Білет 1

Загальна характеристика елементів VIIА групи періодичної системи

	F	Cl	Br	I	As
Найхарактерніші ступені окиснення	-1, 0	-1, 0, +1, +3, +5,+7	-1, 0, +1, +3, +5,+7	-1, 0, +1, +3, +5,+7	-1, 0, +1, +3, +5,+7
Формула оксиду в найвищому ступені окиснення	-	Cl2O7	Br2O7	I2O7	As2O7
Формула гідрату вищого оксиду	-	HClO4	HBrO4	HIO4	HAsO4

Реагують майже з усіма простими речовинами, крім деяких неметалів. Всі галогени - енергійні окислювачі, тому зустрічаються в природі тільки у вигляді сполук. Зі збільшенням порядкового номера хімічна активність галогенів зменшується, хімічна активність галогенід-іонів F -, Cl -, Br -, I -зменшується.

До галогенам відносяться фтор F, хлор Cl, бром Br, йод I

Являють собою:

Фтор - зеленувато-жовтий газ, дуже отруйний і реакционноспособен.

Хлор - зеленуватий газ. Важкий, також дуже отруйний, має характерний неприємний запах (запах хлорки).

Бром - червоно-бура рідина. Отруйна. Вражає нюховий нерв. Дуже леткий, тому міститься в запаяних ампулах.

Йод - фіолетово-чорні кристали. Дуже легко переганяється (пари фіолетового кольору). Отруйний.

Неметали. На зовнішньому енергетичному рівні 7 електронів, є сильними окислювачами. При взаємодії з металами виникає іонний зв'язок, і утворюються солі. Можуть бути і відновниками (крім F) при взаємодії з більш електронегативними елементами.

Від хлору до йоду енергія зв'язку поступово слабшає, що пов'язано зі збільшенням атомного радіусу.

Добування галогенів.

Фтор добувають електролізом розчину KHF₂ у безводній HF;

Хлор: електролізом водного розчину натрій хлориду (промисловий спосіб); взаємодією сильних окисників з хлоридною кислотою (лабораторний спосіб):

Застосування галогенів.

Фтор широко застосовують для синтезу хладоагентів і полімерних матеріалів – фреонів, тефлону, флуоропластиків, що відрізняються високою хімічною стійкістю до дії концентрованих кислот, лугів, розчинників, окисників. З флуоропласту виготовляють хімічну апаратуру. Рідкий фтор використовують як окисник ракетного палива, а сполуки Флуору – в медицині.

Хлор використовують для знезаражування питної води, як окисник у різних галузях хімічної промисловості, у металургії кольорових металів для очищення їх.

Бром і йод в основному застосовують у виробництві ліків, для різних синтезів і в хімічному аналізі. Йод використовують як антисептичний і кровоспинний засіб.

Марганець - елемент  побічної підгрупи сьомої групи четвертого періоду періодичної системи хімічних елементів Д. І. Менделєєва, з атомним номером 25.

Атоми цих елементів характеризуються недобудованою (n-1) d-електронною оболонкою. Важкі аналоги марганцю у гетероатомних сполуках проявляють високі ступені окиснення, насамперед +7, тоді як для Mn характерні ще й інші ступені окиснення - насамперед +2. Семивалентний манган - сильний окисник.

Манган входить в число 26 найпоширеніших елементів і давно відомий людству.

Елементи підгрупи мангану непарні, вони мають бідний ізотопний склад. Наприклад, манган - елемент-одинак.

В природі марганець знаходиться у вигляді оксигеновмісних сполук.

Сполуки марганцю (ІІ)

Двохвалентному марганцю властиво виконувати катіонну функцію в сполуках різних класів, наприклад: MnO, [Mn (OH₂) ₆] ₂⁺, Mn (OH) ₂, MnCl₂ та ін.

Сполуки Mn (ІІІ)

Оксид марганцю (ІІІ) Mn2О3 добувають прожарюванням піролюзиту MnО₂·xH₂O або нітрату Mn (ІІ)

Сполуки Mn (IV)

Чотиривалентний стан для марганцю термодинамічно не стабільний. Проте, в лужних середовищах стабільність Mn (IV) вища, ніж в кислому.

