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.

1Вопрос 2билета

Добування галогенів. Фтор добувають, пропускаючи електричний струм крізь розплавленні фториди , наприклад CaF2, KHF2. Хлор добувають в промисловості електролізом водних розчинів NaCl i KCl. ( 2NaCl+2H2O електроліз 2NaOH+Cl2↑+H2↑) У лабораторних умовах хлор можна добути, діючи концентрованою хлоридною кислотою на MnO2 або KМnO4. (4HCl+MnO2→MnCl2+Cl2↑+8H2O) Бром і йод можна добути аналогічно хлору окисленням HBr i HJ різними окислювачами. У промисловості бром і йод одержують із бромідів, діючи на їхні розчини хлором. (2KBr+Cl2→2KCl+Br2) ( 2KJ+CL2→2KCl+J2 )бром добувають в основному з підземних бурових вод, а також з “ропи” (насиченого розчину) деяких солених озер. Основним джерелом добування йоду є підземні бурові води.

Фізичні властивості. Фтор – газ світло-зеленого кольору і дуже отруйний (ρ = 1,11 г/см3). Фтор не може бути розчинений у воді через те, що він взаємодіє з нею. Хлор – газ жовто-зеленого кольору з різким, неприємним запахом. Хлор тяжчий за повітря, розчинний у воді (в 1 V води 2 V хлору), утворює хлорну воду Cl2аg. (ρ = 1,568 г/см3). Бром – рідина червоно-бурого забарвлення з неприємним запахом, у воді розчиняється погано, утворюючи бромну воду Br2 аg. Розчиняється в органічних розчинниках – бензолі, хлороформі. Якщо до бромної води додати бензолу і добре збовтати, то після розшарування рідин можна помітити, як бензол з Br2 забарвлюється в яскраво-оранжевий колір. Це пояснюється тим, що бром краще розчиняється у бензолі, ніж у воді. Бром тяжчий від води (ρ = 3,12 г/см3). Йод – кристалічна речовина, темно-сірого кольору, у парах – фіолетового. При нагріванні він з твердого стану зразу переходить в рідкий стан (сублімація). Йод погано розчиняється у воді (світло-жовта йодна вода), але добре розчиняється у спирту. Це використовують для приготування 5–10% розчину йоду в спирту (йодна настойка). Йод дуже добре розчиняється в розчині власних солей, наприклад в розчині калію йодиу. Цей розчин називається розчином Люголя, застосовується в медичній практиці

2 Вопрос 2 билета

За поширеністю у природі ферум посідає друге місце серед металів (після алюмінію). На нього припадає 5,10 % маси земної кори. За вмістом у земній корі ферум посідає 4-е місце. Зустрічається він виключно у вигляді сполук. Вільне залізо знаходять лише в метеоритах.Ферум — поширений елемент метеоритної речовини: в кам'яних метеоритах міститься до 25 %, а в залізних 90,85 мас.% Fe. Космічна поширеність заліза близька до його вмісту в фотосфері Сонця — 627 г/т. Частка феруму в речовині Землі досить велика — 38,8 %. Найбідніша на ферум поверхня Землі.Найважливішими природними сполуками феруму, що мають промислове значення, є магнітний залізняк Fe3O4, червоний залізняк Fe2O3, бурий залізняк Fe2O3 · nH2O та пірит FeS2. Оксиди феруму служать рудами, з яких добувають залізо, а пірит — сировиною для сульфатно-кислотного виробництва.Поширеність феруму в гірських породах (% за масою): ультраосновні — 9,85; основні — 8,56; середні — 5,85; кислі — 2,70; лужні — 3,60; осадові — 3,33. Відомо понад 300 мінералів, що містять ферум: оксиди, сульфіди, силікати, фосфати, карбонати та ін.Найважливіші мінерали феруму: гематит Fe2O3 (70 % Fe), магнетит Fe3O4 (72,4 % Fe), ґетит FeOOH (62,9 % Fe), лепідокрокіт FeO(OH) (62,9 % Fe), лімоніт — суміш гідрооксидів Fe з SiO2 та ін. речовинами (40-62 % Fe), сидерит FeCO3 (48,2 % Fe), ільменіт FeTiO3 (36,8 % Fe), шамозит (34-42 % FeO), вівіаніт (43,0 % FeO), скородит (34,6 % Fe2О3), ярозит (47,9 % Fe2О3) та ін.Багаті родовища магнітного залізняка зосереджені на Уралі поблизу м. Магнітогорська та в Курській області (так звана Курська магнітна аномалія). Родовища червоного залізняка є в Україні поблизу м. Кривий Ріг. Родовища бурого

