Найважливіші Сполуки

• хлористий водень (хлороводень) HCl

розчин HCl у воді – хлороводнева (соляна кислота) є сильною кислотою:

HCl  H⁺ + Cl^-

солі – хлориди NaCl – натрій хлорид

Фізичні властивості	Безбарвний газ с різким запахом, отруйний, важчий за повітря, добре розчинний у воді.
Одержання	1) Синтетичний спосіб (промисловий):	H2 + Cl2 2HCl
	2) Гідросульфатний спосіб (лабораторний):	NaCl(тв.) + H2SO4(конц.)  NaHSO4 + HCl
Хімічні властивості	Реагує з 1) з металами (до Н2 в електрохімічному ряді):	2Al + 6HCl  2AlCl3 + 3H2
	2) з оксидами металів:	MgO + 2HCl  MgCl2 + H2O
	3) з основами і аміаком:	HCl + KOH  KCl + H2O HCl + NH3  NH4Cl
	4) з солями:	CaCO3 + 2HCl  CaCl2 + H2O +CO2
	 Якісна реакція для виявлення йонів Cl‾ Утворення білого осаду хлориду срібла, нерозчинного в мінеральних кислотах: AgNO3 + NaCl  AgCl(білий осад) + NaNO3

• Хлориди металів Ме^+ХCl_х – солі соляної кислоти.

Їх одержують взаємодією:

1) металів з хлором	2Fe + 3Cl2  2FeCl3
2) реакціями соляної кислоти з: металами	Mg + 2HCl MgCl2 + H2
оксидами	CaO + 2HCl  CaCl2 + H2O
гідроксидами	Ba(OH)2 + 2HCl  BaCl2 + 2H2O
3) шляхом обміну з деякими солями	Pb(NO3)2 + 2HCl  PbCl2 + 2HNO3

Більшість хлоридів розчинні у воді (за винятком хлоридів срібла, свинцю і одновалентної ртуті).

§10.4. VI а група – Підгрупа Оксигену

Оксиген, сірка, селен, телур і полоній (полоній – радіоактивний елемент) – це елементи підгрупи VI групи, яка називається підгру­пою Оксигену.

Елементи О, S,Se,Teмають групову назвуХАЛЬКОГЕНИ («ті, що народжують руди»).

Атоми халькогенів містять на зовнішньому енергетичному рівні по 6 електронів в стані s²p⁴. Цим пояснюється схожість хімічних властивостей. В ряду О – S – Se – Te зменшуються неметалічні (окисні) вла­стивості, збільшуються металічні (відновні) властивості. Телур (Te) має амфотерні властивості.

	Заряд ядра	Назва	Електрона конфігу­рація	Ступені окиснення	Атомний радіус	Електро-негатив­-ність	Окисні (неметалічні) властивості
халькогени	8	Оксиген О	1s^22s^22p^4	-2, -1, +2	зростає ————	зменшується ———	зменшуються ———
	16	Сульфур S	[Ne] 3s^23p^4	-2, 0, +2, +4, +6,
	34	Селен Se	[Ar] 4s^24p^4	-2, 0, +2, +4, +6,
	52	Телур Te	[Kr] 5s^25p^4	-2, 0, +2, +4, +6,
	84	Полоній Ро	[Xe] 6s^26p^4	-

Проявляють ступені окиснення від -2 до +6 (тільки О₂ має -2, -1 та +2).

Всі халькогени у сполуках з воднем і металами виявляють сту­пінь окиснення -2, а в сполуках з киснем та іншими активними неме­талами – звичайно +4 і +6. Кисень виявляє ступінь окиснення звичайно -2, в пероксидах (Н₂О₂) -1, а в сполуках з фтором +2.

• ОКСИГЕН (КИСЕНЬ)

Найпоширеніший елемент на Землі; в повітрі - 21% (за об'ємом); в земній корі - 49% (за масою); в гідросфері - 89% за масою; у складі живих організмів - до 65% за масою.

  Електронна будова атома

Заряд ядра 8		р1^1 = 8; n0^1 = 8; ē = 8
	1s^22s^22p^4

Оксиген проявляє переважно ступінь окиснення -2, але може мати і

-1, +1, +2.

Ступені окиснення	-2	-1 (у пероксидах)	0	+1	+2
				(тільки зі фтором)
Приклади сполук	Н2О вода	Н2О2 Гідроген пероксид	О2 Кисень	О2F2	ОF2
				Фториди кисню
Окисні властивості	Тільки ВІДНОВНИК	Окисно-відновна двоїстість	Тільки ОКИСНИКИ

Існує увигляді двох простих речовин: О₂ (кисень), О₃ (озон).

!	АЛОТРОПІЯ – це явище існування хімічного елемента у вигляді двох або кількох простих речовин, різних за властивостями і будовою.

• Кисень O₂

Фізичні властивості	Кисень – безбарвний газ, без запаху, розчинний у воді.
Хімічні властивості	Взаємодія речовин з киснем називається ОКИСНЕННЯМ
	З киснем реагують всі елементи (крім Au, Pt, He, Ne і Ar), у всіх реакціях (крім взаємодії з фтором) кисень - ОКИСНИК. Реагує з:
	1). неметалами (утворює кислотні оксиди):	2). металами (утворює основні оксиди):	3). складними речовинами:
	C + O2  CO2 S + O2 SO2 2H2 + O2  2H2O	2Mg + O2 2MgO 2Cu + O2 –^t 2CuO	4FeS2 + 11O22Fe2O3 + 8SO2 2H2S + 3O22SO2 + 2H2O CH4 + 2O2 CO2 + 2H2O
Застосування	Використання О2 базується на його окисних властивостях: є необхідним для життя (процеси дихання, горіння, іржавіння); бере участь в окисно відновних процесах; в медицині – для полегшення дихання хворих (кисневі подушки), для добування азотної (НNO3) та сірчаної (H2SO4) кислот; випалювання руд; у металургії для виробництва сталі; для зварювання і різання металів.

• Озон O₃ - алотропна модифікація кисню

Фізичні властивості	Озон – газ із характерним запахом, отруйний (), добре розчинний у воді.
Одержання	Під час грози (в природі), (в лабораторії) в озонаторі: 3O2  2O3
Хімічні властивості	Хімічно активний, окиснює навіть золото (до Au2O) та срібло (до Ag2O).
	1). Нестійкий: O3  O2 + O	2). Сильний окисник: 2KI + O3 + H2O  2KOH + I2 + O2 (якісна реакція на озон)
	Знебарвлює фарбуючі речовини, відбиває УФ-промені, знищує мікро­організми.
Застосування	для озонування води; для знешкодження промислових стічних вод; для вибілювання тканин; як дезинфікуючий засіб; як окисник ракетного палива.