Сполуки Mn (V)

Для марганцю ступінь окиснення +5 не стійкий, проте утворення сполук марганцю (V) доведено, і деякі з них виділені в індивідуальному стані. Похідні Mn (V) стабілізуються в лужних середовищах, причому формою існування Mn (V) є оксоаніон - гіпоманганат-іон. Гіпоманганати добувають в результаті диспропорціонування Mn (IV), наприклад при розчиненні MnО₂ в концентрованому КОН

Сполуки Mn (VІ)

Ступеню окиснення +6 відповідають оксоаніони MnO₄ ^2-, які називаються манганат-іонами. Манганати являють собою єдиний реально існуючі сполуки Mn (VІ).

Cполуки Mn (VII)

Перманганат-іон - найважливіша сполука, яка містить Mn (VII). Вплив кислотного середовища на окисну активність водних розчинів перманганату можна прослідкувати на прикладі реакцій, в яких відновником виступає сірчистий газ.

Окисні властивості перманганату посилюються, коли виникають умови його переходу в Mn₂O₇ - марганцевий ангідрид.

Перманганат калію є сильним окислювачем. В залежності від pH розчину окисляє різні речовини, відновлюючись до з'єднань марганцю різного ступеня окислення. У кислому середовищі - до з'єднань марганцю (II), в нейтральній - до з'єднань марганцю (IV), в сильно лужному - до з'єднань марганцю (VI). Приклади реакцій наведені нижче (на прикладі взаємодії з сульфитом калію :

• в кислому середовищі: 2KMnO₄ + 5K₂SO₃ + 3H₂SO₄ → 6K₂SO₄ + 2MnSO₄ + 3H₂O;

• в нейтральному середовищі: 2KMnO₄ + 3K₂SO₃ + H₂O → 3K₂SO₄ + 2MnO₂ + 2KOH;

• у лужному середовищі: 2KMnO₄ + K₂SO₃ + 2KOH → K₂SO₄ + 2K₂MnO₄ + H₂O;

• у лужному середовищі на холоді: KMnO₄ + K₂SO₃ + KOH → K ₂SO₄ + K₃MnO₄ + H₂O.

Однак треба зазначити, що остання реакція (у лужному середовищі) йде за вказаною схемою тільки при недоліку відновника і високої концентрації лугу, яка забезпечує уповільнення гідролізу манганата калію.

Билет 4

Хлор безпосередньо не сполучається з киснем. Тому його оксигенові сполуки добувають непрямим способом. У оксигенових сполуках хлор виявляє позитивний ступінь окиснення. Більшість бінарних сполук Хлору з оксигеном за звичайних умов – дуже нестійкі речовини, які розкладаються з вибухом.

З киснем хлор утворює кілька оксидів – Cl2O, ClO2, Cl2O6 та Cl2O7, яким відповідають певні кислоти.

Хлор (I) оксид Cl2O утворюється, якщо свіжоосаджений сухий гідрарирум (II) оксид взаємодіє з хлором :

HgO + 2Cl2 = HgCl2 + Cl2O­

За звичайних умов Cl2O – жовто-бурий газ, який легко зріджується у червоно-буру рідину з температурою кипіння +2°С . Яка у рідкому, так і в твердому стані Cl2O розкладається з вибухом на хлор і кисень. При взаємодії з водою утворює гіпохлориту кислоту.

Гіпохлоритна кислота HclO – одноосновна кислота, відома лише у розчині, в якому спостерігається рівновага :

Cl2O + H2O « 2HClO «2H+ + 2ClO-

Гіпохлоритна кислота – дуже слабка кислота і витісняється з її солей навіть карбонатною кислотою. У розчині розкладається за одним з трьох рівнянь:

HClO = HCl +O;

2HClO=Cl 2O +H2O ;

3HClO = HClO + 2HCl .

Гіпохлоритна кислота – сильний окисник, який застосовується в органічному синтезі, в процесах дезинфекції, вибілювання тощо.

Солі гіпохлоритної кислоти – гіпохлорити – у розчині малостійкі і гідролізують. Їх добувають пропусканням хлору крізь холодний розчин лугу:

2KOH + Cl2 = KCl + KClO + H2O

Розчин, що містить суміш солей лужних металів хлоридної і гіпохлоритної кислот, називається жавелевою водою і застосовується для вибілювання тканин, паперу тощо. Ці властивості жавелевої води зумовлені тим, що калій гіпохлорит легко розкладається під дією карбон (V) оксиду повітря з виділенням гіпохлоритної кислоти:

KClO + CO2 + H2O = KHCO3 + HClO

При пропусканні хлору крізь вологе вапно утворюється хлорне вапно, яке є сумішшю гіпохлориту, хлориду і гідроксиду кальцію.

Внаслідок нагрівання концентрованого розчину хлорного вапна при наявності солей кобальту (каталізатора) і на сонячному світлі розкладання його відбувається з утворенням кальцій-хлориду та кисню. Якщо діяти на хлорне вапно хлоридною кислотою, то виділяється хлор :

Ca(OCl)2 + 4HCl = CaCl2 + 2Cl2 + 2H2O

Кількість хлору, що виділяється при взаємодії з кислотою (“активний хлор”), є умовною характеристикою окислювальної здатності хлорного вапна. Хлорне вапно як сильний окисник використовують для дегазації, дезинфекції, вибілювання тканин, паперу.

Сполуки Хлору (III) і (IV)

Хлор (IV) оксид ClO2 утворюється при нагріванні до 60°С вологої суміші KСlO3 і оксалатної кислоти за рівнянням :

2KСlO3 + H2C2O4 = 2ClO2 + K2CO3 + CO2 +H2O

За звичайних умов ClO2 – жовто-зелений газ. Хлор (IV) оксид при взаємодії з водою утворює дві кислоти, а з лугом – дві солі:

2ClO2 + H2O = HClO2 + HClO3;

4ClO2 + 2Ca(OH)2 = Ca(ClO3)2 + Ca(ClO2)2 + 2H2O

Хлорит на кислота HClO2 – одноосновна кислота існує лише в розбавлених розчинах. Утворюється при взаємодії її і барієвої солі з розбавленою сірчаною кислотою за рівнянням :

Ba(ClO2)2 + H2SO4 = BaSO4¯ + 2HClO2

Водні розчини хлоритної кислоти поступово розкладаються з утворенням хлоридної і хлоратної HClO3 кислот. Практичного значення ця кислота немає. Солі її – хлорити – добувають при взаємодії Хлор (IV) оксиду з гідроксидами лужних, лужноземельних металів та їх пероксидами. Хлорити, як правило, добре розчиняються у воді, гідролізують. Хлорити у кислому середовищі виявляють сильні окислювальні властивості. Більш сильні окисники (Cl2, KMnO4 тощо) окислюють кислоту та її солі до хлоратної кислоти і до хлоратів .

Хлорат на кислота HClO3 утворюється внаслідок взаємодії еквівалентних кількостей сульфатної кислоти з гарячим розчином солі Ba(ClO3)2. Кислота HClO3 – сильна одноосновна кислота – відома лише у розчині. Випарюванням водних розчинів кислоти у вакуумі можна підвищити їх концентрацію до 30-40 %. Органічні і неорганічні відновники відновляють кислоту, як правило, до хлоридної. Солі хлоратної кислоти називаються хлоратами. Найважливішою з них є калій-хлорат. Його добувають пропусканням хлору в гарячий концентрований розчин калію гідроксиду :

6KOH + 3Cl2 = 5KCl + KclO3 + 3H2O

У промисловості хлорат калій (бертолетову сіль) добувають електролізом гарячого розчину калій хлориду або хлоруванням при 70-80°С гашеного вапна при наявності калій хлориду. Калій хлорат погано розчинний у воді, при нагріванні приблизно до 200°С при наявності MnO2 розкладається на кисень і калій хлорит. З різними горючими речовинами (сіркою, вугіллям, фосфором, органічними речовинами) калій хлорат утворює суміші, які вибухають при ударі.

