Элементы 5-а группы

Строение электронной оболочки: …ns²np³.

АЗОТ и его соединения

В природе встречается в свободном виде (содержание в воздухе – 78 объемных %), в виде минералов (селитры), в нефти, в растительных и животных белках.

Физические свойства

При обычных условиях N₂ – газ без цвета, запаха и вкуса,

t^o_кип.= -195,8^оС.

Получение азота:

а) в промышленности – сжижением воздуха,

б) в лаборатории: NH₄NO₂  N₂ + Н₂О.

Химические свойства азота и его соединений.

Химическая активность молекулярного азота очень мала, т.к. благодаря тройной ковалентной связи молекула очень прочная (Е_связи = 946 кДж/моль). Однако известно много различных соединений для азота, в которых он проявляет степени окисления -3, -2, -1, +1, +2, +3, +4, +5.

Соединения азота с отрицательными степенями окисления.

Минимальная степень окисления -3

1)NH₃ – аммиак – бесцветный газ с резким запахом, легко сжижается.

Получение аммиака:

а) N₂ + 3H₂  2NH₃ (Kat: Fe, Al₂O₃, K₂O)

б) 2NH₄CI + Ca(OH)₂ = CaCI₂ + 2NH₃ + 2H₂O

Химические свойства аммиака:

а) NH₃ + H₂O  NH₄OH (максимальная концентрация = 25%)

б) NH₃ + HCI  NH₄CI (дон.-акц. механизм: NH₃ + Н⁺ = NH₄⁺)

в)горение в зависимости от количества кислорода идет по-разному:

4NH₃ + 3О_2(нед.) = 2N₂ + 6H₂O

4NH₃ + 5О_2(изб.) = 2NО+ 6H₂O

г) в ОВР аммиак всегда восстановитель:

3CuO + 2NH₃ = 3Cu + N₂ + 3H₂O

2) NH₄OH – гидроксид аммония - слабое основание, неустойчивое, хорошо образует комплексные соединения (аммиакаты):

Cu(OH)₂ + 4NH₄OH = [Cu(NH₃)₄](OH)₂ + 4H₂O

3) Соли аммония:

а) растворы вследствие гидролиза имеют слабокислую реакцию:

NH₄CI + НОН  NH₄ОН+ НCI (NH₄⁺ + НОН  NH₄ОН + Н⁺)

б) термическое разложение солей аммония идет по-разному в зависимости от природы аниона: если анион – окислитель, то реакция разложения идет необратимо:

NH₄CI  NH₃ + HCI

NH₄NO₃ = N₂О+ 2H₂O

4) Амиды образуются при замещении атомов Н в аммиаке на металл:

2К + 2NH₃ = 2КNH₂ + H₂

5) Нитриды известны для металлов и неметаллов и в зависимости от природы по-разному разлагаются:

а)Li₃N + 3H₂O = 3LiOH + NH₃

Ca₃N₂ + 6HCI = 3CaCI₂ + 2NH₃

б)CI₃N + 6HCI = 3HCIO + NH₃

Степень окисления – 2

N₂Н₄ – гидразин (диамид) – бесцветная жидкость, хороший растворитель, менее устойчив, чем аммиак.

Получение гидразина:

2NH₃ + NaCIO = N₂Н₄ + NaCI + H₂O

Химические свойства гидразина:

а) Водные растворы – слабые основания:

N₂Н₄ + H₂O  [N₂Н₅]⁺ +OH^-

[N₂Н₅]⁺ + H₂O  [N₂Н₆]²⁺ +OH^-

б) Сгорает до азота: N₂Н₄ + O₂ = N₂ + 2H₂O

в) Сильный восстановитель: N₂Н₄ + 2H₂O₂ = N₂ + 4H₂O

Степень окисления – 1

NH₂OH – гидроксиламин, белое кристаллическое вещество, занимает промежуточное положение между H₂O₂ и гидразином N₂Н_4.

Получение гидроксиламина:

HNO₃ + 6Н = NН₂ОН + 2H₂O

Химические свойства гидроксиламина:

а) Водные растворы – слабые основания:

NН₂ОН + H₂O  [NН₃ОН]⁺ +OH^-

б) С кислотами дают соли гидроксиламмония (устойчивые):

NН₂ОН + HCI = [NН₃ОН]⁺ + CI^-

в) Разлагается (реакция диспропорционирования):

3NН₂ОН = NН₃ + N₂ + 3H₂O

г) Как и H₂O₂ , в зависимости от среды проявляет окислительно - восстановительную двойственность:

ок-ль: 2NН₂ОН + 4FeSO₄ + 3H₂SO₄ = 2Fe₂(SO₄)₃ + (NH₄)₂SO₄ + 2H₂O

восст-ль: 2NН₂ОН + I₂ + 2KOH = N₂ + 2KI + 4H₂O

Наиболее важные соединения азота с положительными с. о.

