Либо проводят окислительно-восстановительную реакцию:

4 [Cr (NH₃) ₆] Cl₂+2NH₄Cl+O₂=2 [ (NH₃) ₅Cr (OH) Cr (NH₃) ₅] Cl₅v+6NH₃

34.s,p элементы находятся в главных подгруппах периодичных системах .Каждый период начинается 2s элемента.

В каждом s элементе имеется 1,2 валентных электронов. У р элементов происходит заполнение электронов р элемент орбиталей внешнего энергетического уровня.Таким образом ,s и p валентными является электрон и орбитали внешнего слоя атома.

У s р элементов число внешнего электрона =номер группы,поэтому преобразование химической связи при участии всех электронов элемент проявляет высшую степень окисления номером группы.

При переходе от 1 к 8 группе высшая степень окисления становится менее устойчивой.Объяснение увеличении энергетических различий между s и р орбиталями валентного слоя атома и поэтому уменьшается возможность участия номером s электронов в обраховании химической связи.

Для s и р элементов 1,2,3 группы проявляет степень окисления +1,+2,+3.В соединениях р элементы 4-7 групп могут иметь как низший степень окисления,так и высшие и промежуточные.

Для элементов нечетных групп энергия стабилизации соединение в которых элемент проявляет нечетную степень окисления,для четных четную степень окисления.

Координационное число (число атомов)s и р элементов определяется строением валентных оболочек.

Для элементов с устойчивой валентной электронной конфигурацией наблюдается низкая энергия сродства. Внутри периодов наблюдается немонотонная энергия увеличивается .Это связано с изменением структуры электронных оболочек атома.С рассмотренными тенденциями в изменениях индивидуальных атомов наблюдается усиление неметаллических признаков.(слева на право)

Na,Mg,Si,F,CI-неметаллы.

Под группах сверху вниз радиус -увеличивается, энергия- уменьшается,

средняя энергия –увеличивается, поэтому наблюдается тенденция усилению металлов.

C,Si,Ge-неметаллы.

Sn,Pb-металлы.

Таким образом, одинаковые число электронов определяет близость свойств элементов, различают индивидуальный характер атомов электронов, обуславливает различие их свойств.Si-

35. s,p элементы находятся в главных подгруппах периодичных системах .Каждый период начинается 2s элемента.

В каждом s элементе имеется 1,2 валентных электронов. У р элементов происходит заполнение электронов р элемент орбиталей внешнего энергетического уровня.Таким образом ,s и p валентными является электрон и орбитали внешнего слоя атома.

У s р элементов число внешнего электрона =номер группы,поэтому преобразование химической связи при участии всех электронов элемент проявляет высшую степень окисления номером группы.

При переходе от 1 к 8 группе высшая степень окисления становится менее устойчивой.Объяснение увеличении энергетических различий между s и р орбиталями валентного слоя атома и поэтому уменьшается возможность участия номером s электронов в обраховании химической связи.

Для s и р элементов 1,2,3 группы проявляет степень окисления +1,+2,+3.В соединениях р элементы 4-7 групп могут иметь как низший степень окисления,так и высшие и промежуточные.

Для элементов нечетных групп энергия стабилизации соединение в которых элемент проявляет нечетную степень окисления,для четных четную степень окисления.

Координационное число (число атомов)s и р элементов определяется строением валентных оболочек.

Для элементов с устойчивой валентной электронной конфигурацией наблюдается низкая энергия сродства. Внутри периодов наблюдается немонотонная энергия увеличивается .Это связано с изменением структуры электронных оболочек атома.С рассмотренными тенденциями в изменениях индивидуальных атомов наблюдается усиление неметаллических признаков.(слева на право)

36. Для II группы — конфигурация s², для III группы — конфигурация s²p¹

Первый период образуют два элемента, и наибольшую энергию у них имеет ls-подоболочка. Во 2 периоде наибольшая энергия у 2s-подоболочки у элементов I и II групп, и у 2р-подоболочки у остальных. У элементов 3-го периода наибольшую энергию имеют для I—II и остальных групп, соответственно, 3s и Зр-подоболочки.

Второй и 3-й периоды содержат по 8 элементов. У элементов 2-го периода заполняется слой L (n = 2): сначала 2s-орбитали, а потом последовательно три 2p-орбитали. В атоме неона достигается максимально возможное число электронов на втором квантовом слое. Таким образом, общее число элементов во втором периоде соответствует максимально возможному числу электронов 2n2 = 8. У элементов третьего периода заполняется M-слой (n = 3),состоящий из 3s-, 3p- и 3d-орбиталей. Как и во втором периоде, у двух первых элементов ( Na и Mg ) заполняются s-орбитали, у шести последних (от Al до Ar) - p- орбитали, например: У последнего элемента 3-го периода - аргона Ar (как и у Ne ) завершается заполнение s- и p-орбиталей. Его внешний слой (M-слой) представляет собой совокупность четырех двухэлектронных облаков (одного в форме шара, трех других в форме гантели). У атомов элементов 3-периода в двух первых квантовых слоях (K и L) повторяется электронная конфигурация атома неона (1s22s22p6). по максимумам распределения электронной плотности в атоме аргона можно различить K-, L- и M-слои. Элементы, в атомах которых идёт заполнение s-орбиталей, называются s-элементами, а элементы, в атомах которых заполняются p-орбитали, - p- элементами.

Таким образом, третий период, подобно второму, начинается с двух s-элементов, за которыми следует шесть р-элементов. Струк­тура внешнего электронного слоя соответствующих элементам второго и третьего периодов оказывается, следовательно, анало­гичной. Так, у атомов лития и натрия во внешнем электронном слое находится по одному s~электрону, у атомов азота и фосфора -­ .по два s- и по три р-электрона и т. д. Иначе говоря, с увеличением заряда ядра электронная структура внешних электронных слоев атомов периодически повторяется. Ниже мы увидим, что это спра­ведливо и для элементов последующих периодов. Отсюда следует, что расположение элементов в периодической системе соответ­ствует электронному строению их атомов. Но электронное строение атомов определяется зарядом их ядер 

Один и тот же элемент может образовывать несколько различных типов простых веществ, которые называются аллотропные модификации.

Все простые вещества делятся на два больших класса: металлы и неметаллы. Резкого различия между металлическими и неметаллическими простыми веществами нет.

Из 114 элементов, известных в настоящее время, 96 являются металлами, к ним относятся s-элементы 1 и 2 групп, р-элементы 13 группы, все, кроме бора, 14 группы: германий, олово, свинец, 15 группы: сурьма, висмут, а также все d- и f- элементы. Элементы металлы расположены в начале периодов. Все остальные элементы – неметаллы, к ним относятся р-элементы 14 – 18 групп длинной формы периодической системы, исключая перечисленные выше.

 Аллотропия – это способность атомов одного химического вещества образовывать несколько простых веществ, а эти простые вещества называют аллотропными модификациями.

37.Третий период (Na — Ar) также содержит 8 элементов, характер изменения свойств которых во многом аналогичен наблюдающемуся во втором периоде. Однако Mg, в отличие от Be, более металличен, равно как и Al по сравнению с В, хотя Al присуща Амфотерность. Si, Р, S, Cl, Ar — типичные неметаллы, но все они (кроме Ar) проявляют высшие степени окисления, равные номеру группы. Таким образом, в обоих периодах по мере увеличения Z наблюдается ослабление металлического и усиление неметаллического характера элементов. Менделеев называл элементы второго и третьего периодов (малых, по его терминологии) типическими. Существенно, что они принадлежат к числу наиболее распространённых в природе, а С, N и O являются наряду с H основными элементами органической материи (органогенами). Все элементы первых трёх периодов входят в подгруппы а.

         По современной терминологии ,элементы этих периодов относятся к s-элементам (щелочные и щёлочноземельные металлы), составляющим Ia- и IIa-подгруппы, и р-элементам (В — Ne, At — Ar), входящим в IIIa — VIIIa-подгруппы. Для элементов малых периодов с возрастанием порядковых номеров сначала наблюдается уменьшение атомных, а затем, когда число электронов в наружной оболочке атома уже значительно возрастает, их взаимное отталкивание приводит к увеличению атомных радиусов. Очередной максимум достигается в начале следующего периода на щелочном элементе. Примерно такая же закономерность характерна для ионных радиусов.