На цьому грунтується застосування його у артилерійській справі для виготовлення запалів, займистих та вибухових речовин. У хімічних лабораторіях калій хлорат використовують для добування кисню, як окисник (при сплавлянні), а також у медицині як слабкий дезинфікуючий засіб. При обережному нагріванні калій хлорату без каталізатора реакція відбувається за рівнянням :

4KClO3 = 3KClO4 + KCl

При взаємодії солі KClO4 з сульфатною кислотою утворюється перхлоратна кислота. Перхлоратна кислота HClO4 – найстійкіша з окисно-місних кислот хлору. Безводна кислота – рухлива рідина, малостійка і при зберіганні іноді вибухає. Її концентровані водні розчини мають оліїсту консистенцію, концентрована (72 % – ий розчин) кислота димить на повітрі, досить гігроскопічна, стійка, не розкладається під дією світла.

Перхлоратна кислота застосовується для витіснення більш летких кислот з їхніх солей і добування хлоратів, які використовують як детонатор. Вона є складовою частиною твердого ракетного палива. Концентровану хлоратну кислоту широко використовують для окиснення органічних речовин, розкладання руд і мінералів при їх аналізі, розчинення сталей, кількісного визначення калію і рубідію, як осушувач.

Перхлоратна кислота утворює солі (перхлорати) майже з усіма металами. Ці солі добре розчиняються у воді і органічних розчинниках. До поганорозчинних у воді солей належать : KClO4, RbClO4, СsClO4 тощо. Безводна перхлоратна кислота і її солі дуже сильні окисники; однак для водних розчинів перхлоратів окислювальні властивості не характерні.

Хлор (VI) оксид Cl2O6(ClO3) утворюється як побічний продукт при термічному розкладі перхлоратної кислоти. При кімнатній температурі Cl2O6 – рідина темно-бурого кольору, що димить на повітрі і при -78° С твердне. З водою оксид реагує, утворюючи дві кислоти, а з лугом – дві солі :

Cl2O6 + 2KOH = KClO3 + KClO4 + H2O

Хлор (VII) оксид Cl2O7 утворюється при нагріванні безводної перхлоратної кислоти з водовідбірними речовинами (P2O5, олеум тощо) :

2HClO4 + P2O5 = 2HPO3 + Cl2O7

За звичайних умов хлор (VII) оксид є оліїстою рідиною з температурою кипіння 83° С ; речовина нестійка і при ударі вибухає. З водою Cl2O7 не змішується, проте розчинення, що відбувається на поверхні краплин, призводить до утворення перхлоратної кислоти.

Висновки

Як бачимо , хімія оксигеновмісних сполук Хлору дуже різноманітна і цікава .Здатність Хлору утворювати таку велику кількість сполук з Оксигеном пояснюється будовою атома цього елемента .Атом Хлору на зовнішньому енергетичному рівні містить вільні d-орбіталі ,на які під час збудження атома можуть переходити розпаровані електрони s-орбіталей. Тому у своїх сполуках з Оксигеном Хлор проявляє такий широкий спектр ступенів окислення : +1,+3,+4,+5,+6,+7.

Порівнюючи оксигеновмісні кислоти хлору за окиснювальними властиво­стями і силою, можна зробити висновок: зі збільшенням ступеня окиснення Хлору сила кислоти зростає, а окиснювальна здатність зменшується

Елементи ІІ В підгрупи

Властивості елементів та їх простих речовин:

Хімічна активність зменшується із збільшенням атомної маси (а у головній підгрупі -навпаки). Хороші комплексоутворювачі.

30Zn

[Ar]3d104s2

48Cd

[Kr]4d105s2

80Hg

[Xe]4f145d106s2

Знаходження в природі

Цинк зустрічається переважно у вигляді сульфідів (вюрцит ZnS), а також у поліметалевих рудах. Кадмій є супутником Цинку у його рудах. Гідраргірумутворює червоний мінерал кіновар HgS, відома і самородна ртуть.

Метали

Фізичні властивості: цинк- метал сріблясто-білого кольору; кадмій - білий, блискучий, м'який, ковкий метал; ртуть - сріблисто-білий, блискучий, єдиний рідкий при кімнатній температурі метал, має низьку електропровідність (вона складає 1,7 % від електропровідності срібла) і великим коефіцієнтом термічного розширення.

Хімічні властивості

Цинк та кадмій - активні метали. Ртуть відноситься до мало активних металів, стійка на повітрі.

1. Взаємодія з неметалами

Взаємодіють з галогенами, утворюючи солі:

Hg + І2 = HgІ2,

Zn + Cl2 = ZnCl2.

З киснем утворюють оксиди, реагують з сіркою, селеном, телуром:

2Zn + O2 = 2ZnO.

Цинк і кадмій реагують з фосфором при нагріванн

3Zn + 2Р Zn3Р2

Ртуть взаємодіє тільки з сіркою і галогенами

Hg + S > HgS

Hg + Br2 HgBr2

2. Взаємодія з кислотами

Нормальний окислювально-відновний потенціал Цинку у кислому середовищі системи Zn2+ / Zn дорівнює -0,76 В, а в лужному середовищі системи Zn22- / Zn дорівнює -1,22 В. Тому цинк розчиняється в розведених кислотах і лугах

Zn + 2НCl > ZnCl2 + H2

Zn + H2SO4(розв.) > ZnSO4 + H2

Zn + 2NaOH + 2H2O > Na2[Zn(OH)4] + H2

Кадмій дуже мало розчиняється в кислотах, що не окисляють, добре розчиняється в розведеній HNO3 (нормальний потенціал Cd / Cd2+ = -0,40 В).

Ртуть не розчиняється в соляній і розведеній сірчаній кислотах (у ряді напруг металів Hg знаходиться після Н; нормальний потенціал Hg / Hg2+ = +0,85 В). Ртуть легко розчиняється в концентрованій азотній кислоті - утвориться нітрат ртуті (II):

Hg + 4HNO3 Hg(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

При розчиненні ртуті в розведеній азотній кислоті утвориться нітрат ртуті (I),

6Hg + 8HNO3 3Hg2(NO3)2 + 2NO + 4H2O

При розчиненні ртуті в гарячій концентрованій сірчаній кислоті в залежності від надлишку ртуті чи кислоти утворюються солі одновалентної чи двовалентної ртуті:

Hg + 2H2SO4 HgSO4 + SO2 + 2H2O

2Hg + 2H2SO4 Hg2SO4 + SO2 + 2H2O

Ртуть розчиняється в царській горілці:

3Hg + 2HNO3 + 6HCl > 3HgCl2 + 2NO + 4H2O

3. Взаємодія з водою

Цинк не розкладає воду, тому що у водяному розчині він швидко покривається захисною плівкою оксиду, що охороняє його від корозії.

4.Взаємодія з іншими сполуками

Цинк - сильний відновник і витісняє менш активні метали ( що розташовані праворуч у ряді напруг) з розчинів їхніх солей

Zn + CuSO4> ZnSO4 + Cu

Ртуть взаємодіє з солями менш активних металів:

2AgNO3+Hg = Hg(NO3)2+2Ag,

та солями Гідроргіруму(ІІ) з утворенням солей Hg1+:

HgCl2 + Hg = Hg2Cl2.

Одержання металів. Цинк та кадмій добувають відновленням їх оксидів вуглецем:

ZnO + C = Zn + CO,

ртуть добувають випалюванням кіноварі:

HgS + O2 = Hg + SO2.

Сполуки. У сполуках Цинк та Кадмій виявляє тільки один ступінь окиснення +2, сполуки Цинку білого кольору. Іон Сd2+ - безбарвний. Гідраргірум виявляє ступені окиснення +2 та +1.

Оксиди:

Оксид цинку виявляє амфотерний характер, розчиняючись як у кислотах, так і в розчинах лугів

ZnO + H2SO4> ZnSO4 + H2O

ZnO + 2NaOH + H2O > Na2[Zn(OH)4].

