4. Бинарные соединения водорода. Приведите примеры кислотных, основных и амфотерных гидридов. Продемонстрируйте их свойства на примере реакций с водой.

Соединения водорода с металлами называются гидридами. Гидриды щелочных и щелочноземельных металлов представляют собой соли, т.е. химическая связь между металлом и водородом в них ионная. Это кристаллы белого цвета. Все они нестойки и при нагревании разлагаются на металл и водород. При действии на них воды протекает окислительно-восстановительная реакция, в которой гидрид-ион Нˉ выступает в качестве восстановителя, а водород воды — в качестве окислителя: Нˉ = Н + еˉ; Н2О + еˉ = Н + ОН+

В результате реакции образуются водород и основание. Например, гидрид кальция реагирует с водой согласно уравнению: CaH2+2H2O = 2H2↑+Ca(OH)2

Эта реакция используется для определения следов влаги и для их удаления.

Кроме солеобразных известны металлообразные и полимерные гидриды. По характеру химической связи в металлообразных гидридах последние близки к металлам. Они обладают значительной электрической проводимостью и металлическим блеском, но очень хрупки. К ним относятся гидриды титана, ванадия, хрома. В поли­мерных гидридах (например, в гидридах цинка и алюминия) ато­мы металла связаны друг с другом водородными «мостиками», подобно тому, как это имеет место в молекулах бороводородов (стр. 612).

5. Общая характеристика элементов VIIA. Положение в периодической системе, строение и размер атомов, физические и химические (окислительно-восстановительные) свойства простых веществ. Нахождение в природе. Получение.

Входящие в главную подгруппу VII группы элементы фтор (Fluorum), хлор (Chlorum), бром (Bromum), иод (Jodum) и астат (Astatine), называются галогенами. Это название, которое буквально означает «солерождающие», элементы получили за способность взаимодействовать с металлами с образованием типичных солей, например хлорида натрия NaCl. .

Во внешнем электронном слое атомы галогенов содержат семь электронов — два на s- и пять на р-орбиталях (пs2пр5). Галогены обладают. значительным сродством к электрону (табл. 23) – их атомы легко присоединяют электрон, образуя однозарядные отрицательные ионы, обладающие электронной структурой соответствующего благородного газа (пs2пр6). Склонность к присоединению электронов характеризует галогены как типичные неметаллы. Аналогичное строение наружного электронного слоя обусловливает большое сходство галогенов друг с другом, проявляющееся как в их химических свойствах, так и в типах и свойствах образуемых ими соединений. Но, как показывает сопоставление свойств галогенов, между ними имеются и существенные различия.

С повышением порядкового номера элементов в ряду F—At увеличиваются радиусы атомов, уменьшается электроотрицательность, ослабевают неметаллические свойства и окислительная способность элементов.

В отличие от других галогенов, фтор в своих соединениях

всегда находится в степени окисленности —1, поскольку среди

всех элементов он обладает самой высокой электроотрицательностью. Остальные галогены проявляют различные степени окисленности от —1 до +7.

3а исключением некоторых оксидов, которые будут рассмотре­ны ниже, все соединения галогенов соответствуют нечетным степе­ням окисленности. Такая закономерность обусловлена возмож­ностью последовательного возбуждения спаренных электронов в атомах С1, Вг, I и At на d-подуровень, что приводит к увеличению. Все галогены обладают очень резким запахом. Вдыхание их даже в небольших количествах вызывает сильное раздражение дыхательных путей и воспаление слизистых оболочек. Более значи­тельные количества галогенов могут вызвать тяжелое отравление, числа электронов, принимающих участие в образовании ковалентных связей, до 3, 8 или 7

Галогены, вследствие их большой химической активности, находятся в природе исключительно в связанном состоянии —главным об­разом в виде солей галогеноводородных кислот.

Фтор встречается в природе чаще всего в виде минерала пла­викового шпата CaF2, получившего это название потому, что его прибавление к железным рудам приводит к образованию легко плавких шлаков при выплавке чугуна. Фтор содержится также в минералах криолите Na3AlF6 к фторапатите Ca5F(PO4)3.

Важнейшим природным соединением хлора является хлорид натрия (поваренная соль) NaCl, который служит основным сырьем для получения других соединений хлора. Главная масса хлорида натрия находится в воде морей и океанов. Воды многих озер также содержат значительное количество NaCl—таковы, например, в России озера Эльтон и Баскунчак. Хлорид натрия встречается так­же и в твердом виде, образуя местами в земной коре мощные пласты так называемой каменной соли, В природе распространены и другие соединении хлора, например хлорид калия в виде мине­ралов карналлита KCl*MgCl2*6H2O и сильвина KCl.

Хлор под давлением около 0,6 МПа уже при комнатной температуре превращается в жидкость. Сжиженный хлор обычно хра­нят и транспортируют в стальных баллонах или цистернах.

Подобно хлору бром находится в природе преимущественно в виде солей калия, натрия и магния. Бромиды металлов содер­жатся в морской воде, в воде которых озер и в подземных рас­солах. В нашей стране содержание брома в подземных буровых водах, имеющих промышленное значение, составляет от 170 до 700 мг/л.

Соединения йода также имеются в морской воде, но в столь малых количествах, что непосредственное выделение их из воды очень затруднительно. Однако существуют некоторые водоросли, которые накапливают иод в своих тканях. Зола этих водорослей служит сырьем для получения иода. Значительные количества иода (от 10 до 50 мг/л) содержатся в подземных буровых водах. Иод встречается также в виде солей калия — иодата КIО3 и периодата КIО4, сопутствующих залежам нитрата натрия (селитры) в Чили и Боливии.

Иод при комнатной температуре представляет собой темно-фиолетовые кристаллы со слабым блеском. При нагревании под атмосферным давлением он сублимируется (возгоняется), превра­щаясь в пары фиолетового цвета; при охлаждении пары иода кристаллизуются, минуя жидкое состояние. Этим пользуются на прак­тике для очистки, иода от нелетучих примесей