         Четвёртый период (K — Kr) содержит 18 элементов (первый большой период, по Менделееву). После щелочного металла K и щёлочноземельного Ca (s-элементы) следует ряд из десяти так называемых переходных элементов (Sc — Zn), или d-элементов (символы даны синим цветом), которые входят в подгруппы б соответствующих групп П. с. э. Большинство переходных элементов (все они металлы) проявляет высшие степени окисления, равные номеру группы. Исключение — триада Fe — Co — Ni, где два последних элемента максимально положительно трёхвалентны, а железо в определённых условиях известно в степени окисления VI. Элементы, начиная с Ga и кончая Kr (р-элементы), принадлежат к подгруппам а, и характер изменения их свойств такой же, как и в соответствующих интервалах Z у элементов второго и третьего периодов. Установлено, что Kr способен образовывать химические соединения (главным образом с F), но степень окисления VIII для него неизвестна.

37.К s-элементам относят элементы IA-группы – щелочные металлы. Электронная формула валентной оболочки атомов щелочных металлов ns1. Устойчивая степень окисления равна +1. Элементы IА-группы обладают сходными свойствами из-за сходного строения электронной оболочки. При увеличении радиуса в группе Li-Fr связь валентного электрона с ядром слабеет и уменьшается энергия ионизации. Атомы щелочных элементов легко отдают свой валентный электрон, что характеризуют их как сильные восстановители.Восстановительные свойства усиливаются с возрастанием порядкового номера.К p-элементам относятся 30 элементов IIIA-VIIIA-групп периодической системы; p-элементы расположены во втором и третьем малых периодах, а также в четвертом—шестом больших периодах. Элементы IIIА-группы имеют один электрон на p-орбитали. В IVА-VIIIА-группах наблюдается заполнение p-подуровня до 6 электронов. Общая электронная формула p-элементов ns2np6. В периодах при увеличении заряда ядра атомные радиусы и ионные радиусы p-элементов уменьшаются, энергия ионизации и сродство к электрону возрастают, электроотрицательность увеличивается, окислительная активность соединений и неметаллические свойства элементов усиливаются. В группах радиусы атомов увеличиваются.Изменение металлических и неметаллических свойствОт 2p-элементов к 6p-элементам энергия ионизации уменьшается. Усиливаются металлические свойства p-элемента в группе с увеличением порядкового номера От Alдо Ar (3 период), отGa до Kr(4 период) метал.свойства усиливаются.

s-элементы в левой части таблицы имеют мало электронов на внешней оболочке и меньший заряд ядра, что способствует образованию именно металлической связи. За понятным исключением водорода и гелия (их оболочки близки к завершению или завершены!), все s-элементы являются металлами.

38.написала на листочек

39.

р-Элементы IV группы Общая характеристика группы. Общая характеристика углерода. Аллотропические модификации углерода. Типы гибридизации атома углерода и строение углеродосодержащих молекул. Углерод как основа всех органических молекул. Физические и химические свойства простых веществ. Активированный уголь как адсорбент. Углерод в отрицательных степенях окисления. Карбиды активных металлов и соответствующие им углеводороды. Углерод(II). Оксид углерода(II), его КО и OВ характеристика, свойства как лиганда, химические основы его токсичности. Цианистоводородная кислота, простые и комплексные цианиды. Химические основы токсичности цианидов. Соединения углерода(IV). Оксид углерода(IV), стереохимия и природа связи, равновесия в водном растворе. Угольная кислота, карбонаты и гидрокарбонаты, гидролиз и термохимическое разложение. Соединения углерода с галогенами и серой. Четыреххлористый углерод, фосген, фреоны, сероуглерод и тиокарбонаты. Цианаты и тиоцианаты. Физические и химические свойства, применение. Биологическая роль углерода. Химические основы использования неорганических соединений углерода в медицине и фармации. Кремний. Общая характеристика. Основное отличие от углерода: отсутствие пи-связи в соединениях. Силициды. Соединения с водородом (силаны), окисление и гидролиз. Тетрафторид и тетрахлорид кремния, гидролиз. Гексафторосиликаты. Кислородные соединения. Оксид кремния(IV). Силикагель. Кремневая кислота. Силикаты. Растворимость и гидролиз. Природные силикаты и алюмосиликаты, цеолиты. Кремнийорганические соединений. Силиконы и силоксаны. Использование в медицине соединений кремния. Элементы подгруппы германия. Общая характеристика. Устойчивость водородных соединений. Соединения с галогенами типа ЭГ2 и ЭГ4, поведение в водных растворах. Оловохлористоводородная кислота. Оксиды. Оксид свинца(IV) как сильный окислитель. Амфотерность гидроксидов. Растворимые и нерастворимые соли олова и свинца. OВ реакции в растворах. Химизм токсического действия соединений свинца. Применение в медицине свинецсодержащих препаратов (свинца(II) ацетат, свинца(II) оксид). Химические основы использования соединений олова и свинца в анализе фармпрепаратов.

