33. Вода.

Самая высокая теплоёмкость, твёрдая фаза плотнее жидкой, аномальная плотность при 4 ̊С – св-ва, обусловленные наличием водородных связей.

Молекула – угловая, угол 104,3 ̊

Реагирует с щелочными и щелочноземельными металлами, солеобразующими оксидами, солями (гидролиз).

Окисляет восстановленные формы веществ, входящих в состав о-в пар с ϕ ̊< -0,83 В (Na|Na+); восстанавливает окисленные формы веществ, входящих в о-в пары с ϕ ̊> +1,23 В (Co3+|Co2+)

Является лигандом в аквакомплексах. [Al(H2O)6]Cl3

Кристаллогидраты — кристаллы, содержащие молекулы воды и образующиеся, если в кристаллической решётке катионы образуют более прочную связь с молекулами воды, чем связь между катионами и анионами в кристалле безводной соли. Типичными кристаллогидратами являются многие природные минералы, например гипс CaSO4·2H2O. Кристаллизационная вода обычно может быть удалена нагреванием, при этом разложение кристаллогидрата часто идёт ступенчато. Так, медный купорос CuSO4·5H2O (синий) выше 105 °C переходит в тригидрат CuSO4·3H2O (голубой), при 150 °C в моногидрат CuSO4·H2O (белый); полное обезвоживание происходит выше 250 °C.

34. VII а группа. Галогены.

nS²nP⁵

Эл.	Кларк	С.о.	Агр.сост.	Растворимость +20 С
F	0,08	-1	-	-
Cl	0,2	±1, +3, +5, +7	Г	6,5
Br	3*10-3		Ж	3,5
I	4*10-4		Тв	0,3

Хим. св-ва F: имеет высокий потенциал ионизации, в положительных с.о. не бывает; отсутствует 8-е внутренняя оболочка, что увеличивает силу взаимодействия между е и ядром; самое высокое сродство к е, самая высокая электроотрицательность -> самые сильные окислительные свойства; реакции протекают быстро и со значительным тепловым эффектом. (2F₂ + SiO₂ = SiF₄ + O₂)

Хим. св-ва остальных галогенов: не реагируют с азотом и кислородом; реагирует с металлами (Cu, Al, Fe), неметаллами (P, S, C), сложными в-вами (H₂O, щелочи, сероводород).

35. Водородные соединения галогенов.

Получение HCl и HF - NaClтв. + H₂SO₄конц. = HCl + NaHSO₄

Получение HBr и HI - 2P + 3Br₂ + H₂O = 2H₃PO₃ + 6HBr

Хим. св-ва: водные р-ры – кислоты, все – за счёт галогенид-иона – восстановители, I^- и Br^- - самые энергичные, в сторону HI кислотные св-ва усиливаются. HCl окисляется только сильными окислителями - KMnO₄, K₂Cr₂O₇.

36. Кислородные соединения галогенов.

Оксиды.

С.о.	+1	+3	+4	+5	+6	+7
Оксид(ы)	Cl2O	I2O4 I4O9	ClO2 (Cl2O4)	I2O5	ClO3 (Cl2O6)	Cl2O7

Cl₂O₇ – ангидрид хлорной кислоты, маслянистая жидкость, tкип. +83 С.

Кислоты. От HClO ->HBrO ->HIO кислотные свойства убывают. От HClO ->HClO₂ ->HClO₃ ->HClO₄ кислотные свойства усиливаются, окислительные свойства слабеют.

Восстанавливаются до галогенид-ионов, не до свободных галогенов!

37. Элементы VIA группы – халькогены (O, S, Se, Te) ns²np⁴, с.о. -2, +4, +6. Получение – O из воздуха, S самородная сера, Se и Te при переработке сульфидных руд. S, Se и Te в воде практически нерастворимы. Аллотропные модификации - сера (ромбическая, пластическая), селен (Se8 красный, гексагональный или серый, аморфный или стекловидный). Хим. св-ва: О не реагирует с He, Ne, Ar, галогенами, благородными металлами и благородными газами; сера – при н.у. с F, Cl, Hg, при нагревании не реагирует только с благородными газами, азотом, золотом и платиной; селен менее реакционноспособен, но образует селениды, по свойствам подобные сульфидам, теллур по свойствам подобен селену.

38. Сероводород H₂S–бесцветный газ с характерным запахом, легко воспламеняется, очень ядовит, растворимость при 20 С в 1V(H₂O) 2,5V(H₂S). Получение: H2 + S =H₂S. Сильный восстановитель (H₂S + 4Cl₂ + 4H₂O = H₂SO₄ + 8HCl)

Раствор в воде – сероводородная кислота, слабая.

