31. Элементы подгруппы кислорода.

В группу входят кислород O, сера S,селен Se, теллур Te, полоний Po. Бинарные соединения этих элементов с металлами носят общее название халькогенидов. Типичная степень окисления −2 (встречается также −1).

У атомов халькогенов одинаковое строение внешнего энергетического уровня — ns²nр⁴. Этим объясняется сходство их химических свойств. Все халькогены в соединениях с водородом и металлами проявляют степень окисления -2, а в соединениях с кислородом и другими активными неметаллами — обычно +4 и +6. Для кислорода, как и для фтора, не типична степень окис­ления, равная номеру группы. Он проявляет степень окисления обыч­но -2 и в соединении со фтором +2. Такие значения степеней окисления следуют из электронного строения халькогенов. У атома кислорода на 2р-подуровне два неспаренных электрона. Его электроны не могут разъединяться, поскольку отсутствует d-подуровень на внешнем (втором) уровне, т. е. отсутствуют свободные орбитали. Поэтому валентность кислорода всегда равна двум, а степень окисления -2 и +2 (например, в Н₂О и ОF₂). Таковы же валентность и степени окисления у атома серы в невозбужденном состоянии. При переходе в возбужденное состояние (что имеет место при подводе энергии, например при нагревании) у атома серы сначала разъединяются Зр-, а затем 3s-электроны (показано стрелками). Число неспаренных электронов, а, следовательно, и валентность в первом случае равны четырем (например, в SO₂), а во втором — шести (например, в SO₃). Очевидно, четные валентности 2, 4, 6 свойственны аналогам серы — селену, теллуру и полонию, а их степени окисления могут быть равны -2, +2, +4 и +6.

Водородные соединения элементов подгруппы кислорода отвечают формуле Н₂R (R - символ элемента): Н₂О, Н₂S, Н₂Sе, Н₂Те. Они называются хальководородами. При растворении их в воде образуются кислоты. Сила этих кислот возрастает с ростом по­рядкового номера элемента, что объясняется уменьшением энергии связи в ряду соединений Н₂R. Вода, диссоциирующая на ионы Н⁺ и ОН^-, является амфотерным электролитом.

Сера, селен и теллур образуют одинаковые формы соединений с кислородом типа RО₂ и RО^3-. Им соответствуют кислоты типа Н₂RО₃ и Н₂RО^4-. С ростом порядкового номера элемента сила этих кислот убывает. Все они проявляют окислительные свойства, а кислоты типа Н₂RО₃ также и восстановительные.

Закономерно изменяются свойства простых веществ: с увеличением заряда ядра ослабевают неметаллические и возрастают металлические свойства. Так, кислород и теллур — неметаллы, но последний обладает металлическим блеском и проводит электричество.

Кислород – самый распространённый элемент на земле. Земная кора целиком состоит из кислородных соединений. Серы значительно меньше, чем кислорода. 0,1% от массы земной коры. Сера встречается в природе как самородное сещество, так и в виде сульфидов. Cu2S, ZnS.

32. Водород и элементы главной подгруппы седьмой группы периодической системы.

Галоге́ны  — элементы главной подгруппы VII группы, т.е. соединяясь с металлами они образуют галиды. В подгруппу галогенов входят фтор, хлор, бром, иод и астат (ас­тат - радиоактивный  элемент, изучен мало). Это р-элементы VII группы периодической  системы Д.И.Менделеева.  На внешнем энергетическом уровне их атомы имеют по 7 электронов ns2np5. Этим объясняется общность их свойств.

Реагируют почти со всеми простыми веществами, кроме некоторых неметаллов. Все галогены — энергичные окислители, поэтому встречаются в природе только в виде соединений. С увеличением порядкового номера химическая активность галогенов уменьшается, химическая активность галогенид-ионов F⁻, Cl⁻, Br⁻, I⁻, At⁻ уменьшается. Все галогены — неметаллы. На внешнем энергетическом уровне 7 электронов, являются сильными окислителями. При взаимодействии с металлами возникает ионная связь, и образуются соли. Галогены, (кроме F) при взаимодействии с более электроотрицательными элементами, могут проявлять и восстановительные свойства вплоть до высшей степени окисления +7.

Все галогены проявляют высокую окислительную активность, которая уменьшается при переходе от фтора к иоду. Фтор — самый активный из галогенов, реагирует со всеми металлами без исключения, многие из них в атмосфере фтора самовоспламеняются, выделяя большое количество теплоты. Без нагревания фтор реагирует и со многими неметаллами (H₂, S, С, Si, Р) — все реакции при этом сильно экзотермические.

Свободный хлор также очень реакционноспособен, хотя его активность и меньше, чем у фтора. Он непосредственно реагирует со всеми простыми веществами, за исключением кислорода, азота и благородных газов. Хлор вступает в реакцию со многими сложными веществами, например замещения и присоединения с углеводородами. Хлор, растворяясь в воде и частично реагируя с ней. Химическая активность брома меньше, чем у фтора и хлора, но все же достаточно велика в связи с тем, что бром обычно ис­пользуют в жидком состоянии и поэтому его исходные концентрации при прочих равных условиях больше, чем у хлора. Иод существенно отличается по химической активности от остальных галогенов. Он не реагирует с большинством неметаллов, а с металлами медленно реагирует только при нагревании. Взаимодействие же иода с водородом происходит только при сильном нагревании, реакция является эндотермической и сильно обратимой.

Водород - типичный S-элемент. он сходен со щелочными металлами. Водород также может и принимать электрон и образовывать анион. N-3H3+; H+Cl-; NaH-

Атомы водорода легко замещаются галогенами в органических соединениях. В соединениях водород всегда одновалентен. Для него характерна степень окисления +1, но в гидридах металлов она равна -1. Молекула водорода состоит из двух атомов. Возникновение связи между ними объясняется образованием обобщен­ной пары электронов (или общего электронного облака. Водород горит в кислороде с выделением большого количества теплоты. При нагревании водород восстанавливает многие металлы из их оксидов.