Галогеноводороди, галогеноводородние кислоти і галогеніди. Всі галогеноводороди при звичайних умовах газоподібні. Хімічний зв'язок, здійснюваний в їх молекулах, - ковалентний полярний, причому полярність зв'язку в ряду НF - НСl - НВr - НI падає. Міцність зв'язку також зменшується в цьому ряду. Внаслідок своєї полярності, все галогеноводороди, на відміну від галогенів, добре розчинні у воді. Так, при кімнатній температурі в 1 об'ємі води можна розчинити 400 обсягів НСl, 530 обсягів НВr і близько 400 HI.

При розчиненні галогеноводнів у воді відбувається дисоціація на іони, і утворюються розчини відповідних галогеноводородних кислот. Причому при розчиненні НI, НВr і НСl дисоціюють майже повністю, тому що утворюються кислоти відносяться до числа сильних. На відміну від них, фтороводородной (плавикова) кислота є слабкою. Це пояснюється асоціацією молекул НF внаслідок виникнення між ними водневим зв'язків.

Оскільки негативні іони галогеноводородних кислот можуть проявляти тільки відновні властивості, то при взаємодії цих кислот з металами окислення останніх може відбуватися тільки за рахунок іонів Н +. Тому кислоти ННаl реагують тільки з металами, що стоять у ряді напруг лівіше водню.

Всі галогеніди металів, за винятком солей Аg і Рb, добре розчинні у воді. Мала розчинність галогенідів срібла дозволяє використовувати обмінну реакцію типу

Аg + + Наl-= АgHal ↓

Галогеніди талію добре пропускають інфрачервоне проміння. Тому їх використовують в оптичних приладах, що працюють в інфрачервоній ділянці спектра.

2. Лу́жні мета́ли — елементи групи 1 періодичної системи, за старою класифікацією головної підгрупи I групи. Назва пов'язана з тим, що при взаємодії лужних металів з водою утворюється їдкий луг. До лужних металів належать (у порядку збільшення атомного номера) літій (Lі), натрій (Na), калій (K), рубідій (Rb), цезій (Cs) , францій (Fr). Характерною рисою будови атомів лужних металів, є наявність одного електрона на зовнішньому електронному рівні. Завдяки цьому всі вони з легкістю віддають електрон, переходячи до закінченої електронної оболонки попереднього рівня і є дуже сильними відновниками.Хоча лужні метали надзвичайно поширені на Землі, у природі вони існують винятково у вигляді сполук через високу відновлювальну активність. Na, K відкриті Гемфрі Деві в 1807 р., який першим почав широко застосовувати електроліз. Лужні метали — м'які (натрій ріжеться ножем, як вершкове масло, інші трохи жорсткіші) метали від сріблисто-білого до сірого кольору з характерним блиском, що дуже швидко тьмяніють на повітрі. Легкоплавкі й рухливі. Агресивні, вибухонебезпечні (зберігаються в атмосфері інертного газу або під шаром гасу). Металевий натрій, з тих пір як його виготовлення стало дешевшим, знаходить широке технічне застосування. Його використовують у якості вихідного продукту при виробництві перекису натрію (миючий засіб), а також аміду натрію і натрійціанаміда. Його використовують також у великих кількостях в органічних синтезах (наприклад, у фарбувальній виробництві). Металевий калій також іноді вживають в лабораторії. Крім того, калій і насамперед цезій застосовують у фотоелементах. Металевий літій, навпаки, придбав велике технічне значення.

Отримання лужних металів майже завжди проводять електролітичним способом.

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.