Степень окисления +3

1) N₂О₃ - оксид азота (III) или «азотистый ангидрид» - неустойчивая сине-зеленая жидкость:

а) N₂О₃  NО_{2(бурый газ с резким запахом)} + NО_{(бесцветный газ)};

б) с водой образует неустойчивую кислоту: N₂О₃ + H₂O  2 HNO₂

2) HNO₂ – азотистая кислота (средней силы):

HNO₂  H⁺ + NO₂^- (К = 5,1 ^. 10^-4).

3) Нитриты – соли азотистой кислоты, как и другие соединения N⁺³ в окислительно-восстановительных реакциях, проявляют двойственность:

ок-ль: КNO₂ + NH₃ = N₂ + H₂O

восст-ль: КNO₂ + H₂O₂ = КNO₃ + H₂O

Максимальная степень окисления +5

1) N₂О₅ - оксид азота (V) или «азотный ангидрид» - бесцветное кристаллическое вещество; при растворении в воде дает кислоту.

2) HNO₃ – азотная кислота, сильная: HNO₃  H⁺ + NO₃^-.

3) Нитраты – соли азотной кислоты:

а) в лаборатории можно получать N₂О по реакции термического разложения: NH₄NO₃  N₂О + Н₂О;

б) нитраты металлов в зависимости от положения металла в ряду активности разлагаются по-разному:

левее Mg: нитрат  нитрит + O₂

Mg – Cu: нитрат  оксид металла + NO₂ + O₂

правее Cu: нитрат  металл + NO₂ + O₂ .

4)все соединения N⁺⁵ сильные окислители; взаимодействие азотной кислоты с металлами:

а) ни один металл не выделяет из HNO₃ водород;

б) при обычной t^o пассивируются металлы Al, Zn, Cr, Fe, Pb, Au, Pt;

в) при нагревании c большинством металлов взаимодействует, причем чем активнее металл и разбавленнее кислота, тем сильнее восст-ся N⁺⁵:

неакт. Ме: Cu + 4HNO_3(конц.) = Cu(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O

3Cu + 8HNO_3(разб.) = 3Cu(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O

актив. Ме: 4Cа + 10HNO_3(конц.) = 4Cа(NO₃)₂ + N₂О + 5H₂O

5Cа + 12HNO_3(разб.) = 5Cа(NO₃)₂ + N₂ + 6H₂O

4Cа + 9HNO_{3 (оч. разб.)} = 4Cа(NO₃)₂ + NН₃(или NH₄NO₃)+ 3H₂O

ФОСФОР и его соединения

В природе встречается: а)в виде минералов (фосфориты и апатиты), б)в растительных и животных белках, в)в тканях мозга и костях.

Физические свойства

Аллотропен:

а) белый фосфор (Р₄) – тетраэдрическое строение, ядовит, светится в темноте, растворим в сероуглероде; при хранении постепенно переходит в красный фосфор, поэтому его хранят под водой;

б) красный фосфор (Р_2n – полимер) – существует несколько форм строения, не ядовит, нерастворим в сероуглероде, устойчив при хранении, менее реакционоспособен;

в) черный фосфор – пирамидальное строение, слоистый, похож на графит, полупроводник.

Получение фосфора:

Минерал «фосфорит» прокаливают с коксом и песком:

Са₃(РО₄) + 5С + 3 SiО₂ = 3СаSiО₃ +2Р +5СО

Химические свойства фосфора и его соединений.

Химическая активность фосфора различна в зависимости от его аллотропной модификации. Основные степени окисления: -3, +1, +3, +5.

1) Реакции фосфора с простыми веществами:

восстановительные свойства: a)Р + О₂  Р₂О₃, Р₂О₅;

б)Р + СI₂  РCI₃, РCI₅ ; в) 2Р + 3S  Р₂S₃

окислительные свойства: а)2Р + 3Н₂  2РН₃, б)2Р + 3Са  Са₃Р₂

2) Реакции фосфора со сложными веществами:

а) реакция с водой не идет,

б) 2Р + 5H₂SO_4(конц.)  2H₃РO₄ + 5SO₂ + 2H₂O,

в) Р + HNO_3(конц.)  H₃РO₄ + NO (или NO₂ ).

3) Минимальная степень окисления -3

а) РН₃ – фосфин, ядовитый газ с чесночным запахом,

горит: 2РH₃ + 4О₂ = Р₂О₅ + 3H₂O,

с некоторыми кислотами дает соли фосфония: РH₃ + HI = РH₄I

б) фосфиды металлов – ионоковалентные соединения

Mg₃P₂ + 6 H₂O = Mg(ОН)₂ + 2РН₃,

Са₃P₂ + 6HСI = CaCI₂ + 2РН₃.

4) Степень окисления +1

H₃РO₂ или Н[РO₂H₂] – фосфорноватистая кислота, сильная; соли – гипофосфиты, хорошо растворимы, хорошие восстановители.

5) Степень окисления +3

а) Р₂О₃ – фосфористый ангидрид, имеет несколько модификаций (Р₂О₃)_n, бесцветные ядовитые кристаллы;

б) H₃РO₃ или H₂ [РO₃Н] – фосфористая кислота, средней силы;

в) соли фосфиты, растворимы только у щелочных металлов (К₂ [РO₃Н]),

г) галогениды довольно активны:

РСI₃ + CI₂ = PCI₅ ,

РСI₃ + О₂ = PОCI₃ ,

РСI₃ + НCI  Н[PCI₄].

6) Максимальная степень окисления +5

а) Р₂О₅ – фосфорный ангидрид, белый порошок, имеет модификацию (Р₂О₅)₂, сильное водоотнимающее средство: Р₂О₅ + 2H₂O = 2HРO₃;

б) HРO₃ - мета, H₄Р₂O₇ –пиро, H₃РO₄ –ортофосфорная кислота, средней силы;

в) соли мета-, пиро-, орто-фосфаты;

г) галогениды довольно активны:

РСI₅ + 4H₂O = H₃РO₄ +5НСI ,

РF₅ + HF = Н[PF₆].

ОБЩАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА ПОДГРУППЫ

₇N, ₁₅P, ₃₃As, ₅₁Sb, ₈₃Bi. По подгруппе сверху вниз металлические свойства закономерно увеличиваются и это согласуется со значениями степеней окисления, проявляемыми элементами в соединениях, а также с некоторыми физическими свойствами. Хотя аллотропия P, As и Sb создают определённые трудности при сведении физических свойств в единую таблицу:

Таблица 11

Свойства элементов пятой группы, главной подгруппы

Элемент 	N	P	As	Sb	Bi
Свойство 
R атома, нм	0,07	0,13	0,15	0,16	0,18
J, эв	14,5	10,5	9,8	8,6	7,3
Молекула, модификации	N2 (газ) неметалл	P2, P4, P200 неметалл: 1.белый 2.красный; 3. чёрный.	As 1. жёлтый (неустойчив); 2. серый (металлич.)	Sb 1. жёлтая (неуст.); 2.металли- ческая	Bi металл
Плотность, г/см3	0,81 (жидкий)	2,69 (чёрный)	5,7 (серый)	6,68 (серый)	9,80
Tкип. , С	-195,8	453	615	1635	1552
Степени окисления	-3, -2, -1, +1, +2, +3, +4, +5	-3 +1, +3, +5	-3, +3, +5	-3, +3, +5	+3, +5

Химические свойства

1. С простыми веществами дают самые разные соединения, проявляя различную окислительно-восстановительную природу:

а) восстановительные свойства

;

2P + 3Cl₂ = 2PCl₃ (или PCl₅);

4As + 5O₂ = 2As₂O₅;

2Bi + 3Cl₂ = 2BiCl₃.

б) Окислительные свойства

;

2P + 3Ca = Ca₃P₂;

2As + 3Mg = Mg₃As₂.

2. С кислотами реагируют по-разному в зависимости от природы элемента подгруппы:

2P + 5H₂SO₄ = 2H₃PO₄ + 5SO₂^ + 2H₂O;

3As + 5HNO₃ + 2H₂O = 3H₃AsO₄ + 5NO^;

3Sb + 5HNO₃ = 3HSbO₃ + 5NO^ + H₂O;

2Sb + 6Н₂SO_{4 конц.} = Sb₂(SO₄)₃ + 3SO₂^ + 6H₂O;

Bi + 4HNO₃ = Bi(NO₃)₃ + NO^ + 2H₂O.