PbO + 2HCl = PCl2 + H2O ; PbO + 2NaOH + H2O = Na2 [Pb(OH)4]

40. .s-Элементы

3.1. Водород Общая характеристика. Особенности положения в ПСЭ, реакции с кислородом, галогенами, металлами, оксидами. Вода как важнейшее соединение водорода, ее физические и химические свойства. Аквакомплексы и кристаллогидраты. Дистиллированная и апирогенная вода, их получение и применение в фармации. Природные и минеральные воды. Характеристика и реакционная способность соединений водорода с другими распространенными элементами: кислородом, азотом, углеродом, серой. Особенности поведения водорода в соединениях с сильно и слабополярными связями. Ион водорода, ион оксония, ион аммония.

3.2. s-Элементы - металлы Общая характеристика. Изменение свойств элементов IIA группы в сравнении с IA. Характеристики катионов. Ионы s-металлов в водных растворах; энергия гидратации ионов. Взаимодействие металлов с кислородом, образование оксидов, пероксидов, гипероксидов (супероксидов, надпероксидов). Взаимодействие с водой этих соединений. Гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов; амфотерность гидроксида бериллия. Гидриды щелочных и щелочноземельных металлов и их восстановительные свойства. Взаимодействие щелочных и щелочноземельных металлов с водой и кислотами. Соли щелочных и щелочноземельных металлов: сульфаты, галогениды, карбонаты, фосфаты. Ионы щелочных и щелочноземельных металлов как комплексообразователи. Ионофоры и их роль в мембранном переносе калия и натрия. Ионы магния и кальция как комплексообразователи. Реакция с комплексонами (на примере этилендиаминтетраацетата натрия). Биологическая роль s-элементов-металлов в минеральном балансе организма. Макро- и микро-s-элементы. Поступление в организм с водой. Жесткость воды, единицы ее измерения, пределы, влияние на живые организмы и протекание реакций в водных растворах, методы устранения жесткости. Соединения кальция в костной ткани, сходство ионов кальция и стронция, изоморфное замещение (проблема стронция-90) Токсичность соединений бериллия. Химические основы применения соединений лития, натрия, калия, магния, кальция, бария в медицине и в фармации.

41. Алюминий — основной представитель металлов главной под­группы III группы Периодической системы. Свойства его анало­гов — галлия, индия и таллия — напоминают свойства алюминия, поскольку все эти элементы имеют одинаковую электронную конфигурацию внешнего уровня ns2nр1 и могут проявлять степень окисления +3.С увеличением атомной массы усиливается металлический ха­рактер элементов. Бор — неметалл, остальные элементы (подгруппа алюминия) — металлы. Бор значительно отличается по свойствам от остальных элементов и больше похож на углерод и кремний. Остальные элементы — легкоплавкие металлы, In и Тl — чрезвычайно мягкие.Все элементы группы трехвалентны, но с увеличением атомного номера более характерной становится валентность 1 (Тl преимущественно одновалентен).В ряду В—Аl—Gа—In—Тl уменьшается кислотность и увеличи­вается   основность  гидроксидов   R(ОН)3.   Н3ВО3  —  кислота, Аl(ОН)3 и Gа(ОН)3 — амфотерные основания, In(ОН)3 и Тl(ОН)3 — типичные основания. ТlOН — сильное основание.Далее рассмотрим свойства только двух элементов: под­робно — алюминия, как типичного представителя р-металлов, чрезвычайно широко применяемого на практике, и схематично — бора, как представителя «полуметаллов» и проявляющего ано­мальные свойства по сравнению со всеми другими элементами подгруппы.Алюминий - самый рас­пространенный металл на Земле (3-е место среди всех элемен­тов; 8% состава земной коры). В виде свободного металла в при­роде не встречается; входит в состав глиноземов (Аl2О3), бокситов (Аl2О3 • xН2О). Кроме того, алюминий обнаруживается в виде силикатов в таких породах, как глины, слюды и полевые шпаты.Содержание бора в земной коре составляет всего 0,001%. Его важнейшим природным минералом является бура Na2B4O7.10Н2О.Алюминий имеет единственный стабильный изотоп   , бор — два:   19,9% и    80,1%.Физические свойства. Алюминий в свободном виде — се­ребристо-белый металл, обладающий высокой тепло- и электро­проводностью. Алюминий имеет невысокую плотность — при­мерно втрое меньше, чем у железа или меди, и одновременно — это прочный металл.Бор существует в нескольких аллотропных модификациях. Аморфный бор представляет собой темно-коричневый порошок. Кристаллический бор — серо-черный, с металлическим блеском. По твердости кристаллический бор занимает второе место (после алмаза) среди всех веществ. При комнатной температуре бор пло­хо проводит электрический ток; так же, как кремний, он обладает полупроводниковыми свойствами.Химические свойства. Поверхность алюминия обычно по­крыта прочной пленкой оксида Аl2О3, которая предохраняет его от взаимодействия с окружающей средой. Если эту пленку уда­ляют, то металл может энергично реагировать с водой:

