• 7.Сульфур(IV) оксид. Одержання та властивості. Сульфітна кислота і її солі. Окисно-відновні властивості сульфур(IV) оксиду та сульфітної кислоти і її солей.

SO2- сульфур діоксид (сірчистий газ) – прозорий газ з задушливим запахом. У промисловості SO2 добувають прожарюванням на повітрі сульфідів металів. При розчиненні сірчистого газу у воді утворюється сульфітна (сірчиста) кислота: SО2 + Н2О = Н2SО3. SO2 розчиняються у воді, утворюючи сульфітну кислоту.

SO2 взаємодіє з основними оксидами і гідроксидами, утворюючи солі – сульфіти. SO2 проявляє властивості окисника і відновника: 2SO2 + О2 = 2SО3 - SO2 – відновник; 2H2S + SO2 = 2Н2О + S - SО2 – окисник.

У лаб SО2 можна отримати при дії конц Н2SO4 на мідну стружку: Cu + 2H2SO4 = CuSO4 + SО2 + 2Н2О.

• 8.Галогени. Розміщення галогенів у Періодичній системі та будова атомів. Загальна характеристика галогенів. Бром, фізичні та хімічні властивості.

Галогени - головна підгрупа VII групи, до якої включені Флуор, Хлор, Бром, Йод, Астат. На зовнішньому електронному рівні атоми галогенів містять 7 електронів (nS² nP⁵).

Зі збільшенням порядкового номера в ряду F - At збільшуються радіуси атомів, зменшуються електронегативність, неметалічні властивості і окиснювальна здатність елементів.

Бром (Br) — хімічний елемент з атомним номером 35, що належить до галогенів і утворює однойменну просту речовину Br2, червоно-буру рідину з різким запахом.

Кларк брому 1,6·10−4% за масою. Він проявляє валентність від 1 до 7. Молекула брому двоатомна (формула Br2).

Хімічні властивості Бром належить до головної підгрупи сьомої групи періодичної системи. Маючи в зовнішньому електронному шарі сім електронів, його атоми легко віднімають валентні електрони від атомів інших елементів і перетворюються в негативно одновалентні іони Br−. Цим самим проявляються його різко виражені окисні властивості.

Реакції з неметалами

Бром реагує з воднем: Br2+Н2 → 2HBr Не реагує з киснем, але відомі його оксиди отримані іншими шляхами: Дає сполуки з фтором

Реакції з складними неорганічними сполуками

3Br2+ 3H2O = HBrO3+ 5HBr

Реакції з органічними сполуками

З Оксигеном в реакцію не вступає.

• 9.Хлор у Періодичній системі. Добування хлору в лабораторії та промисловості. Фізичні та хімічні властивості хлору.

Хлор (Cl) — елемент головної підгрупи VII групи з атомним номером 17. Хімічно активний неметал. Входить у групу галогенів Молекула хлору двоатомна (формула Cl2).

Оксиди хлору є кислотними: Cl₂О, ClО₂, Cl₂О₆, Cl₂О₇. Усі вони нестабільні та вибухонебезпечні Кислоти Хлору, які містять Оксиген: НClО (хлорнуватиста кислота) НClО₂ (хлориста кислота) НClО₃ (хлорнувата кислота) НClО₄ (хлорна кислота).

Фіз власт: газ жовто-зеленого кольору з неприємним запахом, важчий за повітря. Відновлювні власт проявляє тільки при взаємодії з флуором. У сполуках з більш електронегативними ел може мати ступінь окиснення +1 (F, О, N).

Хлор з'єднується майже з усіма ел. Тому в природі він трапляється лише у вигляді сполук

В пром добувають електролізом: NaCl = Na+ + Cl-

В лаб окисн хлороводню чи хлоридів за наявності к-т.: 4HCl + MnO₂ → MnCl₂ + Cl₂ ↑ + 2H₂O

Також застововують інші окисники:2KMnO₄ + 16HCl → 2KCl + 2MnCl₂ + 5Cl₂↑ +8H₂O K₂Cr₂O₇ + 14HCl → 3Cl₂ + 2KCl + 2CrCl₃ + 7H₂O

З сіллю Cl2+2KBr=2KCl+Br2 З кислотою H2S+Cl2=2HCl+S З гідроксидом 2NaOH+Cl2=NaCl+NaClO+H2O

у воді. H2O +Cl2 = HCl+HClOз металами з виділ вел к-сті t. Cu + Cl₂ = CuCl₂, З неметалом 2Р + 3Cl2 = 2PCl3; з воднем при освітленні чи t з вибухом: Cl₂+Н₂=2HCl Ст ок -1 є найстійкішим, він є у гідроген хлорид