Необходимо помнить, что элементы подгруппы мышьяка в ряду активности стоят после водорода.

3. Гидролиз соединений идёт по-разному:

а) PCl₃ + 3H₂O = H₃PO₃ + 3HCl;

BiCl₃ + H₂O  BiOCl_ + 2HCl.

(SbCl₃) (SbOCl)

б) NaNO₂ + H₂O  HNO₂ + NaOH;

K₃PO₄ + H₂O  K₂HPO₄ + KOH;

K₃AsO₄ + H₂O  K₂HAsO₄ + KOH.

4. Изменение кислотно-основных свойств у элементов проявляется по-разному

Таблица 12

Наиболее важные соединения элементов пятой подгруппы

Азот	Фосфор	Мышьяк	Сурьма	Висмут
N+3, N+5 – кислотные HNO2– средняя HNO3 – сильная	P+1, P+3, P+5 – кислотные H3PO2 H3PO3 HPO3, H4P2O7, H3PO4	As+3, As+5 – Кислотные H3AsO3 H[AsCl4] H3AsO4	Sb+3 – амфотерные Sb(OH)3, SbCl5 NaSbO2 Sb+5 – кислотные KSbO3, K3SbO4	Bi+3 – основные Bi(OH)3, BiCl3 Bi+5 – Кислотные KBiO3

5. Окислительно-восстановительная способность соединений зависит от степени окисления элемента:

а) Э^-3 – восстановители

2NH₃ + 6KМnO₄ + 6KOH = 6K₂MnO₄ + N₂ + 6H₂O;

2PH₃ + 4O₂ = P₂O₅ + 3H₂O.

б)

о кислители:

2KNO₂ + 4H₂S = 3S + N₂ + K₂S + 4H₂O

Э ⁺³ 2BiCl₃ + 3SnCl₂ + 18KOH = 2Bi + 3K₂SnO₃ + 12KCl + 9H₂O.

восстановители:

10KNO₂+4KМnO₄+11H₂SO₄=10HNO₃+4MnSO₄+7K₂SO₄+6H₂O

в) Э⁺⁵ – окислители

;

Na₃SbO₄ + 2NaJ + H₂SO₄ = Na₃SbO₃ + J₂ + Na₂SO₄ + H₂O.

Элементы 6-а группы. (Халькогены)

Строение электронной оболочки: …ns²np⁴.

₈O, ₁₆S, ₃₄Se, ₅₂Te, ₈₄Po(радиоактивен).

КИСЛОРОД и его соединения

Самый распространённый элемент на Земле: 21% (объемных) в воздухе, входит в состав Н₂О, минералов, органических веществ.

Физические свойства

Существует в виде веществ:

а) «кислород» О₂ – газ без цвета, вкуса, запаха, не ядовит, ; t_кип. = -183С; ;

б) «озон» О₃ – голубой газ с резким запахом, ядовит, очень сильный окислитель; t_кип. = -111,8С.

Химические свойства

1. Только в одной реакции кислород является восстановителем:

О₂ + 2F₂ = 2OF₂ ( ).

2. Во всех остальных случаях кислород – окислитель, особенно если он находится в атомарном состоянии:

а) Окисление простых веществ

2Н₂ + О₂ = 2Н₂О;

S + O₂ = SO₂^;

2Ca + O₂ = 2CaO.

б)Окисление сложных веществ

Р₂О₃ + О₂ = Р₂О₅;

2SO₂ + O₂ = 2SO₃;

2PCl₃ + O₂ = 2POCl₃.

в) Горение сложных неорганических веществ

2H₂S + O_{2 недост.} = 2S + 2H₂O;

2H₂S + 3O_{2 изб.} = 2SO₂^ + 2H₂O.

г) Горение органических веществ

СН₄ + 2О₂ = СО₂^ + 2Н₂О;

С₂Н₅ОН + 3О₂ = 2СО₂ + 3Н₂О.

СЕРА и её соединения

В природе встречается в самородном виде; в виде минералов (сульфиды, сульфаты); в нефти; в белках.

Физические свойства

Твёрдая, хрупкая, жёлтого цвета, не растворима в Н₂О, но растворима в сероуглероде, анилине. Аллотропна: ромбическая сера (- форма); моноклинная ( - сера); пластическая и др. Наиболее устойчива модификация  (t_пл.  113С), ей приписывают состав S₈.

