5. Общие закономерности химии элементов viiа группы и их соединений

1. Все элементы образуют двухатомные молекулы. Между молекулами Hal₂ осуществляется ван-дер-ваальсово взаимодействие. В группе сверху вниз температуры кипения и плавления простых веществ увеличиваются.

2. Галогены проявляют свойства типичных неметаллов, являются сильными окислителями. Окислительная способность в ряду F₂–Cl₂–Br₂–I₂ уменьшается.

3. Элементы VIIА группы в соединениях проявляют степени окисления от –1 до +7. Фтор не проявляет положительных степеней окисления, т.к. является самым электроотрицательным элементом.

4. Устойчивость галогеноводородов в ряду НF–НCl–НBr–НI уменьшается, восстановительная способность увеличивается, сила кислот увеличивается. Фтороводород в жидком состоянии образует прочные межмолекулярные водородные связи, что обуславливает его высокие температуры кипения и плавления. Фтороводородная кислота, в отличии от других галогеноводородных кислот, является элетролитом средней силы.

5. Фтор образует с кислородом фториды, а остальные галогены –оксиды, проявляющие кислотный характер. Наиболее устойчивым из оксидов галогенов является I₂O₅.

6. Сила кислородсодержащих кислот разных галогенов в одинаковой степени окисления уменьшается в группе сверху вниз; сила кислородсодержащих кислот одного элемента увеличивается с увеличением степени окисления.

7. Для галогенов характерны межгалогенные (интергалогенные) соединения – соединения галогенов друг с другом, а также межгалогенные оксосоединения.

8. Весьма разнообразны органические производные галогенов. Они применяются для производства пластмасс, растворителей, ядохимикатов и др.

Глава II. Элементы via группы

1. Общая характеристика элементов viа группы

Элементы VIА группы периодической системы химических элементов называются халькогенами (в переводе – образующие руды). К халькогенам относятся неметаллы:

кислород – оxygen (от греч. оху genes – образующий кислоты),

сера – sulfur (санскрит, sulvere – сера, лат. sulphurium),

селен – selenium (от греч. selene – луна),

теллур – tellurium (от лат. tellus – земля), а также радиоактивный металл полоний – рolonium (в честь Польши).

Атомы этих элементов содержат на внешнем энергетическом уровне шесть электронов (ns²np⁴), и до его завершения внешнего уровня им не хватает двух электронов, поэтому халькогены проявляют сильные окислительные свойства. Но окислительные свойства у халькогенов выражены слабее, чем у галогенов, так как радиус атомов халькогенов больше радиусов атомов галогенов в соответствующем периоде.

Атомы халькогенов на внешней электронной оболочке имеют 2 неспаренных электрона, поэтому в соединениях все они могут проявлять валентность II. Атомы элементов VIА группы (кроме кислорода) могут переходить в возбужденное состояние и увеличивать число неспаренных электронов до 4 и 6 и соответственно в соединениях проявлять валентность IV и VI. Атом кислорода не может переходить в возбужденное состояние, так как на внешней электронной оболочке не имеет свободных атомных орбиталей. Поэтому в соединениях не может проявлять высшую валентность равную номеру группы VI. В большинстве соединений кислород двухвалентен, максимальная валентность кислорода – IV. Кислород в соединениях проявляет следующие степени окисления: –2, –1, 0, +1, +2. Для остальных элементов данной группы характерны степени окисления: –2, –1, 0, +2, +4, +6.

В группе с увеличением порядкового номера окислительные свойства уменьшаются, а восстановительные свойства возрастают в связи с увеличением радиуса атомов. Аналогично уменьшается и значение относительной электроотрицательности халькогенов (таблица 2).

Таблица 2 – Характеристики атомов элементов халькогенов

	8O	16S	34Se	52Te
Атомный вес	15,9994	32,064	78,96	127,6
Валентные электроны	2s22p4	3s23p4	4s24p4	5s25p4
Ковалентный радиус атома, Ǻ	0,73	1,04	1,17	1,37
Металлический радиус атома, Ǻ	–	–	1,6	1,7
Условный радиус иона, Э2–, Ǻ	1,36	1,82	1,93	2,11
Условный радиус иона Э6+, Ǻ	–	(0,29)	0,35	(0,56)
Энергия ионизации Э0 – Э+, эв	13,618	10,36	9,75	9,01
Сродство к электрону, эв	1,47	2,07	(1,7)	(2,2)
Содержание в земной коре, ат. %	58	0,03	1,5∙10–5	1,3∙10–7

Как видно из приведенных данных, в ряду O–S–Se–Te уменьшаются энергии ионизации, увеличиваются размеры атомов и ионов. Это ослабляет неметаллические признаки элементов.

От кислорода к полонию изменяются физические свойства галогенов: растет плотность, повышаются температуры кипения и плавления, уменьшается растворимость в воде.

При обычных условиях кислород О₂ (молекула двухатомна, связь ковалентная неполярная) – газ, без цвета и запаха, мало растворим в воде (в 1 объеме воды растворяется примерно 2,5 объема кислорода). Сера, селен, теллур – твердые вещества-неметаллы, имеют полиморфные модификации. Полоний – очень редкий и летучий радиоактивный серебристо-серый металл. Образуется при бомбардировке атомов висмута нейтронами. Его используют как источник тепла в космическом оборудовании и источник α-частиц для научных исследований. Чрезвычайно ядовит из-за большой энергии распада.

Соединения халькогенов с водородом имеют форму Н₂Э. При обычных условиях представляют собой газообразные вещества (кроме Н₂О) с характерным запахом, ядовиты, хорошо растворимы в воде. Водные растворы Н₂Э имеют кислую среду и являются кислотами: Н₂S – сероводородная, H₂Se – селеноводородная, H₂Te – теллуроводородная. В этом ряду кислотные свойства усиливаются, но все эти кислоты являются слабыми электролитами. Вода при обычных условиях жидкость без цвета и запаха. Имеет аномально высокие температуры кипения (100 °С), плавления (0 ºС). Такие аномальные свойства воды объясняются наличием межмолекулярных водородных связей в жидком и кристаллическом состоянии. В ряду Н₂О, H₂S, H₂Se, H₂Te восстановительные свойства усиливаются.

Соединения с кислородом: образуют кислотные оксиды ЭО₂, ЭО₃. С повышением степени окисления кислотные свойства оксидов и соответствующих им кислот возрастают.