1) Оксид хрома (II) 2) оксид хрома (III) 3) оксид хрома (VI) 4) хром

2.42. Cульфат железа (II) растворили в воде и оставили в открытом сосуде. Составьте уравнения возможных процессов и опишите их внешние признаки.

2.43. С какими из перечисленных ниже веществ будет взаимодействовать раствор сульфата меди (II)?

1) раствор гидроксида калия 5) оксид углерода (IV)

2) железо 6) соляная кислота

3) раствор нитрата бария 7) раствор фосфата натрия.

4) оксид алюминия

(Запишите их номера в порядке увеличения и без пробелов между цифрами.)

2.11. Общая характеристика неметаллов ivа–viiа групп в связи с их положением в периодической системе химических элементов д. И. Менделеева и особенностями строения их атомов

Общая характеристика неметаллов

Неметаллы располагаются, в основном, в конце малых и больших периодов. В пределах периода уменьшается радиус атома и возрастает число электронов на внешнем уровне, поэтому неметаллические свойства увеличиваются. В главных подгруппах у элементов наблюдается увеличение радиуса атома при постоянном числе электронов на внешнем уровне, поэтому неметаллические свойства уменьшаются. Самый активный неметалл – фтор.

Характерным свойством неметаллов является большее (по сравнению с металлами) число электронов на внешней электронной оболочке их атомов, следовательно, неметаллы являются окислителями. Например: Н₂ + 2Nа 2NаН; Сl₂ + 2КВr  Вr₂ + 2КСl.

Особенно сильные окислительные свойства проявляют неметаллы, находящиеся во 2-м и 3-м периодах VI и VII групп. Самым сильным окислителем является фтор, для него не характерны восстановительные свойства. Все остальные неметаллы наряду с окислительными проявляют и восстановительные свойства. Например: S + Н₂ Н₂S; S + О₂  SО₂.

В соответствии с численными значениями относительных электроотрицательностей окислительные и восстановительные способности неметаллов изменяются в следующем порядке:

увеличение окислительных свойств

S i, В, Н, Р, С, S, I, N, Сl, О, F

у величение восстановительных свойств.

Характеризуя физические свойства неметаллов, следует отметить, что они, в основном, не имеют характерного металлического блеска и различно окрашены; в кристаллическом состоянии имеют различные структуры и прочность кристаллов, в большинстве случаев плохо проводят теплоту и электрический ток.

Семь неметаллических элементов существуют в виде двухатомных молекул: пять из них при н.у. представляют собой газы – водород, азот, кислород, фтор и хлор; бром – жидкость, а иод – кристаллическое вещество, способное возгоняться. Остальные неметаллы при н.у. образуют кристаллы с различной структурой (атомной, молекулярной). Молекулы благородных газов одноатомны.

Большинство неметаллов обладает высокой химической активностью. Взаимодействуя с металлами, типичные неметаллы образуют соединения с ионной связью (NаСl, СаО, К₂S). В определенных условиях неметаллы реагируют между собой, образуя соединения с ковалентной связью – как полярные (Н₂О, НСl, NН₃), так и неполярные (СО₂, СН₄, С₆Н₆).

С водородом неметаллы образуют летучие соединения, например НF, Н₂S, NН₃, СН₄. Водные растворы соединений галогенов, серы, селена и теллура с водородом являются кислотами, а раствор аммиака в воде проявляет основные свойства.

С кислородом неметаллы образуют кислотные (SО₂, SО₃, N₂О₃, N₂О₅) и безразличные (NО, СО) оксиды. Кислотным оксидам соответствуют кислоты, причем из двух кислородных кислот одного неметалла сильнее та, в которой он проявляет максимальную степень окисления. Например, азотная кислота НNО₃ сильнее азотистой НNО₂, а серная Н₂SО₄ сильнее сернистой Н₂SО₃.

Большинство неметаллов встречается в природе в виде соединений с другими элементами; лишь кислород, азот, сера, углерод и благородные газы существуют в виде простых веществ.

Галогены

Галогены – это естественная группа элементов-аналогов, расположенных в главной подгруппе VII группы периодической системы. К ним относятся фтор, хлор, бром, иод и астат.

На наружном энергетическом уровне атомы галогенов содержат по 7 электронов с конфигурацией s²р⁵, этим объясняется общность их свойств. Наличие одного неспаренного электрона на внешнем уровне указывает на то, что в невозбужденном состоянии галогены проявляют валентность I. Их атомы сильнее других элементов притягивают электроны, поэтому каждый галоген – самый сильный окислитель в своем периоде. Наиболее типичными для них являются соединения со степенью окисления –1. Это соединения галогенов с водородом и металлами. Например: НСl, КI, NаСl, НF и др.