Химические свойства

Cоединения, проявляя разные степени окисления, имеют разную окислительно-восстановительную способность.

Таблица 13

Наиболее важные соединения серы

-2	0	+2	+4	+6
а) Н2S, слабая сероводородная кислота; б) образует сульфиды: металлов (K2S), неметаллов (CS2)	а) взаимодействует с простыми веществами S + O2 = SO2 S + H2 = H2S б) со сложными	SCl2 соединения встречают-ся редко	SO2, H2SO3, Me2SO3, H2SO3 – сернистая к-та, средняя по силе, неустойчива	SO3, H2SO4, MeSO4 H2SO4 – сильная, устойчива
Восстановители	восстановитель, окислитель		восстановители и окислители	окислитель

1. Сера, взаимодействуя со сложными соединениями, по-разному меняет свою степень окисления:

а) S + 2H₂SO_4конц. = 3SO₂ + 2H₂O ( );

б) S + 6HNO_3конц. = H₂SO₄ + 6NO₂^ + 2H₂O ( );

в) 3S + 6NaOH = 2Na₂S + Na₂SO₃ + 3H₂O

реакция диспропорционирования

2. Соединения S^-2

а) H₂S – сероводород, ядовитый газ с запахом тухлых яиц, сильный восстановитель: 2H₂S + O₂ = 2S + 2H₂O;

H₂S + Cl₂ = 2HCl + S.

б) Раствор Н₂S – слабая кислота

Н₂S  Н⁺ + HS^- (К₁ = 6  10^-8).

в) Соли – сульфиды; соли щелочных и щелочно-земельных металлов хорошо растворимы, гидролизуются; сульфиды р-, d-металлов практически не растворимы.

г) Сульфиды металлов проявляют основную природу:

K₂S + H₂O  KHS + KOH;

Сульфиды неметаллов проявляют кислотную природу:

SiS₂ + 3H₂O = H₂SiO₃ + 2H₂S.

д) Тиосоли: похожи на обычные соли, в которых атомы О заменены на S:

Na₂S + CS₂ = Na₂CS₃ – тиокарбонат натрия;

Na₂CS₃ + 2HCl = 2NaCl + H₂CS₃

неустойчива

Н ₂S CS₂

е) Полисульфиды: сера, подобно кислороду в перекисях, может образовывать соли: Na₂S_{раствор} + S = Na₂S_n – полисульфид натрия (содержат сульфидные мостики – S - S - S - S -).

3. Соединения S⁺⁴

а) SO₂ – сернистый газ с резким запахом, ядовит;

б) Раствор SO₂ – сернистая кислота H₂SO₃, средней силы

H₂SO₃  Н⁺ + HSO₃^- (К₁ = 1,3  10^-2);

в) Соли – сульфиты, хорошо гидролизуются

Na₂SO₃ + H₂O  NaHSO₃ + NaOH.

г) В окислительно-восстановительных реакциях все эти соединения проявляют двойственность:

SO₂ + 2H₂S = 3S + 2H₂O;

о-ль

2SO₂ + O₂ = 2SO₃.

в-ль

д) хлористый тионил: SOCl₂

SOCl₂ + 2H₂O = H₂SO₃ + 2HCl.

4. Соединения S⁺⁶

а) SO₃ – серный ангидрид; аллотропен, сильный окислитель. Очень энергично реагирует с водой

SO₃ + H₂O  H₂SO₄ + 89,1 кДж/моль;

б) H₂SO₄ – серная кислота, бесцветная маслянистая жидкость; сильная.

H₂SO_{4 конц.} – очень сильный окислитель; обугливает бумагу, сахар, дерево:

С + 2H₂SO_{4 конц.} = СО₂^ +2SО₂^ + 2H₂O.

Индивидуально её поведение с металлами:

при обыкновенной температуре со многими металлами не взаимодействует («пассивирует» Cr, Fe, Al, Zn, …);

при повышенной реагирует почти со всеми металлами, кроме Au и Pt.

Является очень хорошим водоотнимающим средством, т.к. с водой образует гидраты H₂SO₄  nH₂O:

.

в) Соли: средние – K₂SO₄ (сульфаты);

кислые – KHSO₄ (гидросульфаты);

купоросы – CuSO₄  5H₂O; ZnSO₄  7H₂O;

квасцы – двойные соли, кристаллогидраты

KAl(SO₄)₂  12H₂O; NH₄Fe(SO₄)₂  12H₂O.

г) Олеум – раствор SO₃ в H₂SO₄, при этом частично идёт реакция

2SO₃ + H₂O = H₂S₂O₇ пиросерная кислота.

д) Хлористый сульфурил SO₂Cl₂

SO₂Cl₂ + 2H₂O = H₂SO₄ + 2HCl.

е) Пероксосерные кислоты – содержат перекисные мостики

H₂SO₅ – пероксомоносерная,

H₂S₂O₈ – пероксодисерная;

сильные окислители.

ж) Тиосульфаты – содержат серу в разных степенях окисления: S⁺⁶ и S^-2; благодаря наличию S^-2 соединения являются сильными восстановителями.

Na₂S₂O₃ + Br₂ + H₂O = 2HBr + S + Na₂SO₄.

Соответствующая кислота Н₂S₂O₃ (тиосерная) неустойчива:

Na₂S₂O₃ +H₂SO₄ = Na₂SO₄ + Н₂S₂O₃.

H₂O S SO₂

Элементы 7-а группы. (Галогены)

Строение электронной оболочки: …ns²np⁵.

₉F, ₁₇Cl, ₃₅Br, ₅₃J, ₈₅At (радиоактивен). В свободном состоянии существуют в виде двухатомных молекул.

Физические свойства

Ядовиты, с резким запахом F₂ – бледно-желтый газ, t_кип. = -188,2С;

Cl₂ – зелёно-жёлтый газ; t_кип. = -34,1С;

Br₂ – красная жидкость; t_кип. = 59,2С;

J₂ – фиолетовые кристаллы; t_кип. = +185,5С.

Химические свойства

1. Самый активный – F₂, в его атмосфере горят даже стекло и вода:

2F₂ + SiO₂ = SiF₄ + O₂;

2F₂ + 2H₂O = 4HF + O₂.

2. Вышестоящие галогены (как более сильные окислители) вытесняют нижестоящие из различных соединений:

F₂ + 2KCl (KBr, KJ) = 2KF + Cl₂ (Br₂, J₂).

3. При растворении галогенов воде и растворах щелочей идут реакции диспропорционирования; в зависимости от температуры получают разные продукты реакции:

Cl₂ + H₂O = HCl + HClO;

Cl₂ + 2NaOH = NaCl + NaClO;

;

.

4. Галогеноводороды – все они бесцветные газы (HF благодаря водородным связям образует ассоциаты H_xF_x).

По ряду: HF – HCl – HBr – HJ прочность связи падает и восстановительные свойства растут:

MnO₂ + 4HCl = Cl₂^ + MnCl₂ + 2H₂O ( ).

5. При растворении в воде получают сильные кислоты; HJ – самая сильная (исключение составляет слабая фтороводородная кислота:

H₂F₂  H⁺ + HF₂^-)

6. Галогениды элементов имеют различный кислотно-основной характер, который проявляется:

а) в реакциях гидролиза

AlCl₃ + H₂O  AlOHCl₂ + HCl;

PBr₃ + 3H₂O = H₃PO₃ + 3HBr.

б) в реакциях комплексообразования

2NaF + SiF₄  Na₂[SiF₆];

по ряду лигандов F^-; Cl^-; Br^-; J^- устойчивость комплексов уменьшается.

7. Галогены в высших степенях окисления

а) оксиды: Cl₂O; (ClO₂)₂; (ClO₃)₂; Cl₂O₇;

б) кислоты: HClO; HClO₂; HClO₃; HClO₄;

по ряду кислот  сила возрастает, для кислот и их солей по этому же ряду окислительные свойства уменьшаются.

в) кислоты и их соли при нагревании разлагаются:

;

;

.

г) соединения между галогенами: их известно очень много; состав соответствует положению элементов в Периодической системе (более электроотрицательные элементы стоят в конце формул):

ClF, BrF, JF; ClF₃, JF₃; ClF₅, ClOF₃; BrF₇, JO₃F и др.;

имеют кислотный характер: JF₇ + 4H₂O = 7HF + HJO₄;

ClO₃F + 2NaOH = NaClO₄ + NaF + H₂O.

Вопросы для закрепления материала:

1.Какое вещество образуется при взаимодействии мышьяка с концентрированной азотной кислотой – а)Аs(NО₃)₃ ? б)H₃AsO₄ ? в)As₂О ₃?

2.Какое вещество реагирует с концентрированной кислотой с выделением свободного хлора – а)СаС1₂? б)МпО₂? в)СrС1₃?