Загальна характеристика галогенів. Валентність та ступінь окиснення атомів.
Головна підгрупа 7 групи – хлор,бром, йод, фтор,астат.
Галогени - хім. активні елементи, тому в природі трапляються в сполуках NaCl,KCl,CaCl2. Йод – тверда кристалічна речовина темно-фіолетового кольору з металічним блиском, трапляеться у воді, в організмі людини, у морській капусті. Фтор в звичайному стані – світло-жовтого кольору газ. Хлор – жовто-зелений газ. Важчий за повітря. Під дією світла розкладается на атомарній хлор. В 1 обємі води розчиняється 2,5 обєма хлору(хлорна вода). При вдиханні дуже подразнює слизову оболонку і викликає гострий кашель, а у великих кількостях — навіть смерть. Під тиском близько 6 атмосфер хлор вже при звичайній температурі скраплюється у жовту важку рідину, яка під нормальним тиском кипить при -34°С, а при -102,4°С замерзає в жовтувату кристалічну масу. Скраплений хлор зберігають і транспортують у стальних балонах. Бром – важка темно-бура рідина, легко випаровується, утв. Червоно-бура пару. Малорозчинний у воді.
Всі галогени у вільному стані – отруйні.
Спепень окисление от -1 до +7.
Пример:
Поширення в природі.
З галогенів у земній корі найпоширеніші хлор і фтор. Масові части у земній корі становлять, %:
Cl – 0,045; F – 0,027; Br – 1,6х10-4, J – 3x10-5.
Астат трапляється у дуже незначних кількостях у продуктах розпаду природних радіоактивних речовин.
Галогени у природі поширені виключно у зв’язаному стані – в основному у вигляді солей:
CaF2 – плавиковий шпат;
Na3 [AlF6] – кріоліт;
Ca5 (PO4)3F – фторапатит;
NaCl – кам’яна сіль;
KCl – сильвін; КСl·MgCl2·6H2O – карналіт.
Основними природними джерелами Br i J є морська вода, бурова вода, вода озер. Йод міститься у водоростях. Трапляється у вигляді солей –
KJO3 i KJO4 , які є супутніми покладів NaNО3 (селітри в Чілі і Болівії).
Фізичні,хімічні властивості олово, плюмбума.
Олово – сріблясто-біла речовина з металічним блиском. Легкоплавкий.Розрізняють біле олово і чорне(за температури нижче 14®).За нижчої температури воно існує у вигляді сірого порошку. Розчиняеться у хловодні і розбавленій азотній кислоті.
Плюмбум – мякий пластичний синювато-сірий метал4 температура плавління 237®. В повітрі покриваеться плівкою.
Стійкі до окиснення киснем. Олово при окисненні утворює диоксид, а плюмбум – моно оксид.
При нагревании олово реагирует с большинством неметаллов. При этом образуются соединения в степени окисления +4, которая более характерна для олова, чем +2. Например:
Sn + 2Cl2 = SnCl4
При сильном нагреве оксид олова (II) диспропорционирует:
2SnO = Sn + SnO2
Сполуки природні плюмбума, одержання,застосування.
Зазвичай зустрічається у вигляді руди галеніту, іноді у вигляді самородків; є кінцевим, стабільним продуктом розпаду урану. використання: фарби на основі свинцю і бензину з його добавками. Є ефективним захистом проти радіації, використовується в гальванічних елементах, склі, кераміці і сплавах типу олова й у припої. Використовується у виробництві акумуляторів.
Отримують свинець із галеніту у дві стадії:
Прожарювання:
2. Відновлення коксом:
Загальна характеристика елементів 6 групи, побічної підгрупи.
Сюди входять хром,молібден,вольфрам. Хром, молібден і вольфрам мають ступінь окислення +2, +3, +6. Хром легко утворює сполуки, в яких він тривалентний або шестивалентний. Молібден найлегше проявляє валентність 6. Вольфрам стійкий до кислот. Хром, молібден і вольфрам здатні безпосередньо сполучатися з киснем при сильному нагріванні металів.Сполуки молібдену і вольфраму з нижчими валентностями менш скійкі, ніж солі двовалентного хрому. Жовтий MoCl2 та сірий WCl2 мають дуже низькі редокс-потенціали. Через це як триоксиди, так і відповідні солі шестивалентних молібдену і вольфраму значно гірше відновлюються, ніж сполуки хрому.Хром, молібден і вольфрам дещо легше ніж з киснем, сполучаються з галогенами. Краще за інші метали взаємодіє хром. Із сіркою метали цієї підгрупи також сполучаються безпосередньо.Метали підгрупи хрому при високій температурі здатні сполучатись з вуглецем і утворювати карбіди.