Водные растворы водородных соединений галогенов являются кислотами: НF – фтороводородная (плавиковая), НСl – хлороводородная (соляная), НВr – бромоводородная, НI – иодоводородная кислоты.

Галогены в свободном виде состоят из двухатомных молекул и являются типичными неметаллическими веществами.

Окислительные свойства нейтральных атомов в подгруппе галогена уменьшаются от фтора к иоду (увеличивается радиус атома), а восстановительные усиливаются.

Реакционная способность галогенов падает в ряду фтор  хлор  бром  иод. Поэтому предыдущий галоген вытесняет последующий из его соединений с водородом и металлами.

Закономерно изменяются физические свойства галогенов с ростом порядкового номера: фтор и хлор – газы, бром – жидкость, иод и астат – твердые вещества. Все галогены обладают очень резким запахом. Вдыхание их даже в небольших количествах вызывает сильное раздражение дыхательных путей и воспаление слизистых оболочек. Более значительные количества галогенов могут вызвать тяжелое отравление.

При рассмотрении химических свойств хлора следует учитывать, что он своеобразно реагирует с водородом. В темноте и при слабом освещении скорость реакции незначительна. При сильном ультрафиолетовом освещении реакция протекает мгновенно со взрывом.

Под влиянием света молекула хлора расщепляется на два атома: Сl₂ = Сl + Сl.

Образовавшиеся атомы хлора далее вызывают цепь реакций замещения: атомарный хлор «атакует» молекулу водорода, что приводит к образованию хлороводорода и атомарного водорода, который в свою очередь реагирует с молекулой хлора и т. д.:

Н₂ + Сl = НСl + Н; Н + Сl₂ = НСl + Сl и т.д.

Подобные реакции, в результате которых происходит цепь последовательных превращений, называют цепными реакциями.

Следует обратить внимание на то, что галогены помимо общих свойств имеют и различия.

Внешняя оболочка атомов фтора состоит только из 2s- и 2р-подуровней, у атомов же остальных галогенов внешние оболочки имеют вакантные орбитали d-подуровня. Следовательно, у них при переходе атомов в возбужденное состояние возможно увеличение числа неспаренных электронов до 7, что показано на схеме:

Основное состояние	Возбужденные состояния
d – – – – – р ⇅ ⇅ ↑ s ⇅ Электронная структура атома хлора, невозбужденное одновалентное состояние	d ↑ – – – – р ⇅ ↑ ↑ s ⇅ Трехвалентное состояние
	d ↑ ↑ – – – р ↑ ↑ ↑ s ⇅ Пятивалентное состояние
	d ↑ ↑ ↑ – – р ↑ ↑ ↑ s ↑ Семивалентное состояние

Все галогены, кроме фтора, образуют соединения, в которых они обладают положительной степенью окисления (от +1 до +7). Наиболее важными из них являются кислородсодержащие кислоты галогенов. Такие соединения наиболее характерны для хлора, для которого известны четыре кислоты:

Кислота	Степень окисления хлора	Название кислоты	Название аниона	Сила кислоты	Увеличение силы окислителя
НСlО	+1	Хлорноватистая	Гипохлорит	Очень слабая	 
НСlО2	+3	Хлористая	Хлорит	Слабая
НСlО3	+5	Хлорноватая	Хлорат	Сильная
НСlО4	+7	Хлорная	Перхлорат	Очень сильная

При сравнении окислительной способности вещества всегда нужно учитывать реальные условия протекания процессов. Так, в обычных условиях (комнатная температура, действие света) окислительная активность уменьшается от хлорноватистой до хлорной кислоты, т.к. здесь решающее значение имеет не окислительная способность хлора в положительной степени окисления, а атомарный кислород, выделяющийся при распаде неустойчивых кислот, устойчивость которых на свету возрастает от хлорноватистой к хлорной кислоте. Если же сравнивать окислительную способность этих кислот в других условиях (в темноте, при более низких температурах), то окислительная способность возрастает от хлорноватистой к хлорной кислоте. Именно поэтому в последней графе таблицы окислительная активность кислот проиллюстрирована «обратимой» стрелкой.

Из солей кислородсодержащих кислот хлора широко известны бертолетова соль (хлорат калия) и хлорная (белильная) известь – хлорид-гипохлорит кальция Са(СlО)Сl.

Задания для самостоятельной работы

2.44. Конечным продуктом в цепочке превращений на основе соединений углерода

CO₂ X₁ X₂ X₃ является:

1) карбонат натрия 3) карбид натрия

2) гидрокарбонат натрия 4) ацетат натрия.

2.45. Какой из металлов не вытесняет водород из разбавленной серной кислоты: