Тема 2. P-Элементы.

2.1. Общая характеристика.

p-Элементы имеют общую электронную конфигурацию ns2np1–6 и образуют подгруппы IIIА, IVА, VА, VIА, VIIА и VIIIА периодической системы.

В подгруппе IIIА рассматривают отдельно типические элементы - B, Al и подгруппу галлия (Ga, In, Tl), в IVА – типические C, Si и подгруппу германия (Ge, Sn, Pb), в VА – N, P и подгруппу мышьяка (As, Sb, Bi), в VIА – O и подгруппу халькогенов (S, Se, Te, Po), в VIIА – галогены (F, Cl, Br, I, At), в VIIIА – Ne, Ar и подгруппу криптона (Kr, Xe, Rn).

В отличие от s-элементов, p-элементы поливалентны. Высшие положительные степени окисления равны номеру группы, отрицательные – числу неспаренных электронов для элементов IVА–VIIА подгрупп. Для элементов подгруппы Kr возможны только формально положительные четные степени окисления.

При переходе сверху вниз, в подгруппах возрастает разница энергий s- и p-подуровней, поэтому легким элементам свойственны высшие степени окисления, а тяжелым – низшие. Так, в подгруппе IVА стабильность соединений Э2+ возрастает в ряду Ge2+ < Sn2+ < Pb2+. В той же последовательности уменьшается устойчивость соединений Э4+. Подтверждением этому служит изменение термической устойчивости водородных соединений ЭH4.

Таблица1.

Термическая устойчивость водородных соединений ЭH₄

ЭH4	CH4	SiH4	GeH4	SnH4	PbH4
tразл, °C	800	450	285	150	0

Восстановительные свойства p-элементов в группе сверху вниз усиливаются, а окислительные ослабевают. Примером тому может служить изменение значений E° для Г₂

Таблица2.

Изменение значений E° для Г₂

Г2	F2	Cl2	Br2	I2
Е ,	2,86	1,36	1,07	0,53

и реакции типа

1/2F2 + 1/2Cl2 + H2O → HF + HclO.

Окислителями и восстановителями являются соединения, в которых элементы находятся в неустойчивых степенях окисления и в ходе реакции переходят в более устойчивые. Так, для элементов IVА подгруппы стабильность степени окисления +2 увеличивается с ростом порядкового номера. Если Ge+2 – сильный восстановитель, то Pb+4 – энергичный окислитель.

Окислительная активность Pb+4 проявляется в реакции при разрядке свинцового аккумулятора

PbO2 + Pb + 2H2SO4 = 2PbSO4 + 2H2O

Таблица 3

Важнейшие характеристики р-элементов IIIA-VIIA групп

Элементы ns2np1-5	Плотность, г·см-3	tпл, С	tкип, С	Потенциал ионизации, эВ	Атомный радиус, нм	ЭО	Степени окисления	Кислотно-основные свойства
В	2,33	2030	2530	8,30	0,095	2,0	+3	HBO2←H3BO3, H[B(OH)4] сл.к-та
Al	2,70	659	2447	5,98	0,143	1,5	+1,+2,+3	Al(OH)3, амф.
Ga	5,91	29,8	2227	6,00	0,122	1,6	+1,+2,+3	Ga(OH)3, GaO(OH).
In	7,30	156	2047	5,79	0,162	1,7	+1,+2,+3	In(OH)3
Tl	11,85	304	1457	6,11	0,167	1,8	+1,+3	Tl(OH)3(сл.осн),TlOH(с.к-та)
C	2,2 (гр)	3800	-	11,26	0,077	2,5	-4,+2,+4	H2CO3
Si	2,33	1423	2355	8,15	0,117	1,8	-4,+2,+4	H2SiO3,H4SiO4
Ge	5,33	937	2830	7,90	0,122	1,8	-4,+2,+4	H4ЭO4(с.к-та), Э(OH)2(сл.осн)
Sn	7,29 ( )	232	2687	7,34	0,140	1,8	+2,+4
Pb	11,34	327	1751	7,42	0,175	1,8	+2,+4
N	0,88 (ж)	-210	-196	14,53	0,070	3,0	-3,-2,-1,+1,+2,+3,+4,+5	HNO2(сл.к-та), HNO3
P	1,82 (бел)	44,2	281	10,48	0,110	2,1	-3,-2,-1,+1,+3,+4,+5	HPO3,H3PO4,H4P2O7,H5P3O10
As	5,72	815	613	9,81	0,118	2,0	-3,+3,+5	H3AsO4(сл.к-та)
Sb	6,69	631	1637	9,64	0,136	1,9	-3,+3,+5	Sb(OH)3
Bi	9,79	271	1560	7,29	0,146	1,9	-3,+3,+5	Bi(OH)3(осн)