Оксид кадмію СdО (коричневого кольору) виявляє основний характер і розчиняється тільки в кислотах:

CdO + 2HCl > CdCl2 + H2O (CdO + 2H+> Cd2+ + H2O)

Оксид гідраргіруму(II) HgО: червоний кристалічний чи жовтий аморфний порошок; погано розчинний у воді, розчин має слабко лужну реакцію; виявляєосновний характер. Одержання HgО

Hg2(NO3)2 2HgO + 2NO2

2Hg(NO3)2 2HgO + 4NO2 + O2

Hg 2+ + 2OH- HgO + H2O

HgО легко відновлюється; при нагріванні розкладається на ртуть і кисень. Реагує з кислотами з утворенням солей і води.

Гідроксиди:

Гідроксид цинку виявляє амфотерні властивості. Він нерозчинний у воді, але розчиняється в кислотах і лугах:

Zn(OH)2 + 2HCl > ZnCl2 + 2H2O

Zn(OH)2 + 2NaOH > Na2[Zn(OH)4]

При нагріванні комплексний тетрагідроксицинкат-аніон дегідратується:

[Zn(OH)4]2- ZnO22- + 2H2O

Гідроксид кадмію Сd(ОН)2 (білого кольору) виявляє основний характер, розчиняючися тільки в кислотах:

Cd(OH)2 + 2HCl > CdCl2 + 2H2O (Cd(OH)2 + 2H+> Cd 2+ + 2H2O)

Солі:

Іон Zn2+ є енергійним комплексоутворювачем (координаційне число 4). На відміну від гідроксиду алюмінію, гідроксид цинку розчиняється у водному розчині аміаку:

Zn(OH)2 + 2NH3> [Zn(NH3)4](OH)2

Cd2+ є хорошим комплексоутворювачем (координаційне число 4). Гідроксид кадмію розчиняється у водному розчині аміаку:

Cd(OH)2 + 4NH3> [Cd(NH3)4](OH)2

Для сполук Цинку характерне утворення катіонних та аніонних комплексів з координаційним числом 4, в тому числі і гідроксокомплексів:

Zn(OH)2 + 2KOH = K2[Zn(OH)4],

Zn(OH)2 + 4NH3 = [Zn(NH3)4] (OH)2,

Zn(CN)2 + 2KCN = K2[Zn(CN)4].

Кадмій і Гідраргірум утворюють виключно аніонні комплекси з координаційним числом 4:

Cd(CN)2 + 2KCN = K2[Cd(CN)4]

HgІ2 + 2KІ = K2[HgІ4].

HgS (кіновар) - яскраво-червоний нерозчинний у воді порошок - утворюється по реакціям

Hg + S > HgS; Hg2+ + S2-> HgS

Галогеніди ртуті(II) одержують по реакціям Hg + Br2> HgBr2

При взаємодії HgI2 + 2KI > K2[HgI4] утворюється комплексна сіль -реактив Несслера, який використовується в якості дуже чутливого аналітичного реагенту для виявлення іона NH4+:

2[Hg4]2- + NH4+ + 4OH- > []+(коричневий осад) I->+ 7I- + 3H2O

Сульфат та нітрат гідраргіруму(II)одержують розчиненням Hg чи HgО у концентрованих сірчаній чи азотній кислотах відповідно.

Hg + 2H2SO4(гаряча,конц.) HgSO4 + SO2 + 2H2O

HgО + H2SO4 HgSO4 + H2O

3Hg + 8HNO3(конц.) 3Hg(NO3)2 + 2NO + 4H2O

HgО + 2HNO3 Hg(NO3)2 + H2O

Більш активні метали легко витісняють ртуть з її солей:

Cu+Hg(NO3)2> Cu(NO3)2+Hg

Нітрат гідраргіруму(II) розкладається з утворенням металу:

Hg(NO3)2Hg+2NO2+O2.