2Аl + 6Н2О = 2Аl(ОН)3 + ЗН2↑.В виде стружек или порошка он ярко горит на воздухе, выде­ляя большое количество теплоты:

2Аl + 3/2O2 = Аl2О3 + 1676 кДж.Это обстоятельство используется для получения ряда металлов из их оксидов методом алюмотермии. Так назвали восстановле­ние порошкообразным алюминием тех металлов, у которых теп­лоты образования оксидов меньше теплоты образования Аl2О3, например:Сr2О3 + 2Аl = 2Сr + Аl2О3 + 539 кДж.

Бор, в отличие от алюминия, химически инертен (особенно кристаллический). Так, с кислородом он реагирует только при очень высоких температурах (> 700°С) с образованием борного ангидрида В2О3:

2В + ЗО2 = 2В2О3,с водой бор не реагирует ни при каких обстоятельствах. При еще более высокой температуре (> 1200°С) он взаимодействует с азо­том, давая нитрид бора (служит для изготовления огнеупорных материалов):

2B + N2 = 2BN.

Лишь со фтором бор реагирует при комнатной температуре, реакции же с хлором и бромом протекают только при сильном нагревании (400 и 600 °С соответственно); во всех этих случаях он образует тригалогениды ВНal3 — дымящие на воздухе лету­чие жидкости, легко гидролизующиеся водой:

2В + 3Наl2 = 2ВНаl3. В результате гидролиза образуется ортоборная (борная) кислота H3BO3:ВНаl3 + 3Н2О = Н3ВО3 + ЗННаl.

В отличие от бора, алюминий уже при комнатной температуре активно реагирует со всеми галогенами, образуя галогениды. При нагревании он взаимодействует с серой (200 °С), азотом (800 °С), фосфором (500 °С) и углеродом (2000 °С):

2Аl + 3S = Аl2S3  (сульфид алюминия),2Аl + N2 = 2АlN  (нитрид алюминия),Аl + Р = АlР (фосфид алюминия),4Аl + 3С = Аl4С3 (карбид алюминия).Все эти соединения полностью гидролизуются с образованием гидроксида алюминия и, соответственно, сероводорода, аммиака, фосфина и метана.Алюминий легко растворяется в соляной кислоте любой кон­центрации:2Аl + 6НСl = 2АlСl3 + ЗН2↑.

Концентрированные серная и азотная кислоты на холоде не действуют на алюминий. При нагревании алюминий способен восстанавливать эти кислоты без выделения водорода:2Аl + 6Н2SО4(конц) = Аl2(SО4)3 + 3SО2 + 6Н2О,Аl + 6НNO3(конц) = Аl(NO3)3 + 3NO2 + 3Н2О.В разбавленной серной кислоте алюминий растворяется с вы­делением водорода:2Аl + 3Н2SО4 = Аl2(SО4)3 + 3Н2.

В разбавленной азотной кислоте реакция идет с выделением оксида азота (II):Аl + 4HNО3 = Аl(NО3)3 + NO + 2Н2О.

Алюминий растворяется в растворах щелочей и карбонатов щелочных металлов с образованием тетрагидроксоалюминатов:

2Аl + 2NаОН + 6Н2О = 2Na[Аl(ОН)4] + 3Н2↑.Кислоты, не являющиеся окислителями, с бором не реагируют и только концентрированная HNO3 окисляет его до борной кис­лоты:В + HNO3(конц) + Н2О = Н3ВO3 + NO↑

42.Главную подгруппу V группы составляют азот, фосфор, мы­шьяк, сурьма и висмут. Каждый из элементов имеет электронную конфигурацию на внешнем уровне ns²nр³ и может проявлять в своих соединениях степень окисления от -3 до +5. Азот и фосфор - типичные неметаллы, мышьяк проявляет и металлические свойства, сурьма и висмут - типичные металлы. В отличие от всех других, в V группе периодической системы очень резко изменяются свойства составляющих ее элементов.

Азот при обычных условиях - газ без цвета и запаха, со­стоящий из двухатомных молекул N₂. Природный азот состоит из двух изотопов: ¹⁴N (99,6%) и ¹⁵N (0,4%). Первый из них играет важную роль в ядерных реакциях, протекающих в атмосфере под воздействием космических лучей:

  

Измерение активности образующегося радиоактивного угле­рода используют в археологии для определения «возраста» углеродсодержащих веществ.

Азот - основной компонент воздуха (78% по объему). Кроме того, азот входит в состав растений и организмов животных в форме белков. Растения синтезируют белки, используя нитраты из почвы. Нитраты образуются там из атмосферного азота и ам­монийных соединений, имеющихся в почве. Процесс превраще­ния атмосферного азота в форму, усвояемую растениями и жи­вотными, называется связыванием (или фиксацией) азота. Связывание азота может происходить двумя способами:

1) Во время разряда молний некоторое количество азота и кислорода в атмосфере соединяется с образованием оксидов азота. Они растворяются в воде, образуя разбавленную азотную кислоту, которая, в свою очередь, образует нитраты в почве.

2) Атмосферный азот под действием особых бактерий непосредственно превращается в нитраты. Некоторые из таких бактерий присутствуют в почве, другие - в узелках корневой системы клубеньковых растений.

Нитраты также вносятся в почву в форме удобрений. Растения усваивают нитраты из почвы через свою корневую систему. После смерти растений и животных их белки разлагаются, образуя соединения аммония. Эти соединения в конце концов превращаются гнилостными бактериями в нитраты, которые остаются в почве, и азот, который возвращается в атмосферу.

Все эти процессы являются составными частями круговорота азота в природе.

Фосфор - «элемент-одиночка»; известен его единственный стабильный изотоп ³¹Р. Фосфор, как и азот, тоже является одним из незаменимых для жизни элементов и входит в состав всех жи­вых организмов. Он содержится в костных тканях и необходим животным в процессах обмена веществ для накопления энергии. Простое вещество при обычных условиях существует в виде це­лого ряда аллотропных модификаций, точное число которых до сих пор является предметом дискуссий. Главные из них - белый, красный и черный фосфор, которые при определенных условиях могут взаимопревращаться. Все аллотропы химически активны (особенно белый) и взаимодействуют со многими веществами, поэтому в свободном состоянии в природе фосфор не встречает­ся, а входит в состав минералов типа апатитов ЗСа₃(PO)₄∙CaF₂ и фосфатов Са₃(РО₄)₂.

43..Галогены (от греч. halos - соль и genes - образующий). К галогенам относятся элементы VII группы, А подгруппы периодической системы. Галогены - это фтор (F), хлор (Cl), бром (Br), йод (I) и астат (At), свойства которого мало изучены

Галогены гораздо больше похожи между собой, чем неметаллы других групп. Они относятся к самым активным неметаллам. Атомы этих элементов содержат на внешнем энергетическом уровне семь электронов и до его завершения им недостает только одного электрона, поэтому галогены проявляют яркие окислительные свойства. Из-за высокой окислительной способности галогены в природе в свободном виде практически не встречаются, они входят в состав различных солей. Отсюда произошло название "галогены" - "солероды".В подгруппе с увеличением порядкового номера окислительные свойства уменьшаются в связи с увеличением радиуса атомов: от фтора к астату - и, соответственно, возрастают их восстановительные свойства. Аналогично уменьшается и значение относительной электроотрицательности галогенов. Как наиболее электроотрицательный элемент, фтор в соединениях с другими элементами проявляет постоянную степень окисления -1. Остальные галогены могут проявлять как эту степень окисления в соединениях с металлами, водородом и менее электроотрицательными элементами, так и положительные нечетные степени окисления от +1 до +7 в соединениях с более электроотрицательными элементами: кислородом, фтором. 

