Загальна характеристика неметалів VІІ групи. Хлор. Характеристика елемента. Поширення у природі. Добування. Фізичні і хімічні властивості. Застосування

 

Елементи VІІ групи періодичної системи ділять на дві підгрупи: головну - підгрупу галогенів, та побічну - підгрупу марганцю. До цієї ж групи відносять і водень, хоча його атом має на зовнішньому, валентному рівні єдиний електрон, і його слід відносити до І групи.

До підгрупи галогенів відносять фтор, хлор, бром, йод і астат. Перші чотири зустрічаються у природі, а останній добуто штучно. Слово галоген означає солетворний.

Всі галогени мають структуру зовнішньої електронної оболонки s ² р ⁵. Тому вони легко приймають електрон, утворюючи стійку благородногазову оболонку s ² р ⁶. Радіус атома збільшується у ряду фтор - астат. У тому ж порядку зменшується спорідненість атома елемента до електрону.

Галогени - надзвичайно активні елементи. Вони здатні віднімати електрони не лише у атомів, які легко їх віддають, а і у йонів і навіть витісняти інші галогени з їх сполук.

Із усіх галогенів лише фтор не має незаповненого d -рівня. Тому він не може мати більше одного неспареного електрона і виявляє валентність тільки -1. В атомах інших галогенів є незаповнений d -рівень, що дає їм можливість виявляти валентність -1, +1, +3, +5 та +7.

Через високу активність хлор у вільному стані у природі не зустрічається. Широко відомі його природні сполуки - хлориди лужних та лужноземельних металів, серед яких найбільш розповсюдженими є кухонна сіль NaСl, сильвініт - суміш хлоридів натрію і калію, та карналіт КСl∙МgСl₂∙6H₂O.

У лабораторії хлор отримують дією концентрованої соляної кислоти на різні окислювачі, наприклад діоксид марганцю (при нагріванні, перманганат калію або бертолетову сіль.

У промисловості хлор отримують електролізом розчинів або розплавів хлоридів лужних металів. За умови електролізу розплав лужного металу на катоді виділяється лужний метал, на аноді - хлор.

За звичайних умов хлор - газ жовто-зеленого кольору з різким запахом, отруйний. Хлор у 2,5 рази важчий за повітря.

При 20°С в одному об’ємі води розчиняється близько 2 об’ємів хлору, такий розчин називають хлорною водою. За атмосферного тиску хлор при -34°С переходить у рідкий стан, а при - 101°С у твердий стан. Хлор добре розчинний у багатьох органічних розчинниках, особливо в тетрахлориді вуглецю, з яким не взаємодіє.

На зовнішньому електронному рівні атом хлору має 7 електронів, тому легко приєднує електрон, утворюючи аніон Сl‾.

Завдяки наявності незаповненого d -рівня можуть з’являтись 1, 3, 5 або 7 неспарених електронів, і у кисневмісних сполуках хлор може виявляти валентність +1, +3, +5 та +7.

Без присутності вологи хлор досить інертний, проте навіть за наявності слідів вологи активність хлору різко зростає. Хлор добре взаємодіє з багатьма металами та неметалами, наприклад:

 

2Fе + 3Сl₂ → 2FеСl₃

Sі + 2Сl₂ → SіСl₄

 

З киснем, вуглецем та азотом хлор безпосередньо не взаємодіє.

При розчиненні хлору у воді утворюються дві кислоти - соляна та хлорноватиста:

 

Cl₂ + H₂O ↔ НCl + НClО

 

Також хлор взаємодіє з холодними розчинами лугів, утворюючи відповідні солі (отриманий розчин називають жавелевою водою). З гарячими розчинами лугів хлор утворює відповідні солі соляної та хлорноватої кислот, наприклад

 

3Cl₂ + 6КOH → 5КCl + КClO₃

 

Утворений хлорат калію називають бертолетовою сіллю.

При нагріванні хлор взаємодіє з багатьма органічними речовинами.

Хлор - сильний окисник, тому легко взаємодіє зі складними речовинами, до складу яких входять елементи, здатні окислюватись до більш високого валентного стану, наприклад: 2FеCl₂ + Cl₂ → 2FеCl₃

Хлор використовують для відбілювання паперу і тканин, знезараження питної води, виробництва різноманітних ядохімікатів, соляної кислоти, хлороорганічних речовин та розчинників, а також у лабораторній практиці.