Якісні реакції на елементи. При дії лугів на солі цинку випадає білий осад Zn(OH)2, розчинний у надлишку лугів та аміаку: Zn2+ + 2OH- = Zn(OH)2,

Zn(OH)2 + 2KOH = K2[Zn(OH)4],

Zn(OH)2 + 4NH3 = [Zn(NH3)4] (OH)2.

При дії сульфідів на солі кадмію випадає оранжевий осад СdS, розчинний у кислотах:

Cd2+ + S2- = CdS.

При дії сірководню на солі Гідраргіруму(І) та Гідраргіруму(II) випадають чорні осади HgS та Hg2S, нерозчинні в кислотах:

Hg22+ + H2S = Hg2S + H+,

Hg2+ + H2S = HgS + 2H+.

При дії на солі Гідраргіруму йодиду калію KІ випадають осади HgІ2 (червоний, розчинний в надлишку KІ) та Hg2І2 (жовтого кольору).

Використання. Цинк використовують як відновник у гідрометалургії (Zn+CuSO4=Cu+ZnSO4), для анодного покриття чорних металів, як протектор, а також для одержання сплавів (ЦАМ, латуні). Оксид цинку ZnO - білий пігмент. Сульфатом цинку просочують деревину для захисту від грибків. Сполуки цинку застосовують як фунгіциди у сільському господарстві та медицині. Кадмій іде на анодне покриття чорних металів.

Ртуть використовують у термометрах, випрямлячах високої потужності. Солі Гідраргіруму застосовують у сільському господарстві для протравлювання посівного насіння. Нерозчинні солі є основою мазей для лікування шкірних хвороб, раніше їх використовували для лікування сифілісу. Природний мінерал кіновар - червона фарба. Сполуки Гідраргіруму токсичні. Ртуть з багатьма металами дає сплави (амальгами) (екзотермічне утворення). Пари і сполуки надзвичайно отруйні (накопичуються в організмі).

Б5

1. до елементыв 6а групи належать халькогени: O, S, Se, Te, Po. У них э однаковий зовнышный рывень ns²np⁴. На відміну від кисню сірка, селен, телур і полоній можуть проявляти валентності не тільки 2, а й 4 та 6. Як і кисень, всі інші халкогени у сполуках з металами й воднем проявляють ступінь окиснення -2, оскільки до заповнення зовнішньої електронної оболонки їхніх атомів бракує два електрони.Для кисню відомі тільки дві алотропні видозміни: О2 та О3. Оскільки атоми сірки, селену і телуру при збудженні можуть мати до шести неспарених електронів, вони мають більше двох алотропних видозмін.При переході від сірки до полонію радіуси атомів збільшуються і зменьшуються їхні електронегативності та послаблюється здатність проявляти негативні ступені окислення. За звичайних умох сірка, селен, телур і полоній – тверді, крихкі речовини з молекулярною (сірка та селен) або металічною (телур і полоній) просторовивими ґратками. Сірка – типовий діелектрик. За своїм блиском телур і полоній найбільш схожі з металами.Сірка, селен і телур стійки на повітрі за звичайних умов і не розчиняються у воді. У хімічних реакціях вони ведуть себе як неметали, здатні сполучатись з металами з утворенням халькогенідів. Лужні метали з халькогенами сполучаються при кімнатній температурі, а інші – при нагріванні.

2. кристалічні ґратки У кристалічних речовинах атоми, молекули, йони розміщуються в певному порядку, утворюючи кристалічні ґратки. Розрізняють атомні, молекулярні, йонні та металічні кристалічні ґратки.Йонні кристалічні ґратки. Типовим представником сполук з йонним типом кристалічних ґраток є натрій хлорид NaCl. Його кристалічні ґратки утворені йонами Натрію Na⁺ та йонами Хлору Сl^-, які почергово розміщуються у вузлах ґраток . Иони утримуються один з одним силами притягання, і кристал солі є ніби єдиним цілим.Атомні кристалічні ґратки. У вузлах атомних кристалічних ґраток містяться окремі атоми, сполучені між собою ковалентними зв'язками. Такі кристалічні ґратки має алмаз. У його кристалі кожний атом Карбону сполучений ковалентними зв'язками з чотирма сусідніми атомами Карбону, тобто утворює чотири спільні електронні пари. Ось чому можна говорити, що Карбон — чотиривалентний елемент.Молекулярні кристалічні ґратки. У вузлах молекулярних кристалічних ґраток містяться молекули як неполярні, так і полярні. Наприклад, у вузлах кристалічних ґраток йоду містяться молекули йоду І₂. Сили міжмолекулярної взаємодії, так звані сили Ван-дер-Ваальса, значно слабкіші за сили ковалентного зв'язку. Тому речовини з молекулярними ґратками мають невелику твердість, вони легкоплавкі і леткі. До таких речовин належать, наприклад, йод, нафтален, бром, вода, спирт, хлор, амоніак NH₃, метан СН₄.