O	1,29	-219	-183	13,62	0,066	3,5	-2,-1,-1/2,-1/3,+1,+2	H2O
S	2,07	115	445	10,36	0,105	2,5	-2, +2,+4,+6	H2Э(сл.к-та) H2ЭO3(сл.к-та) H2ЭO4(с.к-та) H2SeO4 сильнее H2TeO4 полимерные кислоты, пероксокислоты
Se	4,79	217	685	9,75	0,116	2,4	-2,+4,+6
Te	6,25	450	990	9,01	0,143	2,1	-2,+4,+6
Po	9,32	282	962	8,43	0,176	2,0	-2,+4,+6
F	1,51 (ж)	-219	-183	17,4	0,064	4,0	-1	HF
Cl	1,57 (ж)	-101	-34	13,0	0,099	3,0	-1, +1,+3,+5,+7	HЭ, HЭO, HЭO2, HЭO3, HЭO4
Br	3,14 (ж)	-8,25	58	11,8	0,114	2,8	-1, +1,+3,+5,+7
I	4,93 (кр)	113,6	183	10,5	0,133	2,5	-1, +1,+3,+5,+7

2.2. Гидроксиды р-элементов

Кислотно-основные свойства соединений, содержащих группировку Э–O–H, определяются относительной прочностью связей Э–О и О–Н. Если связь Э–О прочнее связи О–Н, то гидроксид диссоциирует по кислотному типу Э–О–Н = Э–О– + H+. Если прочнее связь О–Н, то соединение диссоциирует как основание Э–О–Н = Э+ + OH–. Связь Э–О тем прочнее, чем больше заряд и меньше радиус иона элемента. Увеличение заряда и уменьшение радиуса Э усиливает связь Э–О, делает ее более ковалентной, а следовательно, более ионной и менее прочной связь О–Н.

На основании этих представлений можно сформулировать некоторые закономерности в изменении кислотно-основных свойств гидроксидов p-элементов:

При одинаковой степени окисления кислотные свойства гидроксидов в группе сверху вниз уменьшаются вследствие роста эффективного радиуса иона Эn+.Так, в IIIА группе происходит усиление основных свойств: H3BO3 – кислота, Al(OH)3 и Ga(OH)3 – амфотерные соединения, In(OH)3 – амфотерный гидроксид с преобладанием основной ионизации, Tl(OH)3 – основание.

В IVА группе Ge(OH)2, Sn(OH)2, Pb(OH)2 – амфотерные соединения, их основность растет от Ge к Pb; у Ge(OH)2 преобладает кислотная ионизация, у Pb(OH)2 – основная.

В VА группе также наблюдается общая закономерность: HNO2 и H3PO3 – слабые кислоты, H3AsO3 – амфотерная кислота, Sb(OH)3 – амфотерное основание, Bi(OH)3 – основание. Все гидроксиды p-элементов VIА и VIIА групп являются кислотами. Сила кислот уменьшается сверху вниз в каждой группе. Так, H2SO4 и H2SeO4 – сильные кислоты, теллуровая H2TeO4 – слабая кислота. В ряду слабых кислот SO2 · H2O – H2SeO3 – H2TeO3 у теллуристой кислоты проявляется амфотерность. Кислотные свойства также ослабевают от Cl к I, например, HClO и HBrO – слабые кислоты, а HIO – амфотерное соединение.

С увеличением положительной степени окисления элемента уменьшается эффективный радиус, поэтому кислотные свойства гидроксидов усиливаются. Так, SO2 · H2O и HNO2 – слабые кислоты, а H2SO4 и HNO3 – сильные; TlOH – сильное основание, Tl(OH)3 – слабое; Pb(OH)2 – гидроксид основного характера, PbO2 · nH2O – кислотного.

Кислотные свойства гидроксидов в периоде возрастают с ростом Z. Это объясняется тем, что в результате увеличения заряда растет ковалентность связи Э–О и, как следствие этого, ионность связи О–Н.

2.3. Отличия соединений p-элементов второго и третьего периода

Как известно, p-элементы второго периода по свойствам мало похожи на своих аналогов третьего и последующего периодов. Примером тому могут служить диоксиды углерода CO2 и кремния SiO2.

Трудно найти другие два электронных аналога, обладающими такими различиями: диоксид углерода CO2 – газ, диоксид кремния (кремнезем) SiO2 – очень твердое вещество, плавящееся при 1710 °C. Диоксид углерода существует в мономерном состоянии в виде молекул с двойными связями между углеродом и кислородом (О=С=О). Диоксид кремния образует непрерывную сетку, в которой нет двойных связей: каждый атом кремния связан с четырьмя атомами кислорода, и каждый атом кислорода в свою очередь связан с двумя атомами кремния.

Резко отличаются свойства соединений других аналогов – азота и фосфора, кислорода и серы. Если N2 и O2 – газообразные вещества, молекулы которых имеют кратные связи, (N≡N, O=O), то простые соединения фосфора и серы – полимерные кристаллические вещества. Наиболее устойчивы четырехатомные молекулы P4, имеющие форму тетраэдра, и циклические молекулы S8 Наблюдаемые отличия в химических свойствах p-элементов третьего периода от свойств их аналогов второго периода связаны с появлением в третьем периоде свободного d-подуровня, способного участвовать в образовании химических связей. Влияние свободных d-орбиталей проявляется в следующем:

Возбужденные p-электроны занимают d-орбитали, увеличивая тем самым валентные возможности элементов. Так, в отличие от кислорода (2s22p4), у серы (3s23p43d0) осуществляется переход двух электронов на 3d-подуровень. Степень окисления серы достигает шести, а sp3d2-гибридизация определяет октаэдрическое строение SF6. Степень окисления фосфора в соединениях PCl5 и K[PCl6] равна +5, а координационное число – пяти (sp3d-гибридизация) и шести (sp3d2-гибридизация).

Благодаря d-орбиталям в соединениях элементов третьего периода связи упрочняются. Так, в ионах кроме σ-связей, образованных sp3-гибридными орбиталями центрального атома и p-орбиталями кислорода, возникает дополнительное связывание за счет свободных 3d-орбиталей кремния, фосфора, серы и неподеленных электронных пар кислорода. Это связывание стабилизирует основные σ-связи. Поэтому, несмотря на увеличение радиуса кремния по сравнению с углеродом, связи Si–O (445 кДж), Si–F (567 кДж), Si–Cl (382 кДж) прочнее связей С–О (359 кДж), C–F (487 кДж) и C–Cl (340 кДж). Однако связь Si–H (319 кДж) слабее связи C–H (414 кДж) из-за отсутствия не поделенных электронных пар у водорода, так же как связь Si–Si (222 кДж) слабее связи С–С (348 кДж) из-за увеличения ковалентного радиуса кремния.

2.4. Водородные соединения р-элементов

p-Элементы с водородом образуют соединения с ковалентно-полярными связями.Степень полярности связи легко оценить по разности электроотрицательностей элементов (ΔЭО). Так, для B, C, P, Si, Ge, As, Sn, Sb) связь в соединениях с водородом практически ковалентная.

Из рассмотрения изменения в группах и периодах электроотрицательности соответствующих p-элементов и радиусов их атомов (ионов) можно сделать следующее обобщение: в пределах каждой подгруппы элементов обычно уменьшается прочность водородных соединений; в пределах каждого периода возрастает их кислотность. Валентный угол в группе с ростом Z уменьшается. Это объясняется ослаблением способности валентных орбиталей элементов к sp3-гибридизации из-за увеличения разности энергии s- и p-подуровней.

Таблица 4.

Значение валентных углов в водородных соединениях р-элементов

Соединение	∟HЭH, °	Соединение	∟HЭH, °
NH3	107,3	H2O	104,5
H3P	94	H2S	93
H3As	92	H2Se	91
H3Sb	91	H2Te	90

Кроме общих закономерностей, водородные соединения p-элементов обнаруживают аномалию в проявлении некоторых свойств, в частности, в температурах кипения и плавления.

Обычно с увеличением молекулярной массы температуры кипения и плавления соединений увеличиваются. Ожидаемый ход кривой наблюдается только для водородных соединений IVА группы (CH4, SiH4, GeH4, SnH4), в трех других рассмотренных группах обнаруживаются аномально высокие точки кипения для NH3, H2O, НF. Это объясняется образованием из молекул этих веществ ассоциатов –H–F...H–F... за счет водородной связи *). Интересно отметить, что наиболее прочной является водородная связь между молекулами HF, т. к. фтор – наиболее электроотрицательный элемент, однако, самая высокая температура кипения у воды. Объясняется это тем, что каждая молекула воды может образовать две водородные связи, тогда как молекула фтористого водорода – только одну.

*) Напомним, что Н-связь возникает по донорно-акцепторному механизму между молекулами Н–Э, где Э – сильно электроотрицательный элемент, имеющий неподеленные электронные пары (O, N, F, S, Cl). Энергия Н-связи H...F равна 34 кДж, Н...О – 25,5 кДж и H...N – 8 кДж.

Среди водородных соединений p-элементов особое место принадлежит соединениям бора (бороводородам, боранам) B2H6, B4H10, B6H10, B5H11 и др. Они интересны тем, что относятся к электронодефицитным соединениям – число электронов в этих соединениях меньше, чем требуется для образования двухэлектронных двухцентровых связей. В диборане B2H6 двенадцать валентных электронов участвуют в восьми связях. В двух концевых группах BH2, которые лежат в одной плоскости, атомы бора и водорода связаны двухцентровыми двухэлектронными связями. Два же центральных атома водорода расположены симметрично над этой плоскостью и под нею и объединены с атомами бора трехцентровыми мостиковыми связями, хорошо описываемыми с позиций ММО. Две атомные sp3-гибридные орбитали бора (по одной от каждого атома) с одним электроном перекрываются с 1s-орбиталью атома водорода, которая дает еще один электрон, образуя связывающую, несвязывающую и разрыхляющую электронные орбитали. Пара электронов занимает связывающую орбиталь, что обеспечивает устойчивость этих мостиковых связей в молекуле B2H6.

2.5. Оксиды, бориды, карбиды, силициды и нитриды р-элементов

Среди оксидов p-элементов есть газообразные (CO2, NO, N2O5, SO2, SO5), жидкие (Cl2O, Cl2O5) и твердые (Al2O3, B2O3, SiO2). В оксидах связь преимущественно ковалентная, полярность которой тем больше, чем больше разность электроотрицательностей элемента и кислорода. Оксиды с малополярной ковалентной связью имеют кислотный характер и свойственны элементам, расположенным в верхнем правом углу, а основные оксиды имеют полярную связь и характерны для элементов, находящихся в нижнем левом углу периодической таблицы.

Соединения бора, углерода, кремния и азота с элементами, имеющими меньшую электроотрицательность, называют соответственно боридами, карбидами, силицидами и нитридами. Аналогично водородным соединениям, они подразделяются на ионно-солеобразные (с s-элементами), ковалентные (с p-элементами) и металлоподобные (с d- и f-элементами). Такая классификация, естественно, не является абсолютной как в силу многообразия свойств соединений, так и по причине того, что некоторые из них сочетают в себе признаки двух типов – так называемые промежуточные соединения.

Связь в твердых неорганических веществах, к которым принадлежат рассматриваемые соединения, носит ковалентно-ионно-металлический характер.

В ионно-солеобразных соединениях B, C, Si, N играют роль аниона. К таким соединениям относятся карбиды, представляющие собой продукт замещения водорода на металл в молекуле метана (Al4C3, Be2C), и производные ацетилена (CaC2, Ag2C2).

Нитриды и силициды ионного типа получаются при окислении металлов азотом и кремнием при температурах 700–1200 °С. Они легко разлагаются водой и кислотами, проявляя основные свойства:

2Li3N + 6H2O = 6LiOH + 2NH3

Особо следует выделить солеобразные силициды, которые, будучи химически неустойчивыми, в отличие от карбидов, нитридов и боридов имеют ионно-ковалентную природу связи и являются полупроводниками.

Из ковалентных карбидов, силицидов, нитридов и боридов особый интерес представляют алмазоподобные соединения. Они образуются элементами с близкими электроотрицательностями и склонностью к sp3-гибридизации. Обычно это бинарные соединения типа AIIIBV и AIVBIV. Тип гибридизации определяет их кристаллическое строение, поэтому их называют тетраэдрическими фазами. Ионность связи в них незначительна. Соединения эти весьма тугоплавкие и сверхтвердые. Типичными представителями алмазоподобных соединений являются бориды и карбиды азота и кремния.

Нитрид бора BN получают прямым взаимодействием бора с аммиаком при высокой температуре. Аналогия группировок C–C и N–B (они изоэлектронны – имеют по восемь валентных электронов) подтверждается существованием двух модификаций борида азота. Из простых веществ получается модификация с гексагональной атомнослоистой структурой типа графита с расстоянием между слоями 3,34 Ǻ (у графита 3,40 Ǻ), где бор и азот находятся в sp2-гибридном состоянии. BN – белого цвета («белый графит»), имеет температуру плавления 3000 °C и является типичным полупроводником.