Бор. Характеристика елемента. Поширення у природі. Сполуки бору. Борна кислота: добування, фізичні та хімічні властивості, застосування. Добування, фізичні та хімічні властивості, застосування тетраборату натрію

 

Бор належить до головної підгрупи ІІІ групи періодичної системи. Порівняно мало розповсюджений у природі. Вміст бору у земній корі складає близько 1,2∙10^-3%.

До головних природних сполук бору відносять борну кислоту H₃ВO₃ та солі борних кислот, серед яких найбільш відома бура Na₂В₄O₇∙10H₂O.

Борна кислота являє собою білі кристали, блискучі лусочки яких розчиняються у гарячій воді. Отримують дією сірчаної кислоти на гарячий розчин тетраборату натрію:

 

Na₂В₄О₇ + H₂SO₄ + 5H₂O → Na₂SO₄ + 4Н₃ВO₃.

 

При охолодженні розчину борна кислота викристалізовується, оскільки в холодній воді малорозчинна. При нагріванні борна кислота втрачає воду, переходячи спочатку в мета борну кислоту НВO₂, а потім у борний ангідрид В₂O₃. При кип’ятінні розчину разом з парáми води випаровується і борна кислота.

Борна кислота належить до числа дуже слабких кислот (при 20°С К ₁ = 6∙10^-10, дві інші константи дисоціації відповідно -13 та -14 порядків).

Застосовують борну кислоту при виготовленні емалей і глазурей, у виробництві спеціальних сортів скла, у паперовому та шкіряному виробництві, а також у якості дезінфікуючого засобу.

Свинець. Характеристика елемента. Поширення у природі. Фізичні та хімічні властивості. Застосування. Гідроксид свинцю (ІІ), добування, фізичні та хімічні властивості. Солі свинцю (ІІ). Якісні реакції на катіон свинцю (ІІ)

 

Свинець належить до головної підгрупи ІV групи періодичної системи елементів. Вміст свинцю у земній корі складає близько 1,6∙10^-3%. Зазвичай свинець зустрічається у вигляді РbS, який ще називають свинцевим блиском.

Свинець - голубувато-білий метал, надзвичайно м’який, ріжеться ножем. На повітрі його поверхня окислюється і робиться матовою. Плавиться при 327,4°С, кипить при 1740°С, легко утворює сплави з оловом та іншими металами.

На холоді свинець доволі інертний, а при нагріванні легко вступає в реакцію з киснем, сіркою та хлором. Свинець добре розчиняється у азотній кислоті, проте погано у соляній та сірчаній, оскільки утворює важкорозчинний сульфат або хлорид свинцю, який заважає його подальшому розчиненню. При сплавлянні свинцю з лугами у присутності окисників утворює розчинні сполуки.

Свинець широко застосовують у техніці. Найбільша його кількість йде на виготовлення оболонок кабелів та пластин акумуляторів. Із свинцю виготовляють кожухи башт, зміївики холодильників та інші відповідальні частини апаратури. Свинець добре поглинає γ-випромінювання, тому використовується для захисту від радіації.

Гідроксид свинцю (ІІ) - речовина білого кольору, добре розчинна як у кислотах, так і розчинах лугів:

 

Рb (OH) ₂ + 2НNO₃ → Рb (NO₃) ₂ + 2H₂O

Рb (OH) ₂ + 2КOH → К₂ [Рb (OH) ₄]

 

При взаємодії монооксиду та гідроксиду свинцю (ІІ) з лугами утворюються плюмбіти. Солі свинцю (ІІ), крім Рb (NO₃) ₂ та Рb (CH₃COO) ₂ нерозчинні у воді.

Якісними реакціями на катіон Рb²⁺ є:

а) утворення чорного осаду РbS при дії сірководню на солі свинцю (ІІ);

б) утворення білого осаду РbSO₄ при добавлянні сірчаної кислоти або розчинних сульфатів до розчинів солей свинцю (ІІ);

в) утворення білого осаду РbCl₂ при дії на розчини солей свинцю (ІІ) соляною кислотою або розчинними хлоридами;

г) утворення жовтого осаду РbCl₂ при введенні йодид-іонів в розчини солей свинцю (ІІ).