3. Соединения с другими неметаллами.

1. с. 375-381; 2. с. 342-345; 4. с. 292-296; 7. с.350-355.

4. Соединения с металлами.

2. с. 342; 4. с. 292-296; 7. с.350-355.

Многоэлементные соединения галогенов

1. Кислородсодержащие кислоты хлора и их соли. Хлорноватистая, хлористая, хлорноватая и хлорная кислоты. Изменение кислотных свойств, устойчивости и окислительных свойств в ряду HClO – HClO₄. Принципы получения этих кислот. Гипохлориты, хлориты, хлораты и перхлораты. Термическая устойчивость и окислительные свойства. Общие принципы получения солей. Применение солей. Хлорная известь. Бертоллетова соль. Перхлорат аммония.

1. с. 382-387; 2. с. 353-359; 3. с. 423; 4. с. 292-296; 7. с.350-354; 8. с. 375-378.

2. Кислородсодержащие кислоты брома и иода и их соли.

1. с. 382-387; 2. с. 353-359; 3. с. 423; 4. с. 292-296; 7. с.350-354; 8. с. 379-380.

3. Применение галогенов и их важнейших соединений

1. с. 387-388; 2. с. 345-347; 3. с. 419-423; 4. с. 272-296; 8. с. 380-382.

4. Биологическая роль соединений галогенов

1. с. 387-388; 2. с. 340-347; 3. с. 419-423; 4. с. 272-296; 8. с. 380-382.

Взаимосвязь важнейших соединений хлора:

1. K Cl _(к.) + H₂SO_{4 (конц.)} → HCl↑ + KHSO₄;

2. HCl_(конц.) + KMnO₄ → Сl₂↑ + MnCl₂ + KCl + H₂O;

3. Cl₂ + H₂O_(охл) ↔ HClO + HCl;

4. HClO HClO₃ + HCl;

5. H ClO₃ HClO₄ + ClO₂ + H₂O;

6. HClO₄ + P₂O₅ → Cl₂O₇ + HPO₃;

7. Cl₂O₇ Cl₂ + O₂;

8. См. № 5.

9. ClO₂ Cl₂ + O₂;

10. ClO₂ + H₂O_(охл) → HClO₃ + HClO₂;

11. HClO + P₂O₅ → Cl₂O + HPO₃;

12. Cl₂O Cl₂ + O₂;

13. Cl₂ + KOH_(охл.) → KClO + KCl + H₂O;

14. KClO KClO₃ + KCl;

15. KClO₃ KClO₄ + KCl;

16. KClO₄ + H₂SO_{4 (конц.)} → HClO₄↑ + KHSO₄;

17. KClO₄ + P₂O₅ Cl₂O₇ + KPO₃;

18. Cl₂O₇ + H₂O → HClO₄;

19. HClO₄ + KOH → KClO₄ + H₂O;

20. Cl₂O₇ + KOH → KClO₄ + H₂O;

21. KClO₄ KCl + O₂;

22. KClO₃ KCl + O₂;

23. Cl₂ + KOH_(гор.) → KClO₃ + KCl + H₂O;

24. См. № 14;

25. KClO + CO₂ + H₂O → HClO + KHCO₃

26. HClO + KOH → KClO+ H₂O;

27. KClO_(к) + CO₂ → Cl₂O + K₂CO₃;

28. Cl₂O+ KOH_(охл.) → KClO + H₂O;

29. HClO₃ + KOH → KClO₃+ H₂O;

30. KClO_{3 (р-р)} + HClO₄ → HClO₃ + KClO₄↓;

31. ClO₂ + KOH → KClO₃ + KClO₂ + H₂O;

32. KClO₃ + H₂SO_{4 (конц.)} → ClO₂↑ + HClO₄ + KHSO₄+ H₂O;

33. KCl + H₂O Cl₂↑ + H₂↑+ KOH;

34. Cl₂ + K → KCl или см. №№ 13, 23.

35. Cl₂O + H₂O_(охл.) → HClO.

X. Элементы группы via

Символ элемента	O	S	Se	Te	Po
Название элемента	Кислород	Сера	Селен	Теллур	Полоний
Атомный номер	8	16	34	52	84
Относительная атомная масса	15,9994	32066	78,96	127,60	208,9824
Электронная конфигурация атомов	[He]2s^22p^4	[Ne]3s^23p^4	[Ar]4s^24p^4	[Kr]5s^25p^4	[Xe]6s^26p^4
Электроотрицательность	3,50	2,60	2,48	2,01	1,76
Основные степени окисления в соединениях	–1, -2, +2	–2, +2, +4, +6	–2, +2, +4, +6	–2, +2, +4, +6	–2, +2, +4

Простые вещества

Состав молекулы	O2	S8	Se∞	Te∞	─
Агрегатное состояние (при ст. усл.)	газ	твёрдое вещество	твёрдое вещество	твёрдое вещество	твёрдое вещество
Плотность, г/см^3 (при 293 )	1,429^*	2,070	4,790	6,240	9,320
Температура плавления, t^oпл, ^оС	–219,47	–100,83	–7,1	113,7	302
Температура кипения, t^oкип, ^оС	–218,2	113	217	449,7	254

* Значение приведено в г/дм³

1. Общая характеристика элементов. Строение атомов и проявляемые степени окисления. Валентность халькогенов. Изменение атомных радиусов, энергий ионизации, сродства к электрону и электроотрицательности в ряду кислород-полоний. Характер химических связей с металлами и неметаллами. Устойчивость высших валентных состояний халькогенов. Особенности кислорода.

1. с. 344-347; 2. с. 359-361; 4. с. 297, с. 309; 6. с.327; 7. с. 362-363; 8. с. 341-344; 10. с. 31-32; 11. с. 424-425.

2. Строение и физические свойства простых веществ. Аллотропия кислорода. Кислород и озон, их физические свойства. Трактовка химической связи в молекуле кислорода по методам ВС и МО. Парамагнетизм кислорода. Строение молекулы озона. Полиморфизм серы. Физические свойства серы. Строение простых веществ селена, теллура, полония и их физические свойства. Изменение температур плавления и кипения простых веществ в ряду O – Po.

1. с. 348-349; 2. с. 359-369; 4. с. 298, с. 303, с. 310, с. 322; 6. с.327; 7. с. 365-368; 8. с. 344-346, с. 356-357; 11. с. 424-429.

3. Химические свойства простых веществ. Причины высокой реакционной способности кислорода. Взаимодействие кислорода с металлами, неметаллами, сложными веществами. Оксиды и пероксиды. Сравнение химической активности кислорода и озона. Химические свойства серы: взаимодействие с металлами и неметаллами, водой, щелочами, кислотами. Химические свойства простых веществ селена и теллура. Металлический характер полония.

1. с. 350-351; 2. с. 363-369, с. 382; 4. с. 298, с. 311, с. 323; 6. с.329-331; 7. с. 369-370; 8. с. 344-345, с. 366; 9. с. 57-60, с. 70-73, с. 112; 11. с. 424, с. 428, с. 433.

4. Получение простых веществ. Способы получения кислорода в лабораторных условиях. Основы промышленного метода получения кислорода из воздуха. Получение озона.

Природные соединения серы и селена. Самородная сера. Промышленные способы получения серы из природного сырья. Получение селена, теллура и полония.

1. с. 350; 2. с. 363-369, с. 382; 4. с. 298, с. 311, с. 323; 7. с. 365-370; 8. с. 365-366; 11. с. 425, с. 433.

5. Биологическая роль халькогенов. Роль кислорода в процессах жизнедеятельности. Значение фотохимической реакции образования озона в верхних слоях атмосферы для сохранения жизни на Земле. Биологическая роль соединений серы, селена и теллура. Канцерогенность полония.

1. с. 365-366; 2. с. 366, с. 369, с. 383; 4. с. 298; 6. с. 329; 7. с. 396-377; 8. с. 353-356, с. 363-365.

6. Водородные соединения халькогенов. Строение молекул: характер химической связи, полярность молекул. Изменение агрегатного состояния, температур плавления и кипения, термической устойчивости, кислотных и восстановительных свойств в ряду H₂O – PoH₂. Водородные связи между молекулами воды. Ассоциация молекул воды. Структура жидкой воды и льда. Физические и химические свойства воды. Аномалии воды. Вода как растворитель. Вода в природе и её роль в процессах жизнедеятельности. Сероводород, его физические и химические свойства. Сероводородная кислота. Получение сероводорода в лаборатории и в промышленности. Сульфиды и гидросульфиды. Сравнительная характеристика химических свойств селено- и теллуроводорода, их получение. Токсичность серо-, селено- и теллуроводорода. Понятие о полисульфанах.

1. с. 352-354; 2. с. 197-205, с. 369-371, с. 382; 4. с. 299-301, с. 311-314, с. 324-325; 6. с. 331-334; 8. с. 357-359; 11. с. 413-414.

7. Пероксид водорода. Строение молекулы. Физические и химические свойства. Окислительно-восстановительная двойственность пероксида водорда. Кислотные свойства. Ферментативное разложение. Получение в промышленности. Использование пероксида водорода, его биологическая роль.

1. с. 379-380; 2. с. 335-338; 4. с. 301-305; 6. с. 304-306; 11. с. 427-428.

8. Халькогениды. Средние и кислые халькогениды. Характер химической связи, строение. Растворимость халькогенидов в воде и их гидролизуемость. Изменение восстановительных свойств в ряду сульфиды – теллуриды. Получение халькогенидов. Понятие о полисульфидах.

1. с. 354-355; 2. с. 370-371; 4. с. 311-314, с. 324-325; 6. с. 343-345; 8. с. 358-359; 11. с. 429-430.

9. Кислородные соединения халькогенов. Оксиды серы. Строение молекулы и физические свойства оксида SO₂. Кислотные и окислительно-восстановительные свойства. Сернистая кислота и её соли. Получение и применение SO₂. Строение молекулярной и немолекулярных форм оксида серы (VI) и их физические свойства. Кислотные и окислительные свойства. Получение в лаборатории и в промышленности. Применение. Сравнительная характеристика оксидов селена и теллура.

1. с. 356-358; 2. с. 371-374, с. 383; 4. с. 314-318, с. 325-326; 6. с. 336-3339; 8. с. 359-361, с. 366; 11. с. 430-432, с. 434.

10. Кислородсодержащие кислоты и их соли. Сернистая кислота. Строение молекулы и её устойчивость. Кислотные и окислительно-восстановительные свойства. Сульфиты и гидросульфиты. Строение анионов сернистой кислоты. Селенистая и теллуристая кислоты, их полимерное строение. Устойчивость, кислотные и окислительно-восстановительные свойства. Селениты и теллуриты. Строение селенит- и теллурит-анионов.

Серная кислота. Строение её молекулы и аниона. Физические свойства. Меры предосторожности при работе с концентрированной серной кислотой. Зависимость химических свойств серной кислоты от её концентрации. Химические свойства разбавленной и концентрированной серной кислоты. Реакции с металлами и неметаллами. Термическая устойчивость. Промышленные способы производства серной кислоты - контактный и нитрозный. Олеум. Применение серной кислоты. Сульфаты и гидросульфаты. Купоросы и квасцы.

Сравнительная характеристика селеновой и теллуровой кислот. Их термическая устойчивость, кислотные и окислительные свойства. Получение. Селенаты и теллураты.

Полисерные кислоты. Дисерная (пиросерная) кислота, её строение, химические свойства. Получение. Дисульфаты, их получение и применение.

Пероксосерные кислоты. Пероксомоносерная и пероксодисерная кислоты, строение их молекул. Химические свойства пероксодисерной кислоты и её получение. Пероксодисульфаты, их свойства и получение.

Тиосерная кислота, строение её молекулы и аниона, устойчивость. Тиосульфаты, их химические свойства, получение и применение.

1. с. 358-365; 2. с. 372-383; 4. с. 315-321, с. 325-328; 6. с. 336-341; 7. с. 393-396; 8. с. 360-363, с. 366; 11. с. 432-434.