при нагревании его с водой щавелевую кислоту НООС-СООН - органическое соединение, которое до тех пор добывалось только из растений. В 1828 г. Велер осуществил первый синтез веществаживотного происхождения: нагреванием неорганического соединения цианата аммония NH4CNO получил мочевину (карбамид) (NH2)CO это вещество до тех пор выделяли лишь из мочи. Вскоре были осуществлены в лабораторных условиях синтезы и других органических веществ: в 1845 г. в Германии Г. Кольбе синтезировал уксусную кислоту, в 1854 г. во Франции М. Бертло синтетическим путем получил жир, в 1861 г. в России А. М. Бутлеров осуществил синтез сахаристого вещества и т. д. В настоящее время путем синтеза получают множество органических соединений. Более того, оказалось, что многие органические вещества гораздо проще и дешевле получать синтетически, чем выделять из природных продуктов. Наибольшим успехом химии годов XX века явился первый синтез простых белков - гормона инсулина и фермента рибонуклеазы. Таким образом доказана возможность синтетического получения даже белков - наиболее сложных органических веществ, являющихся непременными участниками жизненных процессов; по определению Ф. Энгельса: «Жизнь есть способ существования белковых тел». С развитием синтеза органических соединений была уничтожена грань, отделяющая эти соединения от неорганических, однако название «органические соединения» сохранилось. Большинство известных в настоящее время соединений углерода в организмах даже не встречаются, а получены искусственным путем.

49. Элементы 8-ой побочной группы
Побочная подгруппа восьмой группы периодической системы охватывает три триады d-элементов. Первую триаду образуют элементы Fe , кобальт и никель, вторую триаду - рутений, родий и палладий и третью триаду - осмий, иридий и платина. Большинство элементов рассматриваемой подгруппы имеют два электрона в наружном электронном слое атома; все они представляют собой металлы. Кроме наружных электронов в образовании химических связей принимают участие также электроны из предыдущего недостроенного слоя. Для этих элементов характерны степени окисленности, равные 2, 3, 4. Более высокие степени окисленности проявляются реже. Сравнение физических и химических свойств элементов восьмой группы показывает, что железо, кобальт и никель, находящиеся в первом большом периоде, очень сходны между собой и в то же время сильно отличаются от элементов двух других триад. Поэтому их обычно выделяют в семейство железа. Остальные шесть элементов восьмой группы объединяются под общим названием платиновых металлов.

Основные степени окисления железа - +2 и +3.

При хранении на воздухе при температуре до 200 °C железо постепенно покрывается плотной плёнкой оксида, препятствующего дальнейшему окислению металла. Во влажном воздухе железо покрывается рыхлым слоем ржавчины, который не препятствует доступу кислорода и влаги к металлу и его разрушению. Ржавчина не имеет постоянного химического состава, приближённо её химическую формулу можно записать как Fe2O3 xH2O.

С кислородом железо реагирует при нагревании. При сгорании железа на воздухе образуется оксид Fe3O4, при сгорании в чистом кислороде - оксид Fe2O3. Если кислород или воздух пропускать через расплавленное железо, то образуется оксид FeO. При нагревании порошка серы и железа образуется сульфид, приближённую формулу которого можно записать как FeS.

При нагревании железо реагирует с галогенами. Так как FeF3 нелетуч, железо устойчиво к действию фтора до температуры 200-300 °C. При хлорировании железа (при температуре около 200 °C) образуется летучий димер Fe3Cl6. Если взаимодействие железа и брома протекает при комнатной температуре или при нагревании и повышенном давлении паров брома, то образуется FeBr3. При нагревании FeCl3 и, особенно, FeBr3 отщепляют галоген и превращаются в галогениды железа(II). При взаимодействии железа и иода образуется иодид Fe3I8.

При нагревании железо реагирует с азотом, образуя нитрид железа Fe3N, с фосфором, образуя фосфиды FeP, Fe2P и Fe3P, с углеродом, образуя карбид Fe3C, с кремнием, образуя несколько силицидов, например, FeSi.

При повышенном давлении металлическое железо реагирует с оксидом углерода(II) CO, причём образуется жидкий, при обычных условиях легко летучий пентакарбонил железа Fe(CO)5. Известны также карбонилы железа составов Fe2(CO)9 и Fe3(CO)12. Карбонилы железа служат исходными веществами при синтезе железоорганических соединений, в том числе и ферроцена состава (η5-C5H5)2Fe.

Чистое металлическое железо устойчиво в воде и в разбавленных растворах щелочей. Железо не растворяется в холодных концентрированных серной и азотной кислотах из-за пассивации поверхности металла прочной оксидной плёнкой. Горячая концентрированная серная кислота, являясь более сильным окислителем, взаимодействует с железом.

С соляной и разбавленной (приблизительно 20%-й) серной кислотами железо реагирует с образованием солей железа(II):

Fe + 2HCl → FeCl2 + H2;

Fe + H2SO4 → FeSO4 + H2.

При взаимодействии железа с приблизительно 70%-й серной кислотой реакция протекает с образованием сульфата железа(III):

2Fe + 6H2SO4 → Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O.

Оксид железа(II) FeO обладает основными свойствами, ему отвечает основание Fe(OH)2. Оксид железа(III) Fe2O3 слабо амфотерен, ему отвечает ещё более слабое, чем Fe(OH)2, основание Fe(OH)3, которое реагирует с кислотами:

2Fe(OH)3 + 3H2SO4 → Fe2(SO4)3 + 6H2O.

Гидроксид железа(III) Fe(OH)3 проявляет слабо амфотерные свойства, он способен реагировать только с концентрированными растворами щелочей:

Fe(OH)3 + 3КОН → K3.

Образующиеся при этом гидроксокомплексы железа(III) устойчивы в сильно щелочных растворах. При разбавлении растворов водой они разрушаются, причём в осадок выпадает Fe(OH)3.

Соединения железа(III) в растворах восстанавливаются металлическим железом:

Fe + 2FeCl3 → 3FeCl2.

При хранении водных растворов солей железа(II) наблюдается окисление железа(II) до железа(III):

4FeCl2 + O2 + 2H2O → 4Fe(OH)Cl2.

Из солей железа(II) в водных растворах устойчива соль Мора - двойной сульфат аммония и железа(II) (NH4)2Fe(SO4)2 6Н2O.

Железо(III) способно образовывать двойные сульфаты с однозарядными катионами типа квасцов, например, KFe(SO4)2 - железокалиевые квасцы, (NH4)Fe(SO4)2 - железоаммонийные квасцы и т. д.

При действии газообразного хлора или озона на щелочные растворы соединений железа(III) образуются соединения железа(VI) - ферраты, например, феррат(VI) калия K2FeO4. Имеются сообщения о получении под действием сильных окислителей соединений железа(VIII).

Для обнаружения в растворе соединений железа(III) используют качественную реакцию ионов Fe3+ с тиоцианат-ионами SCN−. При взаимодействии ионов Fe3+ с анионами SCN− образуется ярко-красный роданид железа Fe(SCN)3. Другим реактивом на ионы Fe3+ служит гексацианоферрат(II) калия K4 (жёлтая кровяная соль). При взаимодействии ионов Fe3+ и 4− выпадает ярко-синий осадок берлинской лазури:

4K4 + 4Fe3+ → 4KFeIII↓ + 12K+.

Реактивом на ионы Fe2+ в растворе может служить гексацианоферрат(III) калия K3 (красная кровяная соль). При взаимодействии ионов Fe2+ и 3− выпадает осадок турнбулевой сини:

3K3 + 3Fe2+→ 3KFe2↓ + 6K+.

Интересно, что берлинская лазурь и турнбулева синь - две формы одного и того же вещества, так как в растворе устанавливается равновесие:

KFe3 ↔ KFe2.

Ни́кель - элемент побочной подгруппы восьмой группы, четвертого периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 28. Обозначается символом Ni (лат. Niccolum). Простое вещество никель - это пластичный ковкий переходный металл серебристо-белого цвета, при обычных температурах на воздухе покрывается тонкой защитной плёнкой оксида. Химически малоактивен.

Атомы никеля имеют внешнюю электронную конфигурацию 3d84s2. Наиболее устойчивым для никеля является состояние окисления Ni(II).

Никель образует соединения со степенью окисления +2 и +3. При этом никель со степенью окисления +3 только в виде комплексных солей. Для соединений никеля +2 известно большое количество обычных и комплексных соединений. Оксид никеля Ni2O3 является сильным окислителем.

Никель характеризуется высокой коррозионной стойкостью - устойчив на воздухе, в воде, в щелочах, в ряде кислот. Химическая стойкость обусловлена его склонностью к пассивированию - образованию на его поверхности плотной оксидной плёнки, обладающей защитным действием. Никель активно растворяется в азотной кислоте.

С оксидом углерода CO никель легко образует летучий и весьма ядовитый карбонил Ni(CO)4.

Тонкодисперсный порошок никеля пирофорный (самовоспламеняется на воздухе).

Никель горит только в виде порошка. Образует два оксида NiO и Ni2O3 и соответственно два гидроксида Ni(OH)2 и Ni(OH)3. Важнейшие растворимые соли никеля - ацетат, хлорид, нитрат и сульфат. Растворы окрашены обычно в зелёный цвет, а безводные соли - жёлтые или коричнево-жёлтые. К нерастворимым солям относятся оксалат и фосфат (зелёные), три сульфида NiS (черный), Ni2S3 (желтовато-бронзовый) и Ni3S4 (черный). Никель также образует многочисленные координационные и комплексные соединения. Например, диметилглиоксимат никеля Ni(C4H6N2O2)2, дающий чёткую красную окраску в кислой среде, широко используется в качественном анализе для обнаружения никеля

Водный раствор сульфата никеля имеет зелёный цвет.

Водные растворы солей никеля(II) содержат ион гексаакваникеля(II) 2+. При добавлении к раствору, содержащему эти ионы, аммиачного раствора происходит осаждение гидроксида никеля (II), зелёного желатинообразного вещества. Этот осадок растворяется при добавлении избыточного количества аммиака вследствие образования ионов гексамминникеля(II) 2+.

Никель образует комплексы с тетраэдрической и с плоской квадратной структурой. Например, комплекс тетрахлороникелат (II) 2− имеет тетраэдрическую структуру, а комплекс тетрацианоникелат(II) 2− имеет плоскую квадратную структуру.

В качественном и количественном анализе для обнаружения ионов никеля (II) используется щелочной раствор бутандиондиоксима, известного также под названием диметилглиоксима. При его взаимодействии с ионами никеля (II) образуется красное координационное соединение бис (бутандиондиоксимато) никель(II). Это - хелатное соединение и бутандиондиоксимато-лиганд является бидентатным.

Массовая доля кобальта в земной коре 4×10−3%. Кобальт входит в состав минералов: каролит CuCo2S4, линнеит Co3S4, кобальтин CoAsS, сферокобальтит CoCO3, смальтин CoAs2, скуттерудит (Co, Ni)As3 и других. Всего известно около 30 кобальтосодержащих минералов. Кобальту сопутствуют железо, никель, марганец и медь. Содержание в морской воде приблизительно (1,7)×10−10%. На воздухе кобальт окисляется при температуре выше 300 °C.

Устойчивый при комнатной температуре оксид кобальта представляет собой сложный оксид Co3O4, имеющий структуру шпинели, в кристаллической структуре которого одна часть узлов занята ионами Co2+, а другая - ионами Co3+; разлагается с образованием CoO выше 900 °C.

При высоких температурах можно получить α-форму или β-форму оксида CoO.

Все оксиды кобальта восстанавливаются водородом. Со3О4 + 4Н2 → 3Со + 4Н2О.

Оксид кобальта (III) можно получить, прокаливая соединения кобальта (II), например: 2Со(ОН)2 + O2 → Co2O3 + Н2O.

Платина (лат. Platinum), Pt, химический элемент VIII группы периодической системы Менделеева, атомный номер 78, атомная масса 195,09; тяжелый тугоплавкий металл.
По химическим свойствам платина похожа на палладий, но проявляет большую химическую устойчивость. Реагирует только с горячей царской водкой: 3Pt + 4HNO3 + 18HCl = 3H2 + 4NO + 8H2O

Платина медленно растворяется в горячей серной кислоте и жидком броме. Она не взаимодействует с другими минеральными и органическими кислотами. При нагревании реагирует со щелочами и пероксидом натрия, галогенами (особенно в присутствии галогенидов щелочных металлов): Pt + 2Cl2 + 2NaCl = Na2. При нагревании платина реагирует с серой, селеном, теллуром, углеродом и кремнием. Как и палладий, платина может растворять молекулярный водород, но объем поглощаемого водорода меньше и способность его отдавать при нагревании у платины меньше.

При нагревании платина реагирует с кислородом с образованием летучих оксидов. Выделены следующие оксиды платины: черный PtO, коричневый PtO2, красновато-коричневый PtO3, а также Pt2O3 и Pt3O4.

Для платины известны гидроксиды Pt(OH)2 и Pt(OH)4. Получают их при щелочном гидролизе соответствующих хлорплатинатов, например: Na2PtCl4 + 2NaOH = 4NaCl + Pt(OH)2, Na2PtCl6 + 4NaOH = 6NaCl + Pt(OH)4. Эти гидроксиды проявляют амфотерные свойства: Pt(OH)2 + 2NaOH = Na2, Pt(OH)2 +4HCl = H2 + 2H2O, Pt(OH)4 + 6HCl = H2 + 4H2O, Pt(OH)4 + 2NaOH = Na2.

Гексафторид платины PtF6 является одним из сильнейших окислителей среди всех известных химических соединений, способный окислить молекулы кислорода, ксенона или NO: O2 + PtF6 = O2+−. С помощью него, в частности, канадский химик Нейл Бартлетт в 1962 году получил первое настоящее химическое соединение ксенона XePtF6.

C обнаруженного Н. Бартлеттом взаимодействия между Хе и PtF6, приводящего к образованию XePtF6, началась химия инертных газов. PtF6 получают фторированием платины при 1000 °C под давлением. Фторирование платины при нормальным давлении и температуре 350-400 °C даёт фторид Pt(IV): Pt + 2F2 = PtF4 Фториды платины гигроскопичны и разлагаются водой. Тетрахлорид платины (IV) с водой образует гидраты PtCl4 nH2O, где n = 1, 4, 5 и 7. Растворением PtCl4 в соляной кислоте получают платинохлористоводородные кислоты H и H2. Синтезированы такие галогениды платины как PtBr4, PtCl2, PtCl2 2PtCl3, PtBr2 и PtI2. Для платины характерно образование комплексных соединений состава 2- и 2-. Изучая комплексы платины, А. Вернер сформулировал теорию комплексных соединений и объяснил природу возникновения изомеров в комплексных соединениях.

Платина является одним из самых инертных металлов. Она нерастворима в кислотах и щелочах, за исключением царской водки. Платина также непосредственно реагирует с бромом, растворяясь в нём.

При нагревании платина становится более реакционноспособной. Она реагирует с пероксидами, а при контакте с кислородом воздуха - с щелочами. Тонкая платиновая проволока горит во фторе с выделением большого количества тепла. Реакции с другими неметаллами (хлором, серой, фосфором) происходят менее охотно. При более сильном нагревании платина реагирует с углеродом и кремнием, образуя твёрдые растворы, аналогично металлам группы железа.

В своих соединениях платина проявляет почти все степени окисления от 0 до +6, из которых наиболее устойчивы +2 и +4. Для платины характерно образование многочисленных комплексных соединений, которых известно много сотен.

Химические элементы главной подгруппы IА группы периодической системы элементов Д. И. Менделеева: Li, Na, К, Rb, Cs, Fr. Название получили от гидрооксидов Щелочных металлов, названных едкими щелочами. Атомы Щелочных металлов имеют на внешней оболочке по 1 s-электрону, а на предшествующей -2 s- и 6 р-электронов (кроме Li). Характеризуются низкими температурами плавления, малыми значениями плотностей; мягкие, режутся ножом. Степень окисления Щелочных металлов в соединениях всегда равна +1. Эти металлы химически очень активны - быстро окисляются кислородом воздуха, бурно реагируют с водой, образуя щёлочи Me. OH (где Me - металл); активность возрастает от Li к Fr.

Литий (лат. - lithium), Li-химический элемент первой группы, А-подгруппы периодической системы Д. И. Менделеева, относится к щелочным металлам, порядковый номер 3, атомная масса равна 6, 939; при нормальных условиях серебристо-белый, легкий металл. Природный литий состоит из двух изотопов с массовыми числами 6 и 7. Интересная деталь: стоимость изотопов лития совсем не пропорциональна их распространенности. В начале этого десятилетия в США относительно чистый литий-7 стоил почти в 10 раз дороже лития-6 очень высокой чистоты. Искусственным путем получены еще два изотопа лития. Время их жизни крайне невелико: у лития-8 период полураспада равен 0, 841 секунды, а у лития-9 0, 168 секунды.

Литий - типичный элемент земной коры, сравнительно редкий элемент. (содержание 3, 2× 10 -3% по массе), он накапливается в наиболее поздних продуктах дифференциации магмы - пегматитах. В мантии мало лития - в ультраосновных породах всего 5× 10 -3% (в основных 1, 5× 10 -3%, средних - 2× 103%, кислых 4× 10 -3%). Близость ионных радиусов Li+, Fe 2+ и Mg 2+ позволяет литию входить в решётки магнезиальножелезистых силикатов - пироксенов и амфиболов. В гранитоидах он содержится в виде изоморфной примеси в слюдах. Только в пегматитах и в биосфере известно 28 самостоятельных минералов лития (силикаты, фосфаты и др.). Все они редкие. В биосфере литий мигрирует сравнительно слабо, роль его в живом веществе меньше, чем остальных щелочных металлов. Из вод он легко извлекается глинами, его относительно мало в Мировом океане (1, 5× 10 -5%). В человеческом организме (массой 70 кг) - 0, 67 мг. лития.

Калий (Kalium) Калий химический элемент I группы периодической системы Менделеева; атомный номер 19, атомная масса 39, 098; серебристо-белый, очень лёгкий, мягкий и легкоплавкий металл. Элемент состоит из двух стабильных изотопов - 39 K (93, 08%), 41 K (6, 91%) и одного слабо радиоактивного 40 K (0, 01%) с периодом полураспада 1, 32× 109 лет.

Нахождение в природе Калий - распространённый элемент: содержание в литосфере 2, 50% по массе. В магматических процессах калий, как и натрий, накапливается в кислых магмах, из которых кристаллизуются граниты и др. породы (среднее содержание калия 3, 34%). Калий входит в состав полевых шпатов и слюд. В основных и ультраосновных породах, богатых железом и магнием, калия мало. На земной поверхности калий, в отличие от натрия, мигрирует слабо. При выветривании горных пород калий частично переходит в воды, но оттуда его быстро захватывают организмы и поглощают глины, поэтому воды рек бедны калием и в океан его поступает много меньше, чем натрия. В океане калий поглощается организмами и донными илами (например, входит в состав глауконита); поэтому океанические воды содержат лишь 0, 038% калия - в 25 раз меньше, чем натрия.

В природе – девятый по химической распространенности элемент (шестой среди металлов), находится только в виде соединений. Входит в состав многих минералов, горных пород, соляных пластов. Третий по содержанию металл в природных водах: 1 л морской воды содержит 0, 38 г ионов K+. Катионы калия хорошо адсорбируются почвой и с трудом вымываются природными водами. Жизненно важный элемент для всех организмов. Ионы K+ всегда находятся внутри клеток (в отличие от ионов Na+). В организме человека содержится около 175 г калия, суточная потребность составляет около 4 г. Недостаток калия в почве восполняется внесением калийных удобрений – хлорида калия KCl, сульфата калия K 2 SO 4 и золы растений.

Интересные факты ДЛЯ ЧЕГО НУЖЕН ЦИАНИСТЫЙ КАЛИЙ? Для извлечения золота и серебра из руд. Для гальванического золочения и серебрения неблагородных металлов. Для получения многих органических веществ. Для азотирования стали - это придаёт её поверхности большую прочность. К сожалению, это очень нужное вещество чрезвычайно ядовито. А выглядит KCN вполне безобидно: мелкие кристаллы белого цвета с коричневатыми или серым оттенком.

Цезий Открыт цезий сравнительно недавно, в 1860 г. , в минеральных водах известных целебных источников Шварцвальда (Баден-Баден и др.). За короткий исторический срок прошел блистательный путь – от редкого, никому не ведомого химического элемента до стратегического металла. Принадлежит к трудовой семье щелочных металлов, по в жилах его течет голубая кровь последнего в роде. . . Впрочем, это нисколько не мешает ему общаться с другими элементами и даже, если они не столь знамениты, он охотно вступает с ними в контакты и завязывает прочные связи. В настоящее время работает одновременно в нескольких отраслях: в электронике и автоматике, в радиолокации и кино, в атомных реакторах и на космических кораблях. . . » .

Цезий, как известно, был первым элементом, открытым с помощью спектрального анализа. Ученые, однако, имели возможность познакомиться с этим элементом еще до того, как Роберт Бунзен и Густав Кирхгоф создали новый исследовательский метод. В 1846 г. немецкий химик Платтнер, анализируя минерал поллуцит, обнаружил, что сумма известных его компонентов составляет лишь 93%, но не сумел точно установить, какой еще элемент (или элементы) входит в этот минерал. Лишь в 1864 г. , уже после открытия Бунзена, итальянец Пизани нашел цезий в поллуците и установил, что именно соединения этого элемента не смог идентифицировать Платтнер.

Интересные факты Цезий и давление Все щелочные металлы сильно изменяются под действием высокого давления. Но именно цезий реагирует на него наиболее своеобразно и резко. При давлении в 100 тыс. атм. его объем уменьшается почти втрое – сильнее, чем у других щелочных металлов. Кроме того, именно в условиях высокого давления были обнаружены две новые модификации элементарного цезия. Электрическое сопротивление всех щелочных металлов с ростом давления увеличивается; у цезия это свойство выражено особенно сильно.

Франций Среди элементов, стоящих в конце периодической системы Д. И. Менделеева, есть такие, о которых многое слышали и знают неспециалисты, но есть и такие, о которых мало что сможет рассказать даже химик. К числу первых относятся, например, радон (№ 86) и радий (№ 88). К числу вторых – их сосед по периодической системе элемент № 87 – франций. Франций интересен по двум причинам: во-первых, это самый тяжелый и самый активный щелочной металл; во-вторых, франций можно считать самым неустойчивым из первых ста элементов периодической системы. У самого долгоживущего изотопа франция – 223 Fr – период полураспада составляет всего 22 минуты. Такое редкое сочетание в одном элементе высокой химической активности с низкой ядерной устойчивостью определило трудности в открытии и изучении этого элемента.

Нахождение в природе Помимо 223 Fr, сейчас известно несколько изотопов элемента № 87. Но только 223 Fr имеется в природе в сколько-нибудь заметных количествах. Пользуясь законом радиоактивного распада, можно подсчитать, что в грамме природного урана содержится 4· 10– 18 г 223 Fr. А это значит, что в радиоактивном равновесии со всей массой земного урана находится около 500 г франция-223. В исчезающе малых количествах на Земле есть еще два изотопа элемента № 87 – 224 Fr (член радиоактивного семейства тория) и 221 Fr. Естественно, что найти на Земле элемент, мировые запасы которого не достигают килограмма, практически невозможно. Поэтому все исследования франция и его немногих соединений были выполнены на искусственных продуктах.

Интересные факты Натрий на подводной лодке Натрий плавится при 98°, а кипит только при 883°C. Следовательно, температурный интервал жидкого состояния этого элемента достаточно велик. Именно поэтому (и еще благодаря малому сечению захвата нейтронов) натрии стали использовать в ядерной энергетике как теплоноситель. В частности, американские атомные подводные лодки оснащены энергоустановками с натриевыми контурами. Тепло, выделяющееся в реакторе, нагревает жидкий натрий, который циркулирует между реактором и парогенератором. В парогенераторе натрий, охлаждаясь, испаряет воду, и полученный пар высокого давления вращает паровую турбину. Для тех же целей используют сплав натрия с калием.

Неорганический фотосинтез Обычно при окислении натрия образуется окись состава Na 2 О. Однако если сжигать натрий в сухом воздухе при повышенной температуре, то вместо окиси образуется перекись N 2 О 2. Это вещество легко отдает своя «лишний» атом кислорода и обладает поэтому сильными окислительными свойствами. Одно время перекись натрия широко применяли для отбелки соломенных шляп. Сейчас удельный вес соломенных шляп в использовании перекиси натрия ничтожен; основные количества ее используют для отбелки бумаги и для регенерации воздуха на подводных лодках. При взаимодействии перекиси натрия с углекислым газом протекает процесс, обратный дыханию: 2 Na 2 О 2 + 2 СО 2 → 2 Na 2 CО 3 + О 2, т. е. углекислый газ связывается, а кислород выделяется. Совсем как в зеленом листе!

Натрий и золото К тому времени, как был открыт натрий, алхимия была уже не в чести, и мысль превращать натрий в золото не будоражила умы естествоиспытателей. Однако сейчас ради получения золота расходуется очень много натрия. «Руду золотую» обрабатывают раствором цианистого натрия (а его получают из элементарного натрия). При этом золото превращается в растворимое комплексное соединение, из которого его выделяют с помощью цинка. Золотодобытчики – среди основных потребителей элемента № 11. В промышленных масштабах цианистый натрий получают при взаимодействии натрия, аммиака и кокса при температуре около 800°C.

Натрий в воде Каждый школьник знает, что произойдет, если бросить кусочек натрия в воду. Точнее, не в воду, а на воду, потому что натрий легче воды. Тепла, которое выделяется при реакции натрия с водой, достаточно, чтобы расплавить натрий. И вот бегает по воде натриевый шарик, подгоняемый выделяющимся водородом. Однако реакция натрия с водой – не только опасная забава; напротив она часто бывает полезной. Натрием надежно очищают от следов воды трансформаторные масла, спирты, эфиры и другие органические вещества, а с помощью амальгамы натрия (т. е. сплава натрия с ртутью) можно быстро определить содержание влаги во многих соединениях. Амальгама реагирует с водой намного спокойнее, чем сам натри. Для определения влажности к пробе органического вещества добавляют определенное количество амальгамы натрия и по объему выделившегося водорода судят о содержании влаги.

Натриевый пояс земли Вполне естественно, что на Земле натрий никогда не встречается в свободном состоянии – слишком активен этот металл. Но в верхних слоях атмосферы – на высоте около 80 км – обнаружен слой атомарного натрия. На такой высоте практически нет кислорода, паров воды и вообще ничего, с чем натрий мог бы вступить в реакцию. Спектральными методами натрий был обнаружен и в межзвездном пространстве.

Рубидий - металл, который можно назвать химической недотрогой. От соприкосновения с воздухом он самопроизвольно воспламеняется и сгорает ярким розовато-фиолетовым пламенем. С водой взрывает, так же бурно реагирует при соприкосновении с фтором, хлором, бромом, йодом, серой. Как настоящего недотрогу, рубидий необходимо беречь от внешних воздействий. Для этой цели его помещают в сосуды, наполненные сухим керосином. . . Рубидий тяжелее керосина (плотность рубидия 1, 5) и не реагирует с ним. Рубидий - радиоактивный элемент, он медленно испускает поток электронов, превращаясь в стронций. Наиболее замечательным свойством рубидия является его своеобразная чувствительность к свету. Под влиянием лучей света рубидий становится источником электрического тока. С прекращением светового облучения исчезает и ток. С водой Р. реагирует со взрывом, причём выделяется водород и образуется раствор гидроокиси Р. , Rb. OH.

Рубидий обнаружен в очень многих горных породах и минералах, но его концентрация там крайне низка. Только лепидолиты содержат несколько больше Rb 2 О, иногда 0, 2%, а изредка и до 1. . . 3%. Соли рубидия растворены в воде морей, океанов и озер. Концентрация их и здесь очень невелика, в среднем порядка 100 мкг/л. Значит, в мировом океане рубидия в сотни раз меньше, чем в земной коре.

Интересные факты Не обошел рубидий своим вниманием и многих представителей растительного мира: следы его встречаются в морских водорослях и табаке, в листьях чая и зернах кофе, в сахарном тростнике и свекле, в винограде и некоторых видах цитрусовых. Почему его назвали рубидием? Rubidus – по-латыни «красный» . Казалось бы, это имя скорее подходит меди, чем очень обыкновенному по окраске рубидию. Но не будем спешить с выводами. Это название было дано элементу № 37 его первооткрывателями Кирхгофом и Бунзеном. Сто с лишним лет назад, изучая с помощью спектроскопа различные минералы, они заметили, что один из образцов лепидолита, присланный из Розены (Саксония), дает особые линии в темно -красной области спектра. Эти линии не встречались в спектрах ни одного известного вещества. Вскоре аналогичные темно-красные линии были обнаружены в спектре осадка, полученного после испарения целебных вод из минеральных источников Шварцвальда. Естественно было предположить, что эти линии принадлежат какому-то новому, до того неизвестному элементу. Так в 1861 г. был открыт рубидий

Отправить свою хорошую работу в базу знаний просто. Используйте форму, расположенную ниже

Студенты, аспиранты, молодые ученые, использующие базу знаний в своей учебе и работе, будут вам очень благодарны.

Размещено на http://www.allbest.ru/

Введение

К VII группе периодической системы элементов относятся марганец, технеций, рений, борий, а так же по старой номенклатуре фтор, хлор, бром, йод, астат - являющиеся галогенами.

Элементы группы 7 имеют по 7 валентных электронов. Все они являются серебристо-белыми тугоплавкими металлами. В ряду Mn -- Tc -- Re химическая активность понижается. Электропроводность рения приблизительно в 4 раза меньше, чем вольфрама. На воздухе компактный металлический марганец покрывается тончайшей пленкой окисла, которая предохраняет его от дальнейшего окисления даже при нагревании. Напротив, в мелко раздробленном состоянии он окисляется довольно легко.

На внешнем энергетическом уровне у галогенов 7 электронов, являются сильными окислителями. При взаимодействии с металлами возникает ионная связь, и образуются соли. Галогены (кроме фтора) при взаимодействии с более электроотрицательными элементами могут проявлять и восстановительные свойства вплоть до высшей степени окисления +7.

Технеций и борий, являются радиоактивными с достаточно коротким периодом полураспада, ввиду чего в природе они не встречаются. Марганец принадлежит к распространенным элементам, составляя 0,03 % от общего числа атомов земной коры.

Что касается галогенов, они имеют высокую реакционную способность, поэтому встречаются в природе обычно в виде соединений. Их распространённость в земной коре уменьшается при увеличении атомного радиуса от фтора к иоду.

галоген элемент астат марганец

1. Седьм ая группа периодической системы

1.1 Г лавная под группа седьмой группы. Галогены

В главную подгруппу VII группы входят элементы фтор, хлор, бром, йод, астат.

Галогены (от греч. ?льт -- соль и гЭнпт -- рождение, происхождение; иногда употребляется устаревшее название галоиды) -- химические элементы VII группы периодической таблицы химических элементов Д. И. Менделеева

Реагируют почти со всеми простыми веществами, кроме некоторых неметаллов. Все галогены -- энергичные окислители, поэтому встречаются в природе только в виде соединений. С увеличением порядкового номера химическая активность галогенов уменьшается, химическая активность галогенид-ионов F ? , Cl ? , Br ? , I ? , At ? уменьшается.

Все галогены -- неметаллы. На внешнем энергетическом уровне 7 электронов, являются сильными окислителями. При взаимодействии с металлами возникает ионная связь, и образуются соли. Галогены (кроме фтора) при взаимодействии с более электроотрицательными элементами могут проявлять и восстановительные свойства вплоть до высшей степени окисления +7.

Как уже было сказано выше, галогены имеют высокую реакционную способность, поэтому встречаются в природе обычно в виде соединений.

Их распространённость в земной коре уменьшается при увеличении атомного радиуса от фтора к иоду. Количество астата в земной коре измеряется граммами, а унунсептий в природе отсутствует. Фтор, хлор, бром и иод производятся в промышленных масштабах, причём объёмы производства хлора значительно выше, чем трёх других стабильных галогенов.

В природе эти элементы встречаются в основном в виде галогенидов (за исключением иода, который также встречается в виде иодата натрия или калия в месторождениях нитратов щелочных металлов). Поскольку многие хлориды, бромиды и иодиды растворимы в воде, то эти анионы присутствуют в океане и природных рассолах. Основным источником фтора является фторид кальция, который оченьмалорастворим и находится в осадочных породах (как флюорит CaF 2).

Основным способом получения простых веществ является окисление галогенидов. Высокие положительные стандартные электродные потенциалы E o (F 2 /F ?) = +2,87 В и E o (Cl 2 /Cl ?) = +1,36 В показывают, что окислить ионы F ? и Cl ? можно только сильными окислителями. В промышленности применяется только электролитическое окисление. При получении фтора нельзя использовать водный раствор, поскольку вода окисляется при значительно более низком потенциале (+1,32 В) и образующийся фтор стал бы быстро реагировать с водой. Впервые фтор был получен в 1886 г. французским химикомАнри Муассаном при электролизе раствора гидрофторида калия KHF 2 в безводной плавиковой кислоте.

В промышленности хлор в основном получают электролизом водного раствора хлорида натрия в специальных электролизёрах. При этом протекают следующие реакции:

полуреакция на аноде:

полуреакция на катоде:

Окисление воды на аноде подавляется использованием такого материала электрода, который имеет более высокое перенапряжение по отношению к O 2 , чем к Cl 2 (таким материалом является, в частности, RuO 2).

В современных электролизёрах катодное и анодное пространства разделены полимерной ионообменной мембраной. Мембрана позволяет катионам Na + переходить из анодного пространства в катодное. Переход катионов поддерживает электронейтральность в обеих частях электролизёра, так как в течение электролиза отрицательные ионы удаляются от анода (превращение 2Cl ? в Cl 2) и накапливаются у катода (образование OH ?). Перемещение OH ? в противоположную сторону могло бы тоже поддерживать электронейтральность, но ион OH ? реагировал бы с Cl 2 и сводил на нет весь результат.

Бром получают химическим окислением бромид-иона, находящегося в морской воде. Подобный процесс используется и для получения иода из природных рассолов, богатых I ? . В качестве окислителя в обоих случаях используют хлор, обладающий более сильными окислительными свойствами, а образующиеся Br 2 и I 2 удаляются из раствора потоком воздуха.

Таблица 1, Некоторые свойства галогенов.

1.2 Фтор

Фтор (лат. Fluorum), F, химический элемент VII группы периодической системы Менделеева, относится к галогенам, атомный номер 9, атомная масса 18,998403; при нормальных условиях (0 °С; 0,1 Мн/м 2 , или 1 кгс/см 2) - газ бледно-желтого цвета с резким запахом.

Природный Фтор состоит из одного стабильного изотопа 19 F. Искусственно получен ряд изотопов, в частности: 16 F с периодом полураспада T Ѕ < 1 сек, 17 F (T Ѕ = 70 сек) , 18 F (T Ѕ = 111 мин) , 20 F (T Ѕ = 11,4 сек) , 21 F (T Ѕ = 5 сек).

Историческая справка. Первое соединение Фтора - флюорит (плавиковый шпат) CaF 2 - описано в конце 15 века под названием "флюор" (от лат. fluo - теку, по свойству CaF 2 делать жидкотекучими вязкие шлаки металлургических производств). В 1771 году К. Шееле получил плавиковую кислоту. Свободный Фтор выделил А. Муассан в 1886 электролизом жидкого безводного фтористого водорода, содержащего примесь кислого фторида калия KHF 2 .

Химия Фтора начала развиваться с 1930-х годов, особенно быстро - в годы 2-й мировой войны 1939-45 годов и после нее в связи с потребностями атомной промышленности и ракетной техники. Название "Фтор" (от греч. phthoros - разрушение, гибель), предложенное А. Ампером в 1810 году, употребляется только в русском языке; во многих странах принято название "флюор".

Распространение Фтора в природе. Среднее содержание Фтора в земной коре (кларк) 6,25·10 -2 % по массе; в кислых изверженных породах (гранитах) оно составляет 8·10 -2 %, в основных - 3,7·10 -2 %, в ультраосновных - 1·10 -2 % . Фтор присутствует в вулканических газах и термальных водах. Важнейшие соединения Фтора - флюорит, криолит и топаз. Всего известно более 80 фторсодержащих минералов. Соединения Фтора находятся также в апатитах, фосфоритах и других. Фтор - важный биогенный элемент. В истории Земли источником поступления Фтора в биосферу были продукты извержения вулканов (газы и др.).

Физические свойства Фтора. Газообразный Фтор имеет плотность 1,693 г/л (0°С и 0,1 Мн/м 2 , или 1 кгс/см 2), жидкий - 1,5127 г/см 3 (при температуре кипения); t пл -219,61 °С; t кип -188,13 °С. Молекула Фтора состоит из двух атомов (F 2); при 1000 °С 50% молекул диссоциирует, энергия диссоциации около 155 кДж/моль (37 ккал/моль). Фтор плохо растворим в жидком фтористом водороде; растворимость 2,5·10 -3 г в 100 г HF при -70 °С и 0,4·10 -3 г при -20 °С; в жидком виде неограниченно растворим в жидком кислороде и озоне.

Химические свойства Фтора. Конфигурация внешних электронов атома Фтора 2s 2 2p 5 . В соединениях проявляет степень окисления -1. Ковалентный радиус атома 0,72Е, ионный радиус 1,ЗЗЕ. Сродство к электрону 3,62 эв, энергия ионизации (F > F+) 17,418эв. Высокими значениями сродства к электрону и энергии ионизации объясняется сильная электроотрицательность атома Фтора, наибольшая среди всех других элементов. Высокая реакционная способность Фтора обусловливает экзотермичность фторирования, которая, в свою очередь, определяется аномально малой величиной энергии диссоциации молекулы Фтора и большими величинами энергии связей атома Фтора с других атомами. Прямое фторирование имеет цепной механизм и легко может перейти в горение и взрыв. Фтор реагирует со всеми элементами, кроме гелия, неона и аргона. С кислородом взаимодействует в тлеющем разряде, образуя при низких температуpax фториды кислорода O 2 F 2 , O 3 F 2 и другие. Реакции Фтора с других галогенами экзотермичны, в результате образуются межгалогенные соединения. Хлор взаимодействует с Фтором при нагревании до 200-250 "С, давая монофтористый хлор ClF и трехфтористый хлор ClF 3 . Известен также ClF 5 , получаемый фторированием ClF 3 при высокой температуре и давлении 25 Мн/м2 (250 кгс/см2). Бром и иод воспламеняются в атмосфере Фтора при обычной температуре, при этом могут быть получены BrF 3 , BrF 5 , IF 3 , IF 2 . Фтор непосредственно реагирует с криптоном, ксеноном и радоном, образуя соответствующие фториды (например, XeF 4 , XeF 6 , KrF 2). Известны также оксифториды ксенона.

Взаимодействие Фтора с серой сопровождается выделением тепла и приводит к образованию многочисленных фторидов серы. Селен и теллур образуют высшие фториды SeF 6 и TeF 6 . Фтор с водородом реагируют с воспламенением; при этом образуется фтористый водород. Это радикальная реакция с разветвлением цепей:

HF* + Н 2 = HF + Н 2 *; Н 2 * + F 2 = HF + Н + F

(где HF* и Н 2 * - молекулы в колебательно-возбужденном состоянии); реакция используется в химических лазерах. Фтор с азотом реагирует лишь в электрическом разряде. Древесный уголь при взаимодействии с Фтором воспламеняется при обычной температуре; графит реагирует с ним при сильном нагревании, при этом возможно образование твердого фтористого графита (CF) Х или газообразных перфторуглеродов CF 4 , C 2 F 6 и других. С бором, кремнием, фосфором, мышьяком Фтор взаимодействует на холоду, образуя соответствующие фториды.

Фтор энергично соединяется с большинством металлов; щелочные и щелочноземельные металлы воспламеняются в атмосфере Фтора на холоду, Bi, Sn, Ti, Mo, W - при незначительном нагревании. Hg, Pb, U, V реагируют с Фтором при комнатной температуре, Pt - при температуре темнокрасного каления. При взаимодействии металлов с Фтор образуются, как правило, высшие фториды, например UF 6 , MoF 6 , HgF 2 . Некоторые металлы (Fe, Cu, Al, Ni, Mg, Zn) реагируют с Фтором с образованием защитной пленки фторидов, препятствующей дальнейшей реакции.

При взаимодействии Фтора с оксидами металлов на холоду образуются фториды металлов и кислород; возможно также образование оксифторидов металлов (например, MoO 2 F 2). Оксиды неметаллов либо присоединяют Фтор, например SO 2 + F 2 = SO 2 F 2 , либо кислород в них замещается на Фтор, например SiO 2 + 2F 2 = SiF 4 + О 2 . Стекло очень медленно реагирует с Фтором; в присутствии воды реакция идет быстро. Вода взаимодействует с Фтором: 2Н 2 О + 2F 2 = 4HF + О 2 ; при этом образуется также OF 2 и пероксид водорода Н 2 О 2 . Оксиды азота NO и NO 2 легко присоединяют Фтор с образованием соответственно фтористого нитрозила FNO и фтористого нитрила FNO 2 . Оксид углерода (II) присоединяет Фтор при нагревании с образованием фтористого карбонила:

СО + F 2 = COF 2 .

Гидрооксиды металлов реагируют с Фтором, образуя фторид металла и кислород, например

2Ва(ОН) 2 + 2F 2 = 2BaF 2 + 2Н 2 О + О 2 .

Водные растворы NaOH и KOH реагируют с Фтором при 0°С с образованием OF 2 .

Галогениды металлов или неметаллов взаимодействуют с Фтором на холоду, причем Фтор замещает все галогены.

Легко фторируются сульфиды, нитриды и карбиды. Гидриды металлов образуют с Фтором на холоду фторид металла и HF; аммиак (в парах) - N 2 и HF. Фтор замещает водород в кислотах или металлы в их солях, например НNО 3 (или NaNO 3) + F 2 = FNO 3 + HF (или NaF); в более жестких условиях Фтор вытесняет кислород из этих соединений, образуя сульфурилфторид, например

Na 2 SO 4 + 2F 2 = 2NaF +SO 2 F 2 + O 2 .

Карбонаты щелочных и щелочноземельных металлов реагируют с Фтором при обычной температуре; при этом получаются соответствующий фторид, СО 2 и О 2 .

Фтор энергично реагирует с органических веществами.

Получение Фтора. Источником для производства Фтора служит фтористый водород, получающийся в основном либо при действии серной кислоты H 2 SO 4 · на флюорит CaF 2 , либо при переработке апатитов и фосфоритов. Производство Фтора осуществляется электролизом расплава кислого фторида калия KF-(1,8-2,0)HF, который образуется при насыщении расплава KF-HF фтористым водородом до содержания 40-41% HF. Материалом для электролизера обычно служит сталь; электроды - угольный анод и стальной катод. Электролиз ведется при 95-100 °С и напряжении 9-11 в; выход Фтора по току достигает 90-95%. Получающийся Фтор содержит до 5% HF, который удаляется вымораживанием с последующим поглощением фторидом натрия. Фтор хранят в газообразном состоянии (под давлением) и в жидком виде (при охлаждении жидким азотом) в аппаратах из никеля и сплавов на его основе (монелъ-металл), из меди, алюминия и его сплавов, латуни, нержавеющей стали.

Применение Фтора. Газообразный Фтор служит для фторирования UF 4 в UF 6 , применяемого для изотопов разделения урана, а также для получения трехфтористого хлора ClF 3 (фторирующий агент), шестифтористой серы SF 6 (газообразный изолятор в электротехнической промышленности), фторидов металлов (например, W и V). Жидкий Фтор - окислитель ракетных топлив.

Широкое применение получили многочисленные соединения Фтора - фтористый водород, фторид алюминия, кремнефториды, фторсульфоновая кислота (растворитель, катализатор, реагент для получения органических соединений, содержащих группу - SO 2 F), BF 3 (катализатор), фторорганические соединения и другие.

Техника безопасности. Фтор токсичен, предельно допустимая концентрация его в воздухе примерно 2·10 -4 мг/л, а предельно допустимая концентрация при экспозиции не более 1 ч составляет 1,5·10 -3 мг/л.

Фтор в организме. Фтор постоянно входит в состав животных и растительных тканей; микроэлемент. В виде неорганических соединений содержится главным образом в костях животных и человека -100-300 мг/кг; особенно много Фтора в зубах. Кости морских животных богаче Фтором по сравнению с костями наземных. Поступает в организм животных и человека преимущественно с питьевой водой, оптимальное содержание Фтора в которой 1-1,5 мг/л. При недостатке Фтора у человека развивается кариес зубов, при повышенном поступлении - флюороз. Высокие концентрации ионов Фтора опасны ввиду их способности к ингибированию ряда ферментативных реакций, а также к связыванию важных в биологическом отношении элементов. (Р, Са, Mg и других), нарушающему их баланс в организме. Органические производные Фтора обнаружены только в некоторых растениях (например, в южноафриканском Dichapetalum cymosum). Основные из них - производные фторуксусной кислоты, токсичные как для других растений, так и для животных. Установлена связь обмена Фтора с образованием костной ткани скелета и особенно зубов.

Отравления Фтором возможны у работающих в химические промышленности, при синтезе фторсодержащих соединений и производстве фосфорных удобрений. Фтор раздражает дыхательные пути, вызывает ожоги кожи. При остром отравлении возникают раздражение слизистых оболочек гортани и бронхов, глаз, слюнотечение, носовые кровотечения; в тяжелых случаях - отек легких, поражение центральной нервной системы и других; при хроническом - конъюнктивит, бронхит, пневмония, пневмосклероз, флюороз. Характерно поражение кожи типа экземы. Первая помощь: промывание глаз водой, при ожогах кожи - орошение 70%-ным спиртом; при ингаляционном отравлении - вдыхание кислорода. Профилактика: соблюдение правил техники безопасности, ношение специальной одежды, регулярные медицинские осмотры, включение в пищевой рацион кальция, витаминов.

1.3 Хлор

Хлор (лат. Chlorum), Cl, химический элемент VII группы периодической системы Менделеева, атомный номер 17, атомная масса 35,453; относится к семейству галогенов. При нормальных условиях (0°С, 0,1 Мн/м 2 , или 1 кгс/см 2) желто-зеленый газ с резким раздражающим запахом. Природный Хлор состоит из двух стабильных изотопов: 35 Сl (75,77%) и 37 Cl (24,23%). Искусственно получены радиоактивные изотопы с массовыми числами 31-47, в частности: 32, 33, 34, 36, 38, 39, 40 с периодами полураспада (T Ѕ) соответственно 0,31; 2,5; 1,56 сек; 3,1·105 лет; 37,3, 55,5 и 1,4 мин. 36Cl и 38Cl используются как изотопные индикаторы.

Историческая справка. Хлор получен впервые в 1774 году К. Шееле взаимодействием соляной кислоты с пиролюзитом MnО 2 . Однако только в 1810 году Г. Дэви установил, что хлор - элемент и назвал его chlorine (от греч. chloros - желто-зеленый). В 1813 году Ж. Л. Гей-Люссак предложил для этого элемента название Хлор.

Распространение Хлора в природе. Хлор встречается в природе только в виде соединений. Среднее содержание Хлора в земной коре (кларк) 1,7·10 -2 % по массе, в кислых изверженных породах- гранитах и других 2,4·10 -2 , в основных и ультраосновных 5·10 -3 . Основную роль в истории Хлора в земной коре играет водная миграция. В виде иона Cl - он содержится в Мировом океане (1,93%), подземных рассолах и соляных озерах. Число собственных минералов (преимущественно природных хлоридов) 97, главный из них галит NaCl (Каменная соль). Известны также крупные месторождения хлоридов калия и магния и смешанных хлоридов: сильвин КCl, сильвинит (Na,K)Cl, карналит KCl·MgCl 2 · 6H 2 O, каинит KCl·MgSO 4 ·3H 2 O, бишофит MgCl 2 ·6H 2 O. В истории Земли большое значение имело поступление содержащегося в вулканических газах НCl в верхние части земной коры.

Физические свойства Хлора. Хлор имеет t кип -34,05°С, t пл -101°С. Плотность газообразного Хлора при нормальных условиях 3,214 г/л; насыщенного пара при 0°С 12,21 г/л; жидкого Хлора при температуре кипения 1,557 г/см 3 ; твердого Хлора при - 102°С 1,9 г/см 3 . Давление насыщенных паров Хлора при 0°С 0,369; при 25°С 0,772; при 100°С 3,814 Мн/м 2 или соответственно 3,69; 7,72; 38,14 кгс/см 2 . Теплота плавления 90,3 кдж/кг (21,5 кал/г); теплота испарения 288 кдж/кг (68,8 кал/г); теплоемкость газа при постоянном давлении 0,48 кдж/(кг·К) . Критические константы Хлора: температура 144°С, давление 7,72 Мн/м 2 (77,2 кгс/см 2), плотность 573 г/л, удельный объем 1,745·10 -3 л/г. Растворимость (в г/л) Хлора при парциальном давлении 0,1 Мн/м 2 , или 1 кгс/см 2 , в воде 14,8 (0°С), 5,8 (30°С), 2,8 (70°С); в растворе 300 г/л NaCl 1,42 (30°С), 0,64 (70°С). Ниже 9,6°С в водных растворах образуются гидраты Хлора переменного состава Cl 2 ·nН 2 О (где n = 6-8); это желтые кристаллы кубической сингонии, разлагающиеся при повышении температуры на Хлор и воду. Хлор хорошо растворяется в TiCl 4 , SiCl 4 , SnCl 4 и некоторых органических растворителях (особенно в гексане С 6 H 14 и четыреххлористом углероде CCl 4). Молекула Хлора двухатомна (Cl 2). Степень термической диссоциации Cl 2 + 243кдж = 2Cl при 1000 К равна 2,07·10 -4 %, при 2500 К 0,909%.

Химические свойства Хлора. Внешняя электронная конфигурация атома Cl 3s 2 Зр 5 . В соответствии с этим Хлор в соединениях проявляет степени окисления -1,+1, +3, +4, +5, +6 и +7. Ковалентный радиус атома 0,99Е, ионный радиус Cl - 1.82Е, сродство атома Хлора к электрону 3,65 эв, энергия ионизации 12,97 эв.

Химически Хлор очень активен, непосредственно соединяется почти со всеми металлами (с некоторыми только в присутствии влаги или при нагревании) и с неметаллами (кроме углерода, азота, кислорода, инертных газов), образуя соответствующие хлориды, вступает в реакцию со многими соединениями, замещает водород в предельных углеводородах и присоединяется к ненасыщенным соединениям. Хлор вытесняет бром и иод из их соединений с водородом и металлами; из соединений Хлора с этими элементами он вытесняется фтором. Щелочные металлы в присутствии следов влаги взаимодействуют с Хлором с воспламенением, большинство металлов реагирует с сухим Хлором только при нагревании. Сталь, а также некоторые металлы стойки в атмосфере сухого Хлора в условиях невысоких температур, поэтому их используют для изготовления аппаратуры и хранилищ для сухого Хлора. Фосфор воспламеняется в атмосфере Хлора, образуя РCl 3 , а при дальнейшем хлорировании - РСl 5 ; сера с Хлором при нагревании дает S 2 Cl 2 , SCl 2 и другие S n Cl m . Мышьяк, сурьма, висмут, стронций, теллур энергично взаимодействуют с Хлором. Смесь Хлора с водородом горит бесцветным или желто-зеленым пламенем с образованием хлористого водорода (это цепная реакция).

Максимальная температура водородно-хлорного пламени 2200°С. Смеси Хлора с водородом, содержащие от 5,8 до 88,5% Н 2 , взрывоопасны.

С кислородом Хлор образует оксиды: Cl 2 О, СlO 2 , Cl 2 О 6 , Сl 2 О 7 , Cl 2 О 8 , а также гипохлориты (соли хлорноватистой кислоты), хлориты, хлораты и перхлораты. Все кислородные соединения хлора образуют взрывоопасные смеси с легко окисляющимися веществами. Оксиды Хлора малостойки и могут самопроизвольно взрываться, гипохлориты при хранении медленно разлагаются, хлораты и перхлораты могут взрываться под влиянием инициаторов.

Хлор в воде гидролизуется, образуя хлорноватистую и соляную кислоты: Cl 2 + Н 2 О = НClО + НCl. При хлорировании водных растворов щелочей на холоду образуются гипохлориты и хлориды: 2NaOH + Cl 2 = NaClO + NaCl + Н 2 О, а при нагревании - хлораты. Хлорированием сухого гидрооксида кальция получают хлорную известь.

При взаимодействии аммиака с Хлором образуется треххлористый азот. При хлорировании органических соединений Хлор либо замещает водород, либо присоединяется по кратным связям, образуя различные хлорсодержащие органических соединения.

Хлор образует с других галогенами межгалогенные соединения. Фториды ClF, ClF 3 , ClF 3 очень реакционноспособны; например, в атмосфере ClF 3 стеклянная вата самовоспламеняется. Известны соединения хлора с кислородом и фтором - оксифториды Хлора: ClO 3 F, ClO 2 F 3 , ClOF, ClOF 3 и перхлорат фтора FClO 4 .

Получение Хлора. Хлор начали производить в промышленности в 1785 году взаимодействием соляной кислоты с оксидом марганца (II) или пиролюзитом. В 1867 году английский химик Г. Дикон разработал способ получения Хлора окислением НСl кислородом воздуха в присутствии катализатора. С конца 19 - начала 20 века Хлор получают электролизом водных растворов хлоридов щелочных металлов. По этим методам производится 90-95% Хлора в мире. Небольшие количества Хлора получаются попутно при производстве магния, кальция, натрия и лития электролизом расплавленных хлоридов. Применяются два основные метода электролиза водных растворов NaCl: 1) в электролизерах с твердым катодом и пористой фильтрующей диафрагмой; 2) в электролизерах с ртутным катодом. По обоим методам на графитовом или окисном титано-рутениевом аноде выделяется газообразный Хлор. По первому методу на катоде выделяется водород и образуется раствор NaOH и NaCl, из которого последующей переработкой выделяют товарную каустическую соду. По второму методу на катоде образуется амальгама натрия, при ее разложении чистой водой в отдельном аппарате получаются раствор NaOH, водород и чистая ртуть, которая вновь идет в производство. Оба метода дают на 1 т Хлора 1,125 т NaOH.

Электролиз с диафрагмой требует меньших капиталовложений для организации производства Хлора, дает более дешевый NaOH. Метод с ртутным катодом позволяет получать очень чистый NaOH, но потери ртути загрязняют окружающую среду.

Применение Хлора. Одной из важных отраслей химические промышленности является хлорная промышленность. Основные количества Хлора перерабатываются на месте его производства в хлорсодержащие соединения. Хранят и перевозят Хлор в жидком виде в баллонах, бочках, железнодорожных цистернах или в специально оборудованных судах. Для индустриальных стран характерно следующее примерное потребление Хлор: на производство хлорсодержащих органических соединений - 60-75%; неорганических соединений, содержащих Хлор, -10-20%; на отбелку целлюлозы и тканей- 5-15%; на санитарные нужды и хлорирование воды - 2-6% от общей выработки.

Хлор применяется также для хлорирования некоторых руд с целью извлечения титана, ниобия, циркония и других

Хлор в организме. Хлор - один из биогенных элементов, постоянный компонент тканей растений и животных. Содержание Хлора в растениях (много Хлора в галофитах) - от тысячных долей процента до целых процентов, у животных - десятые и сотые доли процента. Суточная потребность взрослого человека в Хлоре (2-4 г) покрывается за счет пищевых продуктов. С пищей Хлор поступает обычно в избытке в виде хлорида натрия и хлорида калия. Особенно богаты Хлором хлеб, мясные и молочные продукты. В организме животных Хлор - основное осмотически активное вещество плазмы крови, лимфы, спинномозговой жидкости и некоторых тканей. Играет роль в водно-солевом обмене, способствуя удержанию тканями воды. Регуляция кислотно-щелочного равновесия в тканях осуществляется наряду с других процессами путем изменения в распределении Хлора между кровью и других тканями. Хлор участвует в энергетическом обмене у растений, активируя как окислительное фосфорилирование, так и фотофосфорилирование. Хлор положительно влияет на поглощение корнями кислорода. Хлор необходим для образования кислорода в процессе фотосинтеза изолированными хлоропластами. В состав большинства питательных сред для искусственного культивирования растений Хлор не входит. Возможно, для развития растений достаточны весьма малые концентрации Хлора.

Отравления Хлором возможны в химической, целлюлозно-бумажной, текстильной, фармацевтической промышленности и других. Хлор раздражает слизистые оболочки глаз и дыхательных путей. К первичным воспалительным изменениям обычно присоединяется вторичная инфекция. Острое отравление развивается почти немедленно. При вдыхании средних и низких концентраций Хлор отмечаются стеснение и боль в груди, сухой кашель, учащенное дыхание, резь в глазах, слезотечение, повышение содержания лейкоцитов в крови, температуры тела и т. п. Возможны бронхопневмония, токсический отек легких, депрессивные состояния, судороги. В легких случаях выздоровление наступает через 3-7 суток. Как отдаленные последствия наблюдаются катары верхних дыхательных путей, рецидивирующий бронхит, пневмосклероз и других; возможна активизация туберкулеза легких. При длительном вдыхании небольших концентраций Хлора наблюдаются аналогичные, но медленно развивающиеся формы заболевания. Профилактика отравлений: герметизация производств, оборудования, эффективная вентиляция, при необходимости использование противогаза. Производство Хлора, хлорной извести и других хлорсодержащих соединений относится к производствам с вредными условиями труда.

1.4 Бром

Бром (лат. Bromum), Вг, химический элемент VII группы периодической системы Менделеева, относится к галогенам; атомный номер 35, атомная масса 79,904; красно-бурая жидкость с сильным неприятным запахом. Бром открыт в 1826 году французским химиком А. Ж. Баларом при изучении рассолов средиземноморских соляных промыслов; назван от греч. bromos - зловоние. Природный Бром состоит из 2 стабильных изотопов 79 Вr (50,54%) и 81 Вr (49,46%). Из искусственно полученных радиоактивных изотопов Бром наиболее интересен 80 Вr, на примере которого И. В. Курчатовым открыто явление изомерии атомных ядер.

Распространение Брома в природе. Содержание Бром в земной коре (1,6·10 -4 % по массе) оценивается в 10 15 -10 16 т. В главной своей массе Бром находится в рассеянном состоянии в магматических породах, а также в широко распространенных галогенидах. Бром - постоянный спутник хлора. Бромистые соли (NaBr, KBr, MgBr 2) встречаются в отложениях хлористых солей (в поваренной соли до 0,03% Вr, в калийных солях - сильвине и карналлите - до 0,3% Вr), а также в морской воде (0,065% Вr), рапе соляных озер (до 0,2% Вr) и подземных рассолах, обычно связанных с соляными и нефтяными месторождениями (до 0,1% Вr). Благодаря хорошей растворимости в воде бромистые соли накопляются в остаточных рассолах морских и озерных водоемов. Бром мигрирует в виде легко растворимых соединений, очень редко образуя твердые минеральные формы, представленные бромиритом AgBr, эмболитом Ag (Cl, Вг) и иодэмболитом Ag (Cl, Вr, I). Образование минералов происходит в зонах окисления сульфидных серебросодержащих месторождений, формирующихся в засушливых пустынных областях.

Физические свойства Брома. При -7,2°С жидкий Бром застывает, превращаясь в красно-коричневые игольчатые кристаллы со слабым металлическим блеском. Пары Брома желто-бурого цвета, t кип 58,78°С. Плотность жидкого Бром (при 20°С) 3,1 г/см 3 . В воде Бром растворим ограниченно, но лучше других галогенов (3,58 г Брома в 100 г Н 2 О при 20°С). Ниже 5,84°С из воды осаждаются гранатово-красные кристаллы Br 2 ·8Н 2 О. Особенно хорошо растворим Бром во многих органических растворителях, чем пользуются для извлечения его из водных растворов. Бром в твердом, жидком и газообразном состоянии состоит из 2-атомных молекул. Заметная диссоциация на атомы начинается при температуре около 800°С; диссоциация наблюдается и при действии света.

Химические свойства Брома. Конфигурация внешних электронов атома Бром 4s 2 4p 5 . Валентность Брома в соединениях переменна, степень окисления равна -1 (в бромидах, например КВr), +1 (в гипобромитах, NaBrO), +3 (в бромитах, NaBrO 2), +5 (в броматах, КВrОз) и +7 (в перброматах, NaBrO 4). Химически Бром весьма активен, занимая по реакционной способности место между хлором и иодом. Взаимодействие Брома с серой, селеном, теллуром, фосфором, мышьяком и сурьмой сопровождается сильным разогреванием, иногда даже появлением пламени. Так же энергично Бром реагирует с некоторыми металлами, например, калием и алюминием. Однако многие металлы реагируют с безводным Бром с трудом из-за образования на их поверхности защитной пленки бромида, нерастворимого в Броме. Из металлов наиболее устойчивы к действию Брома, даже при повышенных температурах и в присутствии влаги, серебро, свинец, платина и тантал (золото, в отличие от платины, энергично реагирует с Бромом). С кислородом, азотом и углеродом Бром непосредственно не соединяется даже при повышенных температурах. Соединения Брома с этими элементами получают косвенным путем. Таковы крайне непрочные оксиды Вr 2 О, ВrО 2 и Вr 3 О 8 (последний получают, например, действием озона на Бром при 80°С). С галогенами Бром взаимодействует непосредственно, образуя BrF 3 , BrF 5 , BrCl, IBr и другие.

Бром - сильный окислитель. Так, он окисляет сульфиты и тиосульфаты в водных растворах до сульфатов, нитриты до нитратов, аммиак до свободного азота (3Br 2 + 8NH 3 = N 2 + NH 4 Br). Бром вытесняет иод из его соединений, но сам вытесняется хлором и фтором. Свободный Бром выделяется из водных растворов бромидов также под действием сильных окислителей (KMnO 4 , K 2 Cr 2 O 7) в кислой среде. При растворении в воде Бром частично реагирует с ней (Br 2 + H 2 O = HBr + HBrO) с образованием бромистоводородной кислоты НВг и неустойчивой бромноватистой кислоты НВгО. Раствор Брома в воде называется бромной водой. При растворении Брома в растворах щелочей на холоду происходит образование бромида и гипобромита (2NaOH + Br 2 =NaBr + NaBrO + H 2 O), а при повышенных температурах (около 100°С) - бромида и бромата (6NaOH + 3Br 2 = 5NaBr + NaBrO 3 + 3H 2 O). Из реакций Брома с органическими соединениями наиболее характерны присоединение по двойной связи С=С, а также замещение водорода (обычно при действии катализаторов или света).

Получение Брома. Исходным сырьем для получения Брома служат морская вода, озерные и подземные рассолы и щелока калийного производства, содержащие Бром в виде бромид-иона Вr - (от 65 г/м 3 в морской воде до 3-4 кг/м 3 и выше в щелоках калийного производства). Бром выделяют при помощи хлора (2Br - + Cl 2 = Br 2 + 2Cl -) и отгоняют из раствора водяным паром или воздухом. Отгонку паром ведут в колоннах, изготовленных из гранита, керамики или иного стойкого к Брому материала. Сверху в колонну подают подогретый рассол, а снизу - хлор и водяной пар. Пары Брома, выходящие из колонны, конденсируют в керамиковых холодильниках. Далее Бром отделяют от воды и очищают от примеси хлора дистилляцией. Отгонка воздухом позволяет использовать для получения Брома рассолы с его низким содержанием, выделять Бром из которых паровым способом в результате большого расхода пара невыгодно. Из получаемой бромовоздушной смеси Бром улавливают химическими поглотителями. Для этого применяют растворы бромистого железа (2FeBr 2 + Br 2 = 2FeBr 3), которое, в свою очередь, получают восстановлением FeBr 3 железными стружками, а также растворы гидроокисей или карбонатов натрия или газообразный сернистый ангидрид, реагирующий с Бромом в присутствии паров воды с образованием бромистоводородной и серной кислот (Br 2 + SO 2 + 2H 2 O = 2HBr + H 2 SO 4). Из полученных полупродуктов Бром выделяют действием хлора (из FeBr 3 и HBr) или кислоты (5NaBr + NaBrO 3 + 3 H 2 SO 4 = 3Br 2 + 3Na 2 SO 4 + 3H 2 O). В случае необходимости полупродукты перерабатывают на бромистые соединения, не выделяя элементарного Брома.

Вдыхание паров Брома при содержании их в воздухе 1 мг/м 3 и более вызывает кашель, насморк, носовое кровотечение, головокружение, головную боль; при более высоких концентрациях - удушье, бронхит, иногда смерть. Предельно допустимые концентрации паров Брома в воздухе 2 мг/м 3 . Жидкий Бром действует на кожу, вызывая плохо заживающие ожоги. Работы с Бромом следует проводить в вытяжных шкафах. При отравлении парами Брома рекомендуется вдыхать аммиак, используя для этой цели сильно разбавленный раствор его в воде или в этиловом спирте. Боль в горле, вызванную вдыханием паров Брома, устраняют приемом внутрь горячего молока. Бром, попавший на кожу, смывают большим количеством воды или сдувают сильной струей воздуха. Обожженные места смазывают ланолином.

Применение Брома. Бром применяют довольно широко. Он - исходный продукт для получения ряда бромистых солей и органических производных. Большие количества Брома расходуют для получения бромистого этила и дибромэтана - составных частей этиловой жидкости, добавляемой к бензинам для повышения их детонационной стойкости. Соединения Брома применяют в фотографии, при производстве ряда красителей, бромистый метил и некоторые другие соединения Брома - как инсектициды. Некоторые органических соединения Брома служат эффективными огнетушащими средствами. Бром и бромную воду используют при химических анализах для определения многих веществ. В медицине используют бромиды натрия, калия, аммония, а также органические соединения Брома, которые применяют при неврозах, истерии, повышенной раздражительности, бессоннице, гипертонической болезни, эпилепсии и хорее.

Бром в организме. Бром - постоянная составная часть тканей животных и растений. Наземные растения содержат в среднем 7·10 -4 % Брома на сырое вещество, животные ~1·10 -4 %. Бром найден в различных секретах (слезах, слюне, поте, молоке, желчи). В крови здорового человека содержание Брома колеблется от 0,11 до 2,00 мг% . С помощью радиоактивного Брома (82 Вr) установлено избирательное поглощение его щитовидной железой, мозговым слоем почек и гипофизом. Введенные в организм животных и человека бромиды усиливают концентрацию процессов торможения в коре головного мозга, содействуют нормализации состояния нервной системы, пострадавшей от перенапряжения тормозного процесса. Одновременно, задерживаясь в щитовидной железе, Бром вступает в конкурентные отношения с иодом, что влияет на деятельность железы, а в связи с этим - и на состояние обмена веществ.

1.5 Йод

Иод (лат. Iodum), I, химический элемент VII группы периодической системы Менделеева, относится к галогенам (в литературе встречается также устаревшие название Йод и символ J); атомный номер 53, атомная масса 126,9045; кристаллы черно-серого цвета с металлическим блеском. Природный Иод состоит из одного стабильного изотопа с массовым числом 127. Иод открыл в 1811 году французский химик Б. Куртуа. Нагревая маточный рассол золы морских водорослей с концентрированной серной кислотой, он наблюдал выделение фиолетового пара (отсюда название Иод - от греч. iodes, ioeides - похожий цветом на фиалку, фиолетовый), который конденсировался в виде темных блестящих пластинчатых кристаллов. В 1813-1814 годах французский химик Ж. Л. Гей-Люссак и английский химик Г. Дэви доказали элементарную природу Иода.

Распространение Иода в природе. Среднее содержание Иода в земной коре 4·10 -5 % по массе. В мантии и магмах и в образовавшихся из них породах (гранитах, базальтах и других) соединения Иода рассеяны; глубинные минералы Иода неизвестны. История Иода в земной коре тесно связана с живым веществом и биогенной миграцией. В биосфере наблюдаются процессы его концентрации, особенно морскими организмами (водорослями, губками и другими). Известны восемь гипергенных минералов Иода, образующихся в биосфере, однако они очень редки. Основным резервуаром Иода для биосферы служит Мировой океан (в 1 л в среднем содержится 5·10 -5 г Иода). Из океана соединения Иода, растворенные в каплях морской воды, попадают в атмосферу и переносятся ветрами на континенты. (Местности, удаленные от океана или отгороженные от морских ветров горами, обеднены Иодом) Иод легко адсорбируется органическими веществами почв и морских илов. При уплотнении этих илов и образовании осадочных горных пород происходит десорбция, часть соединений Иода переходит в подземные воды. Так образуются используемые для добычи Иода иодобромные воды, особенно характерные для районов нефтяных месторождений (местами 1 л этих вод содержит свыше 100 мг Иода).

Физические свойства Иода. Плотность Иода 4,94 г/см 3 , t пл 113,5°C, t кип 184,35 °С. Молекула жидкого и газообразного Иода состоит из двух атомов (I 2). Заметная диссоциация I 2 = 2I наблюдается выше 700 °C, а также при действии света. Уже при обычной температуре Иод испаряется, образуя резко пахнущий фиолетовый пар. При слабом нагревании Иод возгоняется, оседая в виде блестящих тонких пластинок; этот процесс служит для очистки Иода в лабораториях и в промышленности. Иод плохо растворим в воде (0,33 г/л при 25 °C), хорошо - в сероуглероде и органических растворителях (бензоле, спирте и других), а также в водных растворах иодидов.

Химические свойства Иода. Конфигурация внешних электронов атома Иода 5s 2 5p 5 . B соответствии с этим Иод проявляет в соединениях переменную валентность (степень окисления): -1 (в HI, KI), +1 (в HIO, KIO), +3 (в ICl 3), +5 (в HIO 3 , KIO 3) и +7 (в HIO 4 , KIO 4). Химически Иод довольно активен, хотя и в меньшей степени, чем хлор и бром. С металлами Иод при легком нагревании энергично взаимодействует, образуя иодиды (Hg + I 2 = HgI 2). С водородом Иод реагирует только при нагревании и не полностью, образуя иодистый водород. С углеродом, азотом, кислородом Иод непосредственно не соединяется. Элементарный Иод - окислитель, менее сильный, чем хлор и бром. Сероводород H 2 S, тиосульфат натрия Na 2 S 2 O 3 и другие восстановители восстанавливают его до I - (I 2 + H 2 S = S + 2HI). Хлор и другие сильные окислители в водных растворах переводят его в IO 3 - (5Cl 2 + I 2 + 6H 2 O = 2HIO 3 H + 10НСl). При растворении в воде Иод частично реагирует с ней (I 2 + H 2 O = HI + HIO); в горячих водных растворах щелочей образуются иодид и иодат (3I 2 + 6NaOH = 5NaI + NaIO 3 + 3H 2 O). Адсорбируясь на крахмале, Иод окрашивает его в темно-синий цвет; это используется в иодометрии и качественном анализе для обнаружения Иода.

Пары Иода ядовиты и раздражают слизистые оболочки. На кожу Иод оказывает прижигающее и обеззараживающее действие. Пятна от Иода смывают растворами соды или тиосульфата натрия.

Получение Иода. Сырьем для промышленного получения Иода служат нефтяные буровые воды; морские водоросли, а также маточные растворы чилийской (натриевой) селитры, содержащие до 0,4% Иода в виде иодата натрия. Для извлечения Иода из нефтяных вод (содержащих обычно 20-40 мг/л Иод в виде иодидов) на них сначала действуют хлором (2 NaI + Cl 2 = 2NaCl + I 2) или азотистой кислотой (2NaI + 2NaNO 2 + 2H 2 SO 4 = 2Na 2 SO 4 + 2NO + I 2 + 2H 2 O). Выделившийся Иод либо адсорбируют активным углем, либо выдувают воздухом. На Иод, адсорбированный углем, действуют едкой щелочью или сульфитом натрия (I 2 + Na 2 SO 3 + H 2 O = Na 2 SO 4 + 2HI). Из продуктов реакции свободный Иод выделяют действием хлора или серной кислоты и окислителя, например, дихромата калия (K 2 Cr 2 O 7 + 7H 2 SO 4 + 6NaI = K 2 SO 4 + 3Na 2 SO 4 + Cr 2 (SO 4)S + 3I 2). При выдувании воздухом Иод поглощают смесью оксида серы (IV) с водяным паром (2H 2 O + SO 2 + I 2 = H 2 SO 4 + 2HI) и затем вытесняют Иод хлором (2HI + Cl 2 = 2HCl + I 2). Сырой кристаллический Иод очищают возгонкой.

Применение Иода. Иод и его соединения применяют главным образом в медицине и в аналитической химии, а также в органическом синтезе и фотографии.

Иод в организме. Иод - необходимый для животных и человека микроэлемент. В почвах и растениях таежно-лесной нечерноземной, сухостепной, пустынной и горных биогеохимических зон Иод содержится в недостаточном количестве или не сбалансирован с некоторыми других микроэлементами (Co, Mn, Cu); с этим связано распространение в этих зонах эндемического зоба. Среднее содержание Иода в почвах около 3·10 -4 %, в растениях около 2·10 -5 %. В поверхностных питьевых водах Иода мало (от 10 -7 до 10 -9 %). В приморских областях количество Иода в 1 м 3 воздуха может достигать 50 мкг, в континентальных и горных - составляет 1 или даже 0,2 мкг.

Поглощение Иода растениями зависит от содержания в почвах его соединений и от вида растений. Некоторые организмы (так называемые концентраторы Иода), например, морские водоросли - фукус, ламинария, филлофора, накапливают до 1% Иода, некоторые губки - до 8,5% (в скелетном веществе спонгине). Водоросли, концентрирующие Иод, используются для его промышленного получения. В животный организм Иод поступает с пищей, водой, воздухом. Основной источник Иода - растительные продукты и корма. Всасывание Иода происходит в передних отделах тонкого кишечника. В организме человека накапливается от 20 до 50 мг Иода, в том числе в мышцах около 10-25 мг, в щитовидной железе в норме 6-15 мг. С помощью радиоактивного Иода (131 I и 125 I) показано, что в щитовидной железе Иод накапливается в митохондриях эпителиальных клеток и входит в состав образующихся в них дииод- и моноиодтирозинов, которые конденсируются в гормон тетраиодтиронин (тироксин). Выделяется Иод из организма преимущественно через почки (до 70- 80%), молочные, слюнные и потовые железы, частично с желчью.

В различных биогеохимических провинциях содержание Иода в суточном рационе колеблется (для человека от 20 до 240 мкг, для овцы от 20 до 400 мкг). Потребность животного в Иоде зависит от его физиологического состояния, времени года, температуры, адаптации организма к содержанию Иода в среде. Суточная потребность в Иоде человека и животных - около 3 мкг на 1 кг массы (возрастает при беременности, усиленном росте, охлаждении). Введение в организм Иода повышает основной обмен, усиливает окислительные процессы, тонизирует мышцы, стимулирует половую функцию.

В связи с большим или меньшим недостатком Иода в пище и воде применяют иодирование поваренной соли, содержащей обычно 10-25 г йодистого калия на 1 т соли. Применение удобрений, содержащих Иод, может удвоить и утроить его содержание в сельскохозяйственных культурах.

Иод в медицине. Препараты, содержащие Иод, обладают антибактериальными и противогрибковыми свойствами, они оказывают также противовоспалительное и отвлекающее действие; их применяют наружно для обеззараживания ран, подготовки операционного поля. При приеме внутрь препараты Иода оказывают влияние на обмен веществ, усиливают функцию щитовидной железы. Малые дозы Иода (микроиод) тормозят функцию щитовидной железы, действуя на образование тиреотропного гормона передних долей гипофиза. Поскольку Иод влияет на белковый и жировой (липидный) обмен, он нашел применение при лечении атеросклероза, так как снижает содержание холестерина в крови; повышает также фибринолитическую активность крови. Для диагностических целей используют рентгеноконтрастные вещества, содержащие Иод.

При длительном применении препаратов Иода и при повышенной чувствительности к ним возможно появление иодизма - насморк, крапивница, отек Квинке, слюно- и слезотечение, угревидная сыпь (иододерма) и пр. Препараты Иода нельзя принимать при туберкулезе легких, беременности, при заболеваниях почек, хронической пиодермии, геморрагических диатезах, крапивнице.

Иод радиоактивный. Искусственно радиоактивные изотопы Иода - 125 I, 131 I, 132 I и другие широко используются в биологии и особенно в медицине для определения функционального состояния щитовидной железы и лечения ряда ее заболеваний. Применение радиоактивного Иода в диагностике связано со способностью Иода избирательно накапливаться в щитовидной железе; использование в лечебных целях основано на способности в-излучения радиоизотопов Иода разрушать секреторные клетки железы. При загрязнениях окружающей среды продуктами ядерного деления радиоактивные изотопы Иода быстро включаются в биологический круговорот, попадая, в конечном счете, в молоко и, следовательно, в организм человека. Особенно опасно их проникновение в организм детей, щитовидная железа которых в 10 раз меньше, чем у взрослых людей, и к тому же обладает большей радиочувствительностью. С целью уменьшения отложения радиоактивных изотопов Иода в щитовидной железе рекомендуется применять препараты стабильного Иода (по 100-200 мг на прием). Радиоактивный Иод быстро и полностью всасывается в желудочно-кишечном тракте и избирательно откладывается в щитовидной железе. Его поглощение зависит от функционального состояния железы. Относительно высокие концентрации радиоизотопов Иода обнаруживаются также в слюнных и молочной железах и слизистой желудочно-кишечного тракта. Не поглощенный щитовидной железой радиоактивный Иод почти полностью и сравнительно быстро выделяется с мочой.

Подобные документы

Изучение понятия и основных свойств галогенов - химических элементов (фтор, хлор, бром, йод и астат), составляющих главную подгруппу VII группы периодической системы Д.И. Менделеева. Положительное и отрицательное влияние галогенов на организм человека.

презентация , добавлен 20.10.2011


История открытия и место в периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева галогенов: фтора, хлора, брома, йода и астата. Химические и физические свойства элементов, их применение. Распространённость элементов и получение простых веществ.

презентация , добавлен 13.03.2014


Химические элементы, относящиеся к галогенам: фтор, хлор, бром, йод и астат. Химическая характеристика, порядковые номера элементов, их физические свойства, энергия ионизации и электроотрицательность. Степени окисления галогенов, энергия диссоциации.

презентация , добавлен 16.12.2013


Понятие и практическое значение галогенов, их физические и химические свойства, отличительные признаки. Характеристика и способы получения галогенов: йода, брома, хлора, фтора, астат. Реакции, характерные для данных галогенов, сферы их использования.

презентация , добавлен 11.03.2011


Общая характеристика химических элементов IV группы таблицы Менделеева, их нахождение в природе и соединения с другими неметаллами. Получение германия, олова и свинца. Физико-химические свойства металлов подгруппы титана. Сферы применения циркония.

презентация , добавлен 23.04.2014


Галогены - химические элементы, относящиеся к главной подгруппе VII группы периодической системы Менделеева. К галогенам относят фтор, хлор, бром, иод и астат. Все галогены - энергичные окислители, поэтому встречаются в природе только в виде соединений.

реферат , добавлен 20.03.2009


Хлор - 17-й элемент периодической таблицы химических элементов третьего периода, с атомным номером 17. Химически активный неметалл, входит в группу галогенов. Физические свойства хлора, взаимодействие с металлами и неметаллами, окислительные реакции.

презентация , добавлен 26.12.2011


Свойства элементов подгруппы азота, строение и характеристика атомов. Увеличение металлических свойств при переходе элементов сверху вниз в периодической системе. Распространение азота, фосфора, мышьяка, сурьмы и висмута в природе, их применение.

реферат , добавлен 15.06.2009


Физические и химические свойства галогенов, их положение в Периодической таблице элементов Менделеева. Основные источники и биологическое значение хлора, брома, иода, фтора. Нахождение галогенов в природе, их получение и промышленное использование.

презентация , добавлен 01.12.2014


Общая характеристика металлов. Определение, строение. Общие физические свойства. Способы получения металлов. Химические свойства металлов. Сплавы металлов. Характеристика элементов главных подгрупп. Характеристика переходных металлов.

Главную подгруппу I группы Периодической системы составляют литий Li, натрий Na, калий K, рубидий Rb, цезий Cs и франций Fr.

Атомы этих элементов имеют на внешнем энергетическом уровне один s-электрон: ns1 . Вступая в химические взаимодействия, атомы легко отдают электрон внешнего энергетического уровня, проявляя в соединениях постоянную степень окисления +1.

Элементы этой подгруппы относятся к металлам. Их общее название – щелочные металлы.

В природе наиболее распространены натрий и калий. Массовая доля натрия в земной коре 2,64%, калия – 2,60%. Щелочные металлы в природе в свободном состоянии в природе не встречаются. Основными природными соединениями Na являются минералы галит, или каменная соль, NaCl, и мирабилит, или глауберова соль (Na2SO4 · 10H2O). К важнейшим соединениям калия относится сильвин (KCl), карналлит (KCl · MgCl2 · 6H2O), сильвинит

Франций - радиоактивный элемент. Следы этого элемента обнаружены в продуктах распада природного урана. Из-за малого времени жизни изотопов Fr его трудно получать в больших количествах, поэтому свойства металлического Франция и его соединений изучены еще недостаточно.

Свойства: Щелочные металлы серебристо-белые вещества с малой плотностью. Литий из них – самый легкий. Это мягкие металлы, по мягкости Na, K, Rb, Cs подобны воску. Щелочные металлы легкоплавкие. Температура плавления цезия 28,5°С, наибольшая температура плавления у лития (180,5°С). Обладают хорошей электрической проводимостью.

Щелочные металлы обладают высокой химической активностью, их активность увеличивается в ряду Li-Na-K-Rb-Cs-Fr. В реакциях являются сильными восстановителями.

1. Взаимодействие с простыми веществами.

Щелочные металлы взаимодействуют с кислородом. Все они легко окисляются кислородом воздуха, а рубидий и цезий даже самовоспламеняются.

4Li + O2® 2Li2O(оксид лития)

2Na + O2® Na2O2 (пероксид натрия)

K + O2® KO2 (надпероксид калия)

Щелочные металлы самовоспламеняются во фторе, хлоре, парах брома, образуя галогениды:

2Na+Br2®2NaBr (галогенид)

При нагревание взаимодействуют со многими неметаллами:

2Na + S ® Na2S (сульфиды)

6Li + N2® 2Li3N (нитриды)

2Li + 2C ® 2Li2C2 (карбиды)

2. Взаимодействие с водой. Все щелочные металлы реагируют с водой, восстанавливая ее до водорода. Активность взаимодействия металлов с водой увеличивается от лития к цезию.

2Na + 2H2O ® 2NaOH + H2­­

2Li + 2H2O ® 2LiOH + H2­­

3. Взаимодействуют с кислотами. Щелочные металлы взаимодействуют с хлороводородной и разбавленной серной кислотами с выделением водорода:

2Na + 2HCl ® 2NaCl +H2­

Концентрированную серную кислоту восстанавливают главным образом до сероводорода:

8Na + 5H2SO4® 4Na2SO4+ H2S­ + 4H2O

При этом возможно параллельное протекание реакции восстановления серной кислоты до оксида серы (IV) и элементарной серы.

При реакции щелочного металла с разбавленной азотной кислотой преимущественно получается аммиак или нитрат аммония, а с концентрированной – азот или оксид азота (I):

8Na +10HNO3(разб.)® 8NaNO3+ NH4NO3+ 3 H2O

8K +10HNO3(конц.)® 8KNO3+ NO2+ 5H2O

Однако, как правило, одновременно образуется несколько продуктов.

4. Взаимодействие с оксидами металлов и солями. Щелочные металлы вследствие высокой химической активности могут восстанавливать многие металлы из их оксидов и солей:

BeO +2Na ®Be + Na2O

CaCl2+ 2Na® Ca + 2NaCl

Получение:

Металлический натрий в промышленности получают электролизом расплава хлорида натрия с инертными электродами. В расплаве хлорид натрия диссоциирует на ионы:

NaCl↔ Na+ + Cl-

При электролизе на катоде восстанавливается катион Na+ , на аноде окисляется анион Cl-:

катод: 2 Na++2е ® 2Na

анод: 2 Cl--2е ® Сl2

2Na++ 2Cl-® 2Na + Cl2 или 2NaCl®2Na + Cl

Таким образом при электролизе образуются натрий и хлор. Иногда натрий получают электролизом расплава гидроксида натрия.

Другим способом получения натрия является восстановление соды углем при высоких температурах:

Na2CO3+ 2C®2Na + 3CO

Калий получают замещение его натрием из расплава хлорида калия или гидроксида калия:

KCl + Na ® K + NaCl

Калий может быть получен также электролизом расплавов его соединений (KCl; KOH).

Металлический литий получают электролизом расплава хлорида лития или восстановлением оксида лития алюминием.

Рубидий и цезий получают, восстанавливая металлами их галогениды в вакууме:

2RbCl + Ca = 2Rb + CaCl2 ; 2CsCl + Mg = 2Cs + CaCl2

Оксиды щелочных металлов (R2O):

Оксиды лития и натрия – белые вещества, оксид калия имеет светло-желтую окраску, рубидия – желтую, цезия – оранжевую. Все оксиды – реакционноспособные соединения, обладают ярко выраженными основными свойствами, причем в ряду от оксида лития к оксиду цезия основные свойства усиливаются.

Окислением металла получается только оксид лития:

4Li + O2® 2Li2O

Остальные оксиды получают косвенным путем. Так, оксид натрия получают восстановлением соединения натрия металлическим натрием:

Na2O2+ 2Na ® 2Na2O

2NaOH + 2Na ® 2Na2O + H2

Оксиды щелочных металлов легко взаимодействуют с водой, образуя гидроксиды, например:

Li2O + H2O ® 2LiOH

С кислотными оксидами и кислотами они реагируют, образуя соли:

Na2O + SO3 ® Na2SO4

K2O + 2HNO3 ® 2KNO3+ H2O

Гидроксиды щелочных металлов (ROH):

Представляют собой белые кристаллические вещества. Все гидроксиды щелочных металлов являются сильными основаниями, растворимыми в воде. Общее название – щелочи.

Гидроксиды образуются при взаимодействии щелочных металлов или их оксидов с водой:

2Li + 2H2O ® 2LiOH + H2­

Li2O + H2O ® 2LiOH

Гидроксиды натрия и калия, имеющие большое практическое значение, в промышленности получают электролизом хлоридов:

2NaCl + 2H2O ® 2NaOH + H2­ + Cl2­

катод: 2H++ 2ē ® H02­

анод: 2Cl-– 2ē ® Cl02­

Гидроксиды щелочных металлов проявляют все характерные свойства оснований: они взаимодействуют с кислотами и амфотерными оксидами, амфотерными гидроксидами, кислотами, солями. В водных растворах щелочей растворяются некоторые металлы, образующие амфотерные гидроксиды, например:

Zn + 2NaOH + 2H2O = Na2 + H2