Б6

2.Алотропія— явище, коли хімічний елемент існує у вигляді двох або кількох простих речовин. кисень O2 і озон O3 є алотропічними видозмінами елементу оксигену. Озон - хімічно-активний газ синього кольору з різким запахом, сильний окиснювач. При великих концентраціях розкладається з вибухом. Утворюється з кисню при електричному розряді. Використовується у хімічному синтезі, для стерилізації води, для дезинфекції й дезодорації повітря, вибілювання тканин, паперу, мінеральних масел тощо. Бактерицидний засіб. Використовують в медицині для лікування профілактики багатьох захворювань(озонотерапія). Кисень - хімічно активний неметал, є найлегшим елементом з групи халькогенами. Проста речовина кисень при нормальних умовах - газ без кольору, смаку і запаху, найпоширеніший на Землі. Добування: нагріванням перманганату калію: 2KMnO 4 → K2 MnO4 + MnO2 + O 2↑ також використовують реакцію каталітичного розкладання пероксиду водню Н2О2: 2Н2О2→2Н2О+О2↑, каталітичним розкладанням хлорату калію ( бертолетової солі): 2KClO3 → 2KCl + 3O2↑. Сильний окислювач, взаємодіє практично з усіма елементами, утворюючи оксиди. Кисень утворює пероксиди зі ступенем окислення -1. Наприклад, пероксиди виходять при згоранні лужних металів в кисні. При охолодженні полум'я палаючого водню льодом, поряд з водою, утворюється перекис водню. Надпероксід мають ступінь окислення -1 / 2, то є один електрон на два атоми кисню. Отримують взаємодією пероксидів з киснем при підвищених тиску і температурі: Na2O2+O2=2NaO2.

Б7

1 Окси́д — бінарна сполука, до складу якої входить Оксиген.

Крім нормальних оксидів оксиген може утворювати й інші бінарні сполуки: складні оксиди, подвійні оксиди, вищий оксид пероксиди тощо. Якщо хімічний елемент проявляє сталу валентність і з киснем утворює тільки один оксид, то його називають просто оксидом цього елементу. Н-д: K2O — оксид калію. Оксиди з змінною валентністю елементів записуються з додаванням валентності елемента. Н-д: CO2 — оксид карбону (IV). Оксиди металів являють собою кристалічні речовини. Оксиди неметалів — це, навпаки, переважно легкі речовини і гази. Оксиди поділяються: Основні оксиди - це оксиди, яким відповідають основи: Na2O, CaO, MgO, K2O. Декотрі оксиди взаємодіють з водою з основ:CaO + H2O → Ca(OH)2 кислотні оксиди: СО2, SО2. Амфотерні:Оксид цинку;Оксид хрому (III);Оксид алюмінію;Оксид свинцю (II); При взаємодії з кислотними і амфотерними оксидами утворюють солі: СаО + СО2 = СаСО3…Кислотні оксиди називають ангідридами вказуючи цим, що їх можна одержати з кислот, віднімаючи від них елементи води. Деякі кислотні оксиди взаємодіють з водою, утворюючи відповідні гідроксиди, тобто кислоти. SiO2 практично не розчинний у воді, однак він нейтралізує основи, тому є кислотним оксидом

2NaOH + SiO2 →сплавлення Na2SiO3 + H2O