ФТОР (лат. Fluorum), F, химический элемент с атомным номером 9, атомная масса 18,998403. Конфигурация внешнего электронного слоя 2s2p5. В соединениях проявляет только степень окисления –1 (валентность I). Фтор расположен во втором периоде в группе VIIА периодической системы элементов Менделеева, относится к галогенам. Фтор — самый активный неметалл, существует в виде двухатомных молекул F2.В свободном виде фтор — бесцветный газ с резким удушливым запахом. При Химическая активность фтора чрезвычайно велика. Из всех элементов со фтором не образуют фторидов только три легких инертных газа — гелий, неон и аргон. Во всех соединениях фтор проявляет только одну степень окисления –1.

ХЛОР (лат. Chlorum), Cl, химический элемент с атомным номером 17, атомная масса 35,453. Конфигурация внешнего электронного слоя 3s2p5. В соединениях проявляет степень окисления -1; 0; +1; +3; +5; +7. Хлор расположен с третьем периоде VII группы периодической системы Менделеева, относится к галогенам. Хлор — активный неметалл, существует в виде двухатомных молекул Cl2

В свободном виде хлор - газ, желто-зеленого цвета с резким запахом. С хлор конденсируется в желтую жидкость, а при -101, °С затвердевает; хорошо растворяется в дихлорэтане и четыреххлористом углероде. Хлор непосредственно соединяется почти со всеми элементами, поэтому в природе он встречается только в виде соединений.

С хлором, вернее, с его соединениями в виде поваренной соли человечество знакомо уже давно. Издавна был известен способ получения поваренной соли из морской воды. В свободном состоянии хлор впервые был получен лишь в 1774 г. шведским химиком Карлом Вильгельмом Шееле (1742- 1786) нагреванием пиролюзита - оксида марганца (IV)-с соляной кислотой.

БРОМ (лат. Bromum), Br, химический элемент с атомным номером 35, атомная масса 79,904. Конфигурация внешнего электронного слоя 4s2p5. В соединениях проявляет степени окисления –1, +1, +3, +5 и +7 (валентности I, III, V и VII), причем наиболее характерны степени окисления –1 и +5. Бром расположен в четвертом периоде в группе VIIА периодической системы элементов Менделеева, относится к галогенам. Бром — неметалл, существует в виде двухатомных молекул Br2.

В свободном виде бром — рыжая легколетучая жидкость. Название связано с тем, что у брома тяжелый, неприятный запах паров (от греческого bromos — зловоние).

ИОД (йод) (лат. Iodum), I (читается «йод»), химический элемент с атомным номером 53, атомная масса 126,9045. Конфигурация внешнего электронного слоя 5s2p5. В соединениях проявляет степени окисления –1, +1, +3, +5 и +7 (валентности I, III, V и VII). Иод расположен в пятом периоде в группе VIIА периодической системы элементов Менделеева, относится к галогенам.

Йод при обычных условиях — твердое черно-серое вещество с металлическим блеском и специфическим запахом.. Важная особенность йода — способность сублимироваться (переходить из твердого в парообразное состояние, минуя жидкое) уже при комнатной температуре.. По реакционной способности йод — наименее активный галоген.

Все галогены проявляют высокую окислительную активность, которая уменьшается при переходе от фтора к йоду.

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

2Аl + 3F2↑→ 2АlF3 фторид алюминия

2Fе + 3F2↑→ 2FеF3 фторид алюминия

С металлами галогены реагируют с образованием соответствующих галогенидов (фторидов, хлоридов, бромидов, йодидов):

2Na + Cl2↑ → 2NaCl хлорид натрия

2K + Br2 → 2KBr бромид калия

Йод существенно отличается по химической активности от остальных галогенов. Он реагирует с металлами медленно реагирует только при нагревании

2Na + J2 → 2NaJ йодид натрия