Водой нитрид бора медленно разлагается по реакции:

BN + 3H2O = H3BO3 + NH3,

что свидетельствует о полярности связи B–N.

При нагревании «белого графита» до температуры 1800° под давлением 60–80 тыс. атмосфер он переходит в кубическую модификацию типа алмаза, в которой атомы B и N имеют sp3-гибридизацию. Такая модификация называется боразоном или эльбором и представляет собой бесцветные, желтые или черные кристаллы. По твердости эльбор приближается к алмазу, а по термостойкости даже превосходит его: он не изменяется до 2700 °С, тогда как алмаз сгорает уже при 900 °С. Подобно алмазу, боразон – диэлектрик.

К ковалентным карбидам относится также карборунд SiC. Получают его в дуговых электропечах при 2200 °С из смеси песка с коксом. Чистый каборунд – диэлектрик, но примеси делают его полупроводником (ΔE = 1,5–3,5 эВ). Он тугоплавок (tпл = 2830 °С), по твердости приближается к алмазу. Термически стоек. Используется как абразивный и огнеупорный материал.

Алмазоподобный нитрид кремния Si3N4 представляет собой кристаллическое белое вещество. Температура возгонки около 1900 °С. Он устойчив к воздействию HF и растворов щелочей.

2.6. Интерметаллические соединения

Металлы характеризуются склонностью сплавляться друг с другом, образуя твердые растворы и химические соединения, называемые интерметаллическими, или интерметаллидами.

В противоположность твердым растворам интерметаллиды имеют кристаллическую структуру, отличную от структур исходных металлов. Состав интерметаллических соединений не всегда подчиняется правилам валентности, но эти соединения имеют ярко выраженную индивидуальность свойств. Два металла могут образовывать между собой не одно, а несколько соединений, например, NaSn3, NaSn2, NaSn, Na4Sn3, Na2Sn, Na4Sn и др., существующие лишь в определенных пределах состава и температуры.

Устойчивость интерметаллидов определяется природой взаимодействующих металлов. Чем сильнее отличаются металлы по своей природе и электроотрицательности (ЭО), тем более прочные соединения они образуют, а их образование сопровождается значительным экзотермическим эффектом. Эту закономерность можно наблюдать на примере соединений Mg с металлами II–V групп, в которых стандартная энтальпия образования резко повышается при переходе от MgZn к Mg3Sb2

Таблица 5.

Интерметаллиды магния.

Интерметаллид	MgZn	MgY	MgTl	MgSn	Mg3Sb2
Hобр0, кДж/моль	+10,5	–10,5	–50,2	–76,6	–232,2

Среди соединений различают два типа: валентные и электронные.Валентные интерметаллиды, как правило, образуют металлы с заметно отличающимися электроотрицательностями. Диаграммы плавкости в этом случае имеют четко выраженный максимум, соответствующий составу интерметаллида. Формула последнего отвечает обычным валентностям элементов (Na2Sn, Na4Sn, Mg2Ge, Mg2Sn, Mg3Sb2, Mg3Al2. Связь в таких соединениях ковалентно-полярная, растет с уменьшением ΔОЭО атомов. При электролизе расплавов валентных интерметаллидов на аноде осаждается более электроотрицательный металл.

Типичные металлы образуют второй тип интерметаллидов – электронные соединения. В них элементы не проявляют своих характерных степеней окисления. Их состав определяется не свойствами взаимодействующих компонентов, а формальной электронной концентрацией (ФЭК), т. е. отношением числа валентных электронов к числу взаимодействующих атомов в формуле. В соответствии со значениями ФЭК (табл. 8) большинство известных электронных соединений можно отнести к трем типам со свойственными им кристаллическими решетками. Для первого типа ФЭК равна 3/2, для второго – 21/13, третьего – 7/4.

Таблица 6.

Интерметаллиды электронного типа.

