12. Классы минералов. Свойства сульфидов и галоидов.

Существует много вариантов классификаций минералов. Большинство из них построено по структурно-химическому принципу.

По распространённости минералы можно разделить на породообразующие — составляющие основу большинства горных пород, акцессорные — часто присутствующие в горных породах, но редко слагающие больше 5 % породы, редкие, случаи нахождения которых единичны или немногочисленны, и рудные, широко представленные в рудных месторождениях.

Наиболее широко используется классификация по химическому составу и кристаллической структуре. Вещества одного химического типа часто имеют близкую структуру, поэтому минералы сначала делятся на классы по химическому составу, а затем на подклассы по структурным признакам. Сульфиды

На воздухе медленно окисляется:

в зависимости от условий проведения этой реакции образуются побочные продукты: коллоидная сера, полисульфиды калия.

Сульфид калия при поджигании сгорает:

Так как сероводород является слабой кислотой, то сульфид калия разлагается кислотами:

Концентрированные кислоты могут окислять выделяемый сероводород:

При кипячении раствора сульфида калия с серой или сплавления его с серой образуются полисульфиды:

для калия выделены полисульфиды вплоть до n = 6.

При пропускании через раствор сульфида калия избытка сероводорода образуются гидросульфид калия:

Галоиды

или галогены (хим.) — Так, называются четыре элементарных тела, находящихся в седьмой группе периодической системы элементов: фтор F = 19, хлор Cl = 3,5, бром Br = 80 и йод J = 127.

Фтор является трудносжижаемым, а хлор легкосжижаемым газом с удушливым резким запахом. Энергия связи галогенов сверху вниз по ряду изменяется не равномерно. Фтор имеет аномально низкую энергию связи (151 кДж/моль), это объясняется тем, что фтор не имеет d-подуровня и не способен образовывать полуторные связи, в отличие от остальных галогенов (Cl2 243, Br2 199, I2 150,7, At2 117 кДж/моль). От хлора к астату энергия связи постепенно ослабевает, что связано с увеличением атомного радиуса.

Фтор — самый активный из галогенов, реагирует со всеми металлами без исключения, многие из них в атмосфере фтора самовоспламеняются, выделяя большое количество теплоты, например:

2Al + 3F2 = 2AlF3 + 2989 кДж,

Без нагревания фтор реагирует и со многими неметаллами (H2, S, С, Si, Р) — все реакции при этом сильно экзотермические, например:

Н2 + F2 = 2HF + 547 кДж,

Si + 2F2 = SiF4(г) + 1615 кДж.

При нагревании фтор окисляет все другие галогены по схеме

Hal2 + F2 = 2НalF

где Hal = Cl, Br, I, At, причем в соединениях HalF степени окисления хлора, брома, иода и астата равны +1.

Наконец, при облучении фтор реагирует даже с инертными (благородными) газами:

Хе + F2 = XeF2 + 152 кДж.

Взаимодействие фтора со сложными веществами также протекает очень энергично. Так, он окисляет воду, при этом реакция носит взрывной характер:

3F2 + ЗН2О = OF2^ + 4HF + Н2О2.