Сборник основных формул по химии для ВУЗов

Атомы галогенов, образующих VIIA-группу, имеют электронную конфигурацию ns²np⁵. Все галогены являются активными неметаллами, окислителями. Их активность уменьшается в ряду F > Cl > Br > I > At. Характерные степени окисления галогенов: -1, 0, +1, +3, +5, +7. Однако у фтора, наиболее активного неметалла, есть лишь степени окисления -1 и 0. F₂ и Cl₂ – газы, Br₂ – жидкость, I₂ – твердое вещество. С увеличением радиуса атомов галогенов растет объем их атомов и молекул, а также их поляризуемость. Это приводит к увеличению сил межмолекулярного взаимодействия (сил Ван дер Ваальса) и повышению температур плавления и кипения простых веществ.

HF, HCl, HBr, HI при растворении в воде образуют кислоты (HF – слабую, HCl, HBr и HI – сильные). В HF имеются сильные водородные связи. В ряду HCl – HBr – HI сила кислот несколько увеличивается в связи с увеличением поляризуемости молекул, пропорциональной их объему.

Электронная формула атома водорода 1s¹. С галогенами его объединяет способность принимать один электрон и образовывать стабильную электронную оболочку 1s². Поэтому часто водород располагают вместе с галогенами в VIIA-группе.

8.1. Водород и его соединения

Водород – наиболее распространенный элемент во Вселенной. Водород – легкий газ без цвета, без запаха. Возможные степени окисления водорода, электронные формулы соответствующих ионов, химические свойства и примеры соединений приведены в таблице.

CH₄ + 2Н₂O →t, катализатор→ 4Н₂ + CO₂

Zn + 2HCl = ZnCl₂ + Н₂

(NaOH) + 2Н₂O →электролиз раствора→ 2Н₂ + O₂

Н₂ + 2Na →t→ 2NaH

Н₂ + Са →t→ СаН₂

2Н₂ + O₂ = 2Н₂O

Н₂ + Cl₂ →hv→ 2HCl

ЗН₂ + N₂ →t, p, катализатор→ 2NH₃

NaH + Н₂O = NaOH + Н₂

СаН₂ + 2HCl = CaCl₂ + 2Н₂

8.2. Вода

Молекулы воды связаны водородными связями: nH₂O = (Н₂O)_n, поэтому вода жидкая в отличии от ее газообразных аналогов H₂S, H₂Se и Н₂Те.

Кислород в молекуле воды находится в состоянии sp³-гибридизации, две связи О—Н и две неподеленные пары кислорода располагаются тетраэдрически, угол между связями О—Н равен 104,5°, поэтому молекула воды полярная. Вода является хорошим растворителем для веществ с ионными или полярными связями.

2Na + 2Н₂O = 2NaOH + Н₂

Fe + 4Н₂O →t→ Fe₃O₄ + 4Н₂

Ag + Н₂O ≠

Н₂O + СаО = Са(OH)₂

Н₂O + Al₂O₃ ≠

N₂O₃ + Н₂O = 2HNO₂

2CuSO₄ + 2Н₂O ↔ (CuOH)₂SO₄ + H₂SO₄

H₂SO₄(конц.) + H₂O = H₂SO₄  • H₂O

CuSO₄ + 5H₂O = CuSO₄ • 5H₂O

8.3. Фтор и его соединения

Фтор является наиболее активным неметаллом, сильным окислителем.

F₂ + Н₂ = 2HF

2F₂ + 2Н₂O = 4HF + O₂

F₂ + 2NaCl = 2NaF + Cl₂

4HF + SiO₂ = SiF₄↑ + 2Н₂O

8.4. Хлор и его соединения

Хлор – тяжелый газ желто-зеленого цвета, с резким запахом.

2NaCl + 2Н₂O →электролиз раствора→ Н₂ + Cl₂ + 2NaOH

2KMnO₄ + 16HCl = 2KCl + 2MnCl₂ + 5Cl₂ + 8Н₂O

MnO₂ + 4HCl = Cl₂ + MnCl₂ + 2Н₂O

Cl₂ + Н₂ →hv→ 2HCl

CH₄ + Cl₂ →hv→ CH₃Cl + HCl

С₂Н₄ + Cl₂ = С₂Н₄Cl₂

Cl₂ + 2KBr = 2KCl + Br₂

Cl₂ + Н₂O = HCl + HClO (реакция диспропорционирования)

HClO = HCl + О (атомарный кислород – окислитель)

Cl₂ + 2KOH = KCl + KClO +Н₂O

2Cl₂ + 2Са(OH)₂ = CaCl₂ + Са(ClO)₂ + 2Н₂O

Смесь CaCl₂ и Са(ClO)₂ – хлорная, или белильная, известь.

ЗCl₂ + 6KOH →100 °C→ 5KCl + KClO₃ + ЗН₂O

KClO₃ – хлорат калия, или бертолетова соль.

4KClO₃ →400 °C→ KCl + ЗKClO₄

2KClO₃ →v→2KCl + 3O₂

Сила кислот растет в ряду:

HClO → HClO₂ → HClO₃ → HClO₄.

2HCl + Fe = FeCl₂ + H₂↑

2HCl + CuO = CuCl₂ + H₂O

3HCl + Al(OH)₃ = AlCl₃ + 3H₂O

HCl + AgNO₃ = AgCl↓ + HNO₃

HCl + NH₃ = NH₄Cl

8.5. Бром, иод и их соединения

Бром – темно-бурая жидкость с резким запахом, а иод – кристаллическое вещество темного цвета. Изменение фазового состояния галогенов обусловлено увеличением межмолекулярного – дисперсионного взаимодействия, связанного с увеличением размеров и поляризуемости молекул галогенов в ряду хлор → бром → иод.

2NaBr + Cl₂ = 2NaCl + Br₂

2NaI + Cl₂ = 2NaCl + I₂

2Al + ЗBr₂ = 2AlBr₃

2Al + 3I₂ = 2AlI₃

Br₂ + Н₂ ↔ 2HBr

I₂ + Н₂ ^ 2Ш

AgNO₃ + NaBr = AgBr↓ + NaNO₃

AgNO₃ + NaI = AgI↓+ NaNO₃

I₂ + 2Na₂S₂O₃ = 2NaI + Na₂S₄O₆

10KI + 8H₂SO₄ + 2KMnO₄ = 5I₂ + 2MnSO₄ + 6K₂SO₄ + 8H₂O

9. d-Элементы

В атомах d-элементов (переходных элементов) заполняется электронами d-под-уровень предвнешнего уровня. На внешнем уровне атомы d-элеметов имеют, как правило, два s-электрона. Близость строения валентных уровней атомов переходных элементов определяет их общие свойства. Все они являются металлами, имеют высокую прочность, твердость, высокую электро– и теплопроводность. Многие из них электроположительны и растворяются в минеральных кислотах, однако среди них есть металлы, не взаимодействующие обычным способом с кислотами. Большинство переходных металлов имеют переменную валентность. Максимальная валентность, как и максимальная степень окисления, как правило, равно номеру группы, в которой находится данный элемент.

9.1. Хром и его соединения