Формула интерметаллида

Число вал. электронов

Число атомов в формуле

ФЭК

Структура

AgMg	1 + 2	2	3/2	Кубическая объемноцентрированная
Cu5Sn	5 + 4	4	3/2
Na3Sn	3 + 4	4	7/4	Гексагональная
Ag5Al3	5 + 9	8	7/4
Cu9Al4	9 + 12	13	21/13	Кубическая особая
Na31Pb8	31 + 32	39	21/13

2.7. Благородные газы

Благородные газы имеют электронную конфигурацию ns2np6 (у гелия 1s2) и составляют VIIIА группу. По мере возрастания порядкового номера растут радиусы атомов и их поляризуемость. Это приводит к усилению межмолекулярных взаимодействий, к повышению температур плавления и кипения, к увеличению растворимости газов в воде и других растворителях. Для благородных газов известны следующие группы соединений: молекулярные ионы, соединения включения и валентные соединения.

Молекула благородного газа Э2 существовать не может – ( )2( )2. Но если удалить один электрон, то заполнение верхней разрыхляющей орбитали лишь наполовину – ( )2( )1 является – энергетической основой существования молекулярных ионов благородных газов Э

Таблица7.

Некоторые характеристики элементов VIIIА подгруппы.

Элемент	Радиус атома, нм	Первый потенциал ионизации, эВ	Tпл., K	Tкип., K	Относительная поляризуемость атома, усл. ед.	Энергия возбужденного электрона, эВ
He	0,122	24,58	–	4,18	1	–
Ne	0,160	21,56	24	27,18	2	16,6
Ar	0,192	15,76	34	97,29	3	11,5

Kr	0,198	14,00	116	120,26	12	9,9
Xe	0,218	12,13	162	166,06	20	8,3

Соединения включения, или клатраты, известны только в твердом состоянии. Например, гидраты типа Э∙6H2O образуются при действии сжатых благородных газов на кристаллизующуюся переохлажденную воду и существуют в кристаллической решетке льда при низких температурах и повышенных давлениях. В ряду Ar–Rn давление газа над кристаллогидратами при 0 °С падает с 98 атм до 0,4 атм, что обусловлено оптимизацией соотношения размеров атома и занимаемой им полости в структуре льда, а также различием в поляризуемости атомов, и указывает на большую прочность гидратов тяжелых газов. Клатратные соединения используют для разделения и хранения благородных газов.

Соединения с валентными связями Э (II), Э (IV), Э (VI), Э (VIII) хорошо изучены на примере фторидов Kr и Xe, полученных по схеме

Xe + nF2 XeF2 XeF4 XeF6 XeF8

Химическая связь в соединениях благородных газов не может быть описана с позиций МВС, поскольку в соответствии с этим методом в образовании связи должны участвовать d-орбитали. Однако возбуждение одного электрона с p- на d-орбиталь требует для ксенона около 100 кДж/атом, что не компенсируется энергией образования связи.В рамках ММО строение XeF2 объясняется схемой, в которой d-орбитали не участвуют:

Тетрафторид ксенона является сильным окислителем:

Pt + XeF4 + 2HF = H2[PtF6]+ Xe,

4KI + XeF4 = Xe + 2I2 + 4KF

При нагревании и гидролизе XeF4 диспропорционирует:

3XeF4 = 2XeF6 + Xe

Для шестивалентного Xe известны фторид XeF6, оксид XeO3, XeOF4 – оксофторид, Xe(OH)6 – гидроксид, а также комплексные ионы типа XeO и XeO .

XeO3 хорошо растворим в воде и образует сильную кислоту

XeO3 + H2O = H2XeO4 → H+ + HXeO

Гексафторид очень активен, реагирует с кварцем:

2XeF6 + SiO2 = 2XeOF4 + SiF4

Производные Xe (VI) – сильные окислители, например:

Xe(OH)6 + 6KI + 6HC l= Xe + 3I2 + 6KCl + 6H2O.

Для Xe (VIII) известны, кроме того, XeF8, XeO4, XeOF6,

В обычных условиях XeO4 медленно разлагается:

3XeO4 = Xe + 2XeO3 + 3O2

По мере увеличения степени окисления ксенона устойчивость бинарных и солеподобных соединений падает, а анионных комплексов – возрастает.

Для криптона получены лишь KrF2, KrF4, неустойчивая криптоновая кислота KrO3∙H2O и ее соль BaKrO4.

Гелий используется в низкотемпературных процессах для создания инертной атмосферы в лабораторных аппаратах, при сварке и в газонаполненных электрических лампах, неон – в газоразрядных трубках, аргон – для создания инертной атмосферы в химическом синтезе и сварочных работах.

Соединения благородных газов используются в качестве сильных окислителей. В виде фторидов ксенона хранят фтор и ксенон

Основная литература:1-7

Дополнительная литература:11-20,27-28