Средние соли – сульфиды, многие нерастворимы в воде, подвергаются гидролизу. Различиями в растворимости сульфидов пользуются в аналитической химии для последовательного осаждения металлов из их солей.

При взбалтывании раствора сульфида с серой и последующем выпаривании получается осадок полисульфидов (напр. Na₂S₂, Na₂S₅).

39. Диоксид серы SO₂ – бесцветный газ с резким запахом, хорошо растворим в воде, причём образуется сернистая кислота. Получение – сжигание серы в кислороде или прокаливании сульфидов (4FeS₂ + 11O₂ = 2Fe₂O₃ + 8SO₂). Сернистая кислота – оч. непрочное соединение, только в р-рах, хороший восстановитель (H₂SO₃ + Cl₂ + H₂O = H₂SO₄ + 2HCl), с сильными восстановителями – окислитель (H₂SO₃ + 2H₂S = 3S + 3H₂O), соли – сульфиты и гидросульфиты (восстановители) при прокаливании разлагаются (4Na₂SO₃ = Na₂S + 3Na₂SO₄).

Триоксид серы SO₃ – бесцветная жидкость, tкип. 45 С, tкрист. 17 С. Ангидрид серной кислоты. Безводная H₂SO₄ – бесцветная маслянистая жидкость, tкрист. 10 С, жадно притягивает воду (применяется для осушения газов, в качестве водоотнимающего средства), концентрированная – энергичный окислитель (HI и HBr до свободных галогенов, уголь до CO₂, серу до SO₂), соли – сульфаты и гидросульфаты (Na₂SO₄ глауберова соль, исп. при изготовлении стекла; CaSO₄*2Н₂О гипс; купоросы – CuSO₄*5H₂O, FeSO₄*7H₂O, исп. в изготовлении красок, для обработки растений от вредителей в с/х)

Тиосерная кислота H₂S₂O₃ неустойчива, при комнатной температуре распадается (H₂S₂O₃ = S + SO₂ + H₂O). Соли – тиосульфаты – устойчивы, восстановители (Na₂S₂O₃ + 4Cl₂ + 5H₂O = 2H₂SO₄ + 2NaCl + 6HCl), применяется в текстильной промышленности, медицине, ветеринарии.

Политионовые кислоты H₂SxO₆ (x от 2 до 6), неустойчивы, известны только в водных р-рах, соли – политионаты, устойчивы, некоторые получены в виде кристаллов. Тетратионовая к-та H₂S₄O₆, соли – тетратионаты (2Na₂S₂O₃ + I₂ = 2NaI + Na₂S₄O₆).

Олеум – раствор триоксида серы в серной кислоте, используется в промышленности для очистки нефтепродуктов, производства красителей, взрывчатых в-в. В олеуме часть молекул оксида и к-ты реагируют и получается пиросерная или двусерная к-та (SO₃ + H₂SO₄ = H₂S₂O₇), соли – пиросульфаты, получаются нагреванием гидросульфатов (2KHSO₄ = K₂S₂O₇ + H₂O), при нагревании выше tплавл. Пиросульфаты разлагаются (K₂S₂O₇ = SO₃ + K₂SO₄).

Пероксилоты (надкислоты) – кислоты, в которых, как в перекиси водорода, два атома кислорода связаны ковалентной связью, образуя цепочку, характерную для пероксидов. При электролизе 50% р-ра серной к-ты на аноде разряжаются ионы НSO₄^- , которые, теряя свои заряды, соединяются попарно и образуют надсерную к-ту (2НSO₄^-= H₂S₂O₈ + 2е). Перокислоты – сильные окислители. Соли – персульфаты – применяются как средство для отбелки и в качестве окислителей в лабораториях.

40.Селен – мало распространён, несколько аллотропных модификаций – аморфный (красно-бурый порошок) и серый (хрупкие кристаллы с мет. блеском). Типичный полупроводник, при освещении резко увеличивается электропроводность.

При соединении с водородом образует селеноводород – бесцветный газ с отвратительным запахом. По хим. свойствам схож с сероводородом. При сжигании селена образуется диоксид SeO2 - ангидрид селенистой к-ты H2SeO3.Действием сильных окислителей диоксид приводится к селеновой к-те H2SeO4 (сильная, малолетуча, энергично соединяется с водой, сильный окислитель, соли похожи на соли серной к-ты).

Теллур – редкий элемент, несколько аллотропных модификаций – аморфный и серый (хрупкие кристаллы с мет. блеском), полупроводник.

При соединении с водородом образует теллуроводород – бесцветный газ с отвратительным запахом. По хим. свойствам схож с сероводородом. При сжигании селена образуется диоксид ТeO2 - ангидрид теллуристой к-ты H2ТeO3.Действием сильных окислителей диоксид приводится к теллуровой к-те H2ТeO4 (очень слабая).