2.19 Элементы подгруппы VI.А. Электронная конфигурация. Изменение радиуса атома и энергии ионизации. Степени окисления. Сера. Свойства. Оксиды серы. Свойства. Применение в с/х.

Кислород, сера, селен, теллур и полоний. На внешнем энергетическом уровне содержится по 6 электронов имеющих конфигурацию s² p⁴. О - 1s²2s²2p⁴, S - 1s²2s²2p⁶3s²3p⁴, Se - 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s²4p⁴. наличие 2 не спаренных электронов свидетельствует о валентности 2. Элементы кроме кислорода имеются вакантные ячейки d-подуровня следовательно один из s-электронов может перейти на d-подуровень, что приводит к увеличению не спаренных электронов до 4 и 6. В кислородных соединениях сера, селен и теллур проявляют степень окисления +4 и +6. При переходе от кислорода к теллуру увеличиваются радиусы, следовательно усиливаются восстановительные свойства и ослабевают окислительные. Получение серы. Окисление сероводородом 2H₂S+O₂=2S+2H₂O. Плавка металлов из сернистых руд SO₂+C=CO₂+S. Свойства. С металлами Fe+S=FeS, с водородом при температуре 150-200С протекает обратная реакция H₂+S=H₂S. С сильными окислителями 3Fe₂+S=SH₆. Оксид серы образуется при сжигании серы на воздухе S+O₂=SO₂, а также прокаливанием сульфидов 4FeS₂+11O₂=Fe₂O₃+8SO₂. В лабораториях получают из солей сернистой кислоты Na₂SO₃+H₂SO₄= Na₂SO₄+ SO₂+H₂O. Оксиды взаимодействуют с водой SO₂+H₂= H₂SO₃. Характерная способность SO₂ его окислительно-восстановительная двойственность степень окисления +4, поэтому отдавая 2 электрона окисляется до S(IV), а принимая 4 электрона, восстанавливается до S. проявление того и другого зависит от природы реагирующего компонента. С сильными окислителями ведет себя как восстановитель SO₂S+Br₂+2HO₂= H₂SO₄+2HBr, в присутствии сильных восстановителей как окислитель SO₂+2H₂S= 3S+H₂O.

2.20 Элементы подгруппы VII.А. Электронная конфигурация. Изменение радиуса атома и энергии ионизации. Степени окисления. Галогены. Окислительные свойства. Применение в с/х и ветеринарии. Биологическая роль.

Относятся фтор F, хлор Cl, бром Br, иод I и стат At. На наружнем энергетическом уровне содержат по 7 электронов с конфигурацией s² p⁵. относятся к элементам р-семейства. F – Наличие одного не спаренного электрона указывает на то, что валентность 1. все элементы кроме фтора имеются вакантные ячейки d-подуровня следовательно один из s-электронов может перейти на d-подуровень, что приводит к увеличению не спаренных электронов до 7. При переходе от фтора к иоду радиус атома увеличивается. Элементы относятся к неметаллам, с увеличением ядра от фтора к астату неметаллические признаки ослабевают. Типичные для галогенов соединения в которых они проявляют степень окисления –1. галогены способны проявлять степень окисления от +1 до +7 окислительные свойства уменьшаются от фтора у иоду, а восстановительные усиливаются, возрастает температура плавления и кипения, электрическая проводимость. Взаимодействуют почти со всеми веществами. С металлами 2M+HaI->2MhaI. С неметаллами Si+2F₂=SiF₂. С водой 2H₂O+2F₂=4 HF+O₂.

2.21 Элементы подгруппы VII.А. Электронная конфигурация. Изменение радиуса атома и энергии ионизации. Степени окисления. Галогены. Свойства. Соединение галогенов с водородом. Восстановительные свойства галогеноводородов. Соли. свойства. Применение в с/х и ветеринарии. Биологическая роль.

Относятся фтор F, хлор Cl, бром Br, иод I и стат At. На наружнем энергетическом уровне содержат по 7 электронов с конфигурацией s² p⁵. относятся к элементам р-семейства. F – Наличие одного не спаренного электрона указывает на то, что валентность 1. все элементы кроме фтора имеются вакантные ячейки d-подуровня следовательно один из s-электронов может перейти на d-подуровень, что приводит к увеличению не спаренных электронов до 7. При переходе от фтора к иоду радиус атома увеличивается. Элементы относятся к неметаллам, с увеличением ядра от фтора к астату неметаллические признаки ослабевают. Типичные для галогенов соединения в которых они проявляют степень окисления –1. галогены способны проявлять степень окисления от +1 до +7 окислительные свойства уменьшаются от фтора у иоду, а восстановительные усиливаются, возрастает температура плавления и кипения, электрическая проводимость. Взаимодействуют почти со всеми веществами. С металлами 2M+HaI->2MHaI. С неметаллами Si+2F₂=SiF₂. С водой 2H₂O+2F₂=4 HF+O₂. соединения галогенов с водой называются галогеноводородами. Фтороводород смешивается с водой в любых соотношениях. При растворении в воде диссоциируют по типу кислот. Фтороводородная кислота разрушает стекло и силикаты SiO₂+4HF=SiF₂+2H₂O. Хлороводородная кислота взаимодействует с металлами их оксидами и гидрооксидами. Являются восстановителями. Восстановительная способность повышается в ряду Cl, Br, I. MnO₂+4HCl=MnCl₂+Cl₂+2H₂O; 2KMnO₄+10Kl+8H₂SO₄=2MnSO₄+5I₂+6K₂SO₄+8H₂O