Неорганическая химия (стр. 2 )

Благородные газы - бесцветны, не имеют запаха, не ядовиты и не горючи. В элементарном состоянии входят в состав воздуха. Все они, кроме гелия, получаются фракционной дистилляцией жидкого воздуха. Гелий же является побочным продуктом некоторых природных газов, что открывает возможности для его получения в технических масштабах.

11.2. Использование благородных газов в технике. Применяются благородные газы чаще всего в лазерной и осветительной технике, поскольку каждый из них характеризуется своим цветом свечения: гелий - желтым, неон - красным, аргон - красным и синим, криптон - желто-зеленым, ксенон - сине-зеленым. Благородные газы используются также в химической промышленности для создания инертной атмосферы некоторых реакций, когда требуется, например, исключить контакт реагентов и продуктов реакции с кислородом воздуха. Аргоном, криптоном и ксеноном наполняют колбы ламп накаливания, что приводит к повышению температуры нити без ее разрушения, а значит, и светоотдачи ламп. Наконец, гелий имеет самую низкую температуру кипения среди всех известных на Земле веществ (4.2 К), что обусловливает его применение в технике низких температур.

11.3. Групповые свойства галогенов, их физические и химические свойства. Галогены (или солеобразователи) имеют электронную конфигурацию s2p5 и располагаются в VII группе ПСЭ непосредственно перед благородными газами. Они являются ярко выраженными неметаллами и относятся к самым электроотрицательным (электроотрицательность фтора - самая большая среди элементов ПСЭ) и к самым реакционноспособным элементам. Из-за своей высокой реакционной способности галогены в элементарном состоянии не встречаются. С ростом порядкового номера галогенов имеет место снижение электроотрицательности и уменьшение как неметаллических свойств галогенов, так и их реакционной способности (табл. 11.2).                

Таблица 11.2. Групповые свойства галогенов

Свойство	F	Cl	Br	I
Порядковый номер	9	17	35	53
Электротрицательность	4.0	3.0	2.8	2.5
Неметаллические свойства Реакционная способность	уменьшаются уменьшается

В основном состоянии галогены обладают одним неспаренным электроном, из-за чего они склонны к образованию ковалентных связей. При этом Cl, Br и I могут образовывать до 7 ковалентных связей при возбуждении электронов в d-орбитали. В элементарном состоянии галогены состоят из двухатомных молекул F2, Cl2, Br2, I2, свойства которых приведены в табл. 11.3. Как следует из этой таблицы, агрегатное состояние молекулярных галогенов изменяется от газообразного у фтора и хлора до твердого у иода, у которого можно уже отметить проявление слабых металлических свойств.

Между молекулами галогенов действуют силы Ван-дер-Ваальса, вследствие чего температуры плавления и кипения очень низкие. В пределах группы они повышаются с ростом названных сил. Из-за своей высокой реакционной способности галогены в элементарном состоянии в природе не встречаются. Все они при вдыхании ядовиты!

Таблица 11.3. Физические свойства молекулярных галогенов

Галоген	F2	Cl2	Br2	I2
Цвет и агрегатное состояние	Светло-желтый газ	Зеленовато-желтый газ с резким раз-дражающим запахом	Красновато-бу-рая жидкость с сильным неприятным запахом	Серовато-черное твердое вещес-тво со слабым металлическим блеском
Температура плавления, 0С	-223	-101.6	-7.3	113.5
Температура кипения, 0С	-187	-34.6	58.7	184

11.4. Способы получения и важнейшие соединения галогенов. Области использования галогенов и их соединений. Фтор - самый реакционноспособный элемент, в природе нет химических окислителей, которые смогли бы вытеснить фтор из его соединений. С водородом фтор реагирует даже при -250 0С. Он очень сильный окислитель: в его токе воспламеняются и горят дерево, резина. Даже асбест энергично реагирует с фтором, раскаляясь добела. Применяется фтор в производстве жаростойких смазочных веществ, тефлона, жидкостей для холодильных машин (фреонов, хладанов). Фтор эффективно разъедает кожу!

Хлор - самый распространенный галоген, очень сильный окислитель. Используется для получения соляной кислоты и хлорсодержащих органических растворителей (дихлорэтана, четыреххлористого углерода), в производстве пластмасс и кожезаменителей, для отбелки тканей и бумаги, стерилизации питьевой воды и обеззараживания сточных вод.

Бром при попадании на кожу вызывает болезненные язвы, а также раздражает слизистую глаз и горла. Находит применение в производстве лекарственных веществ, красителей, бромида серебра (фотография).

Иод используется в производстве фармацевтических препаратов, кровоостанавливающих средств, антисептиков.

К основным соединениям галогенов относятся галогениды - соединения, в которых галогены реализуют степень окисления “-1”, оксиды галогенов, кислородсодержащие кислоты. Наиболее важными галогенидами являются HF, HCl, HBr и HI - бесцветные, неприятно пахнущие газы. Они образуются непосредственно из элементов:

       H2 + X2 ↔ 2HX,                                                        (11.1)

при этом реакции с фтором и хлором протекают взрывообразно. Их растворы в воде являются кислотами. Следует заметить, что плавиковая кислота - HF - вызывает тяжелые ожоги кожи, ее пары, как и соли (фториды), ядовиты. К ядам относится и хлорид ртути (сулема), который используется в медицине как сильное дезинфицирующее средство.

Оксиды галогенов – распадающиеся вещества. Так, ClO2 при нагревании распадается взрывоопасно на хлор и кислород.

Существует 4 вида кислородсодержащих кислот хлора:

HClO - хлорноватистая, HClO2 - хлористая, HClO3 -  хлорноватая и HClO4 - хлорная. Хлорноватистая кислота, а также соли хлорноватой кислоты - хлораты - являются сильными окислителями. Обращаться с хлоратами нужно очень осторожно. Так, хлорат калия KClO3 служит окислителем в спичках и пиротехнических изделиях. Деревянные детали, одежда, смоченные раствором хлората натрия NaClO3, после высыхания могут самовоспламеняться при трении о них. Опасно измельчать хлораты вместе с серой, фосфором, углем, органическими веществами, с которыми хлораты могут реагировать взрывообразно. В смеси с восстановителями они образуют легко взрывающиеся составы.

Чистая хлорная кислота HClO4 взрывоопасна, но в водных растворах она стабильна. Перхлорат калия KClO4 в смеси с углем и связующими веществами используется для производства взрывчатых веществ, в частности, пороха для ракет.

Глава 12. Элементы главной подгруппы VI группы Периодической системы элементов (халькогены).

12.1. Групповые свойства кислорода, серы, селена и теллура. К халькогенам относятся кислород, сера, селен, теллур, имеющие электронную конфигурацию s2p4. По своим групповым свойствам (табл. 12.1) они различаются сильнее, чем галогены.

Таблица 12.1. Групповые свойства халькогенов

Элемент	O	S	Se	Te
Порядковый номер Энергия ионизации, эВ Электроотрицательность Радиус атома, нм Радиус иона Х2-, нм Температура плавления, 0С Температура кипения, 0С	8 13.62 3.5 0.066 0.136 -219 -183	16 10.36 2.5 0.104 0.182 119 (монокл.) 445	34 9.75 2.4 0.117 0.193 220 (серый) 685	52 9.01 2.1 0.137 0.211 452 1390
Неметаллические свойства	Уменьшаются

Так, если кислород и сера - типичные неметаллы (кислород относится к самым электроотрицательным элементам, уступая по этому параметру только фтору), то селен и теллур в некоторых своих аллотропных модификациях проявляют полупроводниковые свойства, поэтому их относят к полуметаллам. По своим химическим свойствам они ведут себя, однако, как неметаллы.

Халькогены расположены в VI группе ПСЭ. Захватив по два электрона, они превращаются в ионы с электронной конфигурацией благородных газов. В невозбужденном состоянии они могут образовывать по две ковалентные связи. Однако в случае серы, селена и теллура  в образовании ковалентных связей могут принимать участие электроны d-орбиталей, на которые они попадают при возбуждении p - и s-состояний. В этом случае наиболее важную роль играют соединения, в которых степени окисления халькогенов равны “+4” и “+6”. В этом смысле кислород занимает в группе  особое положение, т. к. его атомы не имеют d-орбиталей в их валентной оболочке. Поэтому кислород демонстрирует в своих соединениях стандартную степень окисления халькогенов “-2”.

Кислород, как мы видели, - самый распространенный элемент на Земле: 89%  массы воды, 23% массы воздуха и почти 50% массы минералов (в основном силикатов) приходятся на кислород. Простое вещество кислород состоит из двухатомных молекул О2. Это бесцветный газ, слабо растворяющийся в воде. В природе он существует в виде трех изотопов: О16, О17 и О18. При -183 0С газообразный кислород превращается в бледно-голубую жидкость. В промышленном масштабе кислород получают фракционной перегонкой жидкого воздуха или, одновременно с водородом, электролизом воды. В лабораторных условиях кислород может быть получен при термическом разложении хлората калия: