1. Класификация на химичните елементи

ХЕ е съвкупност от атоми имащи еднакьв заряд на сжоите ядра.

1.Разпространение на ХЕ във вселената и земната кора. Най-разпространеният елем. е Н2-92%,а второто място заема Не-7%. Относителната разпространеност на ХЕ намалява с пов. на атомния номер. Елем. с четни номера са по-разпростран. Земната кора се састои от литосфера и хидросфера,в състава и влизат 88 ХЕ. Най-разп. са: О2.Si,H2,Al.

Литосферата е твърдата част на земната кора и се състои главно от силикати. Повечето от ХЕ се намират в земната кора в съе динено с-е под формата на разл.с-я, тв.в-ва се нар. минерали. Те биват три вида:прости в-ва (свободни ХЕ), силикати и несиликатни материали. Хидросферата 7% от ЗК е вода. Световния океан съдържа около 97% от наличната вода и в него са разпростеранени 40 ХЕ. Атмосферата представлява газова смес със сложен състав.

2.Прости в/ва-ф/ма на съществуване на ХЕ.Някои ХЕ могат да обр. по няколко прости в/ва наречени алотропни ф/ми. Има два бида алотропни ф/ми:

-алотр,дължащо се на разл. брои атоми в мол. на простите в/ва(О2,О3)

-алотро, дължащо се на разл. кристална структура(пр:при С-графит, диамант, карбин). Простите в/ва се делят на метали и неметали. МЕ- простите в/ва, притежаващи общи физ. и хим. с/ва като: висока топло и електро проводимост, характерен метален блясък, пластичност, способност за образуване на катиони при ХР, наличие на метален тип кристална решетка.

3.Класиф. на ХЕ според ел.строеж

При изграждане ел обвивка на атома се изваршват последователно запълване на s,p,d и f АО с ел/ни. Според това какви ел/ни изграждат най-външния ел. слой се класифицират на s,p,d,f – елементи.

S елем.- характ. се с това, че в най-външния си ел.слой имат конфигурация nsª, където n-е номера на периода,а х-е бр. ел. х=1,2. При ХР S елем., отдавайки е/ни се превращат в стабилни катиони М±,М²±. S елем са едни от най- силните редуктори. Те директно реагират с повечето НМе с образуване на йонен тип с-я. Всеки петиод съдържа по 2 s елем. Това са от IА и IIА гр. S елем. имат характерна степен на окисл.+1,+2.

Р елем.-елем. от III до VIIА гр. В най-външния си ел слой имат ел конфигурация ns²pª където х=1до6. Атомите на р елем от различните периоди се различава о структурата на последния си ел слой. Атомите на елем. от I и III период в предпоследния слой имат ел конфиг ns²p. При елем. от IV и V период се изгражда d подслой, а елем от VI и VII пер участват в изграждането на предпоследния ел. слой на f елем. Тази разлика в последния ел слой довежда до различия на съответните р елем в рамката на една и съща група. Мах окисл степен на р елем. е равна на общия бр. валентни електрони т.е сумата от s и p електрони. Освен мах. р елем. проявяват и др. степени на окисл., който се различават с четни единици от групата. Общата тенденция е намаляване на стабилността на с-е на елем във висша степен на окисление, надолу в групите и съответно ↑ стабилността на с-ето в по нисшите степени на окисл. Р елем. във II период по мредица с/ва се различават от останалите р елем. от съответната група. Причините са мн по-малкия радиус, както и наличието на d ел/ни при по-тежките елем. от съответната гр.

D елем.-ел.конф от IV,V,VI пер са съответно 3dª4s, 4dª5s, 4f145dªsY

При d елем валентните ел/ни се намират на най- външното s ниво, както и на d подниво. D елем обр вторичните групи на ПС, като всяка гр. се състой от 3 елем . Хим отношение в d елем са метали (редуктори). Мн от тях при обикн t° са сравнително инертни, но с t°, хим им активност нараства. Всички d елем са мн добри комплексообраз., като способноста им за комплексообраз. зависи от бр. на d ел/ни, от степента им на окисл и от номера на периода в които те се намират. Едно от характ с/ва на d елем е многообразие от степени на окисл., които те имат като освен +, редица d елем образуват с-я в 0 и -1,-2 степен на окисл.

4.Периодичност в с/вата на хим елем.

При една и съща гр. на ПС атомните радиуси нарастват с увеличаване на поредния номер. Причината е увеличаването на ел. слоеве надолу в гр. По периоди от ляво на дясно атомните радиуси намаляват. По периоди с увеличаването на поредния номер йонизационната Е нараства. Най-малка е при алкалните елем, а най-голяма при благородните газове. Надолу в групата йонизационната Е намалява с увеличаване на поредния номер. Електронното средство (Ае) нараства по периоди от ляво на дясно и намалява по групи от горе на долу по групи. За елем от II пер висша степен на окисление нараства от +1 при Li до +5 при N и намалява до -1 при F. При елем от III период мах степен на окисл +7 се наблядава при Cl .

Ковалентните хидриди се разделят на две групи: молекулни и полимерни. Молекулните хидриди образуват р елем от IV,V,VI иVIIА група. хидриди на елем от VII и VI група имат киселинен характер (HCl,H2S). Хидридите на елем от VА група имат осн. хар. (NH3), а хидридите на елем от IVA гр имат неутрален характер(метан). Полимерите хидриди образуват р елем от IIIА гр например: B2H4-диборан. В хим отношение ковалентните хидриди са добри редуктори и проявяват разнообразни с/ва.

Водородът е първия елем в хим. с-ма, но мястото му в нея не е строго установено,т.к по редица с/ва прилича на елем от IA гр, но по други на елем от VIIA гр. Н подобно на елем от IA гр, в най-външния си ел слой има 1s ел/на и в голям бр. с-я се явява +1 ст. на окисл. Същевременно Н подобно на елем от VIIIА гр. образува главна мол, има + ел. сродство и образува с-я в които е в -1 ст. на окисление.

1.Разпространение, получаване и употреба

Н е най-разпространения хим. елем във Вселената. Във земната кора по бр. атоми той заема второ-трето място по разпространение На Земята съществува само в сварзано състояние,главно във Н2О. Учавства също в състава на металми хидриди и на газове. Свободен Н се среща високо в атмосферата (над 100 км.). Известни са три изотопа на Н.

-протий (лекН)-¹Н-ядротому се състой само от 1р+

-деутерий (тежъкН)-²Н – 1р+ и 1n°

-тритий-³Н – 1р+ и 2 n°

При Н е главно протий, който съдържанието на деътерий е 0,02%. Третият е радиоактивен, нестабилен елемент. Получаването на Н става чрез редукция на съдържащите го с-я.

1)Взаимодействие на активни метали (Zn,Al,Fe) с неокислително действащи к-ни(HCl,p.H2SO4)

2)Взаимодействие на активни метали с о/ви

3)Взаимодей на алкални и алкалоземниметалили техни хидриди с Н2О

1)H2O+C=(800°C)CO+H2↑­воден газ

2)Н2О+СО= (500°С)СО+Н2↑

3)Н2О+СН4=(t°) СО+3Н2↑

4)Електролиза на Н2О-така се получава най-чист Н, който се използва за хидриране на мазнини. Н е мн. важна суровина за хим. промишленост, употребява се в огромни количества за получаване на амоняк; НСl; метанол;както и за редица процеси на хидрирането. Н е най-преспективното екологично гориво на бъдещето.

2.С/ва на Н – Н е уникален хим. елем. Атомът му се състои от ядро и 1 е¯ и електр му конфиг. е 1s¹. Н е характерен с голяма йонизационна Е. Ел. сродство е сравнително малко, а хидрониевия йон е силен red. При обикновени условия е газ без цвят,без мирис, малко р/рим във Н2О. Най-лекият газ има мн. ↓t° на топене и втечняване. Притежава голяма топлопроводност и дифизионна способност. Н се р/ря значително в някои Ме. Способността на Ме да поглащат газове се нарича оклюзия. При ↓t° Н не е много хим. активен. Причината е, че двуатомната Н мол. се характеризира с голяма здравина, необход. е голямо кол. Е за разкъсванена връзката Н-Н. При обикн.t°, Н реагира само с F,C,Cl- при осветяване, а с О-след запалване или каталитично действие. При по ↑t° реаргира с НМе, алкалните и алкалоземните Ме. Съединението на Н с О се съпровожда с отделяне на голямо кол. Q. Р/ята при съотношение Н2:О2=2:1 протича с взрив- тази смес се нарича гърмящ газ. С халогенните елем. и със S се свързва директно: Н2+S=Н2S. С азота реагира при ↑t° и катализатори. Свързването на в/вата с Н се нарича хидриране. Хидрирането е процес на редукция. Н е мн. силен red. Той има голям афинитет към О2 и може да го отнема от с/ята му. Оксидите на тежките Ме нагряти в поток от Н се редуцира до свободен Ме.

CuO+H2=(t°) Cu+Н2О
При обикн. t° мн. с/я се редуцират от Н при наличие на в/ва, които активират Н (гъбеста Pt). При наличие на паладий, Н се присъединява особено лесно към ненаситени с/я.

СН2=СН2=(кат)СН3СН3

а)йонни(солеобразуващи) хидриди- съдържат метален катион и хидриден анион. Йонни хидриди обр. Ме, чиято електроотриц. е в границите 0,9÷1,2. Характерно за йонните хидриди е наличие на йонно кристална решетка; има ↑t° на топене, деистват редукционно и са хим. силно реактивно способни. Най-стабилни са LiH, CaH2.

б) металоподобни хидриди- при тях в/ката на Н е металите е метален тип хим. в/ка. Такива хидриди обр. Ме от вторичните подгрупи, имащи електроотрицателност от1,2÷1,4.

в) ковалентни хидриди- такива хидриди образуват р елем., чиято електроотриц. е по-голяма от 1,4. При тях в/ката е ковалентна. В зависимост от електроотрицателността на др. елем общата ел.двойка е изтеглена или към него или към Н-атом.

Нδ+:Еδ- Нδ-:Нδ-

Елементи с електроот. По-големи от тези на Н обр. хидриди с частично + заряд на Н-атом.

Към тази гр. спадат F ,Cl ,Br,I,At.

1.Разпрост. и полу.-не се срещат в свободно,а само в сварзано с-я.Те са сравнително малко разпространени в земната кора.Аt е радиоактивен елем.Получ. им се изваршва чрез окисл. На техните с-я.При лаб. Им получ.се използ. Силни оx като КмnO4 и МnO2. промишлено се получ чрез е/лиза на техни с/я.

2.С/ва – Ел. конфиг. на ел.слой ns²p халог елем. са тепични НМе. В газово съ/е обр. двуатомни неполя. мол.:F2,Cl2 са газове.Br2 е течност,а I и At са тв в/ва с мет, блясак. Причината за различното агрег. съ/е, с увеличаване бр. на елект. при елем с по-големи z се ↑ междуелектр. взаимод. р/римостта на елем. е сравнително малка и в посока от F→I намалява. От F→At атомните радиуси ↑,а йонизацията и електроотриц ↓. F има най-голяма електроотриц. сродството към електрони не се изменя напълно закономерно в реда F-At. Cl има най-↑ ел. сродство от всички ХЕ включ и F. По нататък в реда Cl−At ел.сротство ↓. Наблюдаваната аномалия при F се обяснява с неговия ↓ r, поради което постъпилият е‾ предизвиква анормално ↑ нарастване на Е на отбласкване от вал. ел.слой. За всички хал. елем. този процес е енергично изгоден-­отделя се Е. При всички хал. елем ‾1 ст. на окисл. е термодинамична,стабилна и изгодна. Реагират особено с леки Ме, като дават соли. Бинерните им с/я се наричат халогениди- Е на вразката М-Х ↓ в реда от F−At в сащата посока ↓ и ел. сродство и поради това по леките хал. елем могат да изместват по тежките от техните с/я.

2NaBr+Cl=2NaCl+Br2
Освен от ‾ l ст. на окисл хал елем, с изключение на F проявяват и + ст. на окисл. Тези + ст. на окисл се далжат на различните възбудени състояния, съществуващи в хал елем свободни d орбитали.

3. С/я на хал елем.

а)с/я на елем от ‾l –обр два типа с/я: водородни халогениди (Н Х)и соли (М Х)

- Н Х-при обикн усл са задушливи газове. Водните р/ри на тези с/я са к/ни, с изключ на НF(слаба) всички др са силни. Силата на к/ните расте в реда HF-HCl-HBr-HI.

-МХ- халогениди,делят се на два осн класа:

1/хал на Ме и хал на НМе. Ме халог имат йонен строеж, те са кристал в/ва, проявяват осн с/ва. Халог на НМе са ковалентни с/я. НМе халог имат киселинни отнасяния. Халиг на Ме в по-високите им степ по с/ва заемат миждино място и са йонно ковал. с/я

2/Полихалогениди-някои Ме халог с по-тежките халог елем имат способност да претъкмяват допълнително кол халог атоми. Общата им ф/ла е МХn, като n= 2до 9 .

KI+I2=K[I3]

б) с/я на елем от + ст на окисл- обр два вида с/я: кислородни и междухалог с/я

- кислородни

1/оксиди-нестаб с/я при нагряване,удар или допир с орг.в/ва експлозивно се разпадат.

2/к-ни и техни соли-кислородосадаржащи к-ни на халог.елем имат обща ф-ла:HXn,а солите им MXO4;n=1,2,3,4;X=Cl,Br,I.При тях Е на в-ката Х-О расте в реда ЕCl-O

2MCLO3+Br2=2MBrO3+CL2

С изменение на Е б-ката се обяснява и ↑на стабилността на оксо с-я в посока F-I.↑ на стаб на оксо йоните на к-ни с ↑ ст на ох се ортазява на окисл им способност.Колкото стаб е по↑,толкова окисл способност е по↓.С ↑бр на O атоми халог к-ни отскабва в в-ката Н-О,поради което Н по лесно се отделя като протон и това довежда до ↑силата на к-ната.В зависимост от вида на халог силата на к-ната ↓ в реда:HCLOn>HBrOn>HIOn

-междумолек с-я-халог елем могат да се съединяват по между си.Получ с-я имат обща ф-ла:xx¹n,където n=1,2,5,7;х=по-тежки,х¹ по-леки халог елем.От значение за състава на с-ята са разликите в ел.отрицателността на елем ,както и обемите им.При това n има толкова по-голяма стоинст,колкото по-раждалечени са по място в ПС са два халогена.Всички халог и халогенопроизводни са силни отрови.Те се получ чрез деректен синтез.Халог елем и с-я имат определено боилогично деиствие.

1.Разпрост и получ-състествува само в свързано с-е.Наи-важните му минерали са CaF2(флуорит);3KF(криолит);Ca5(PO4)3F(флуорапатит).Влиза в състава на емаила на зъбите.Получ се от е-лиза на стопилка от KF+HF в никелов електрозиор.На катода Ni се отделя Н,а на анода-графит.Аноднота и катодното пространство са разделени с диаграма,за да се избегне взаимод м/у отделящи Н и F.

2.Св-ва-при обикн усл F е светложалт газ с остра задушлива миризма.Ел.конфигурацията е 1s²2s²2p5.Тои е наи електоотриц елем.Притежава наи-голяма стоиност на йонизац Е от всички ХЕ и има ел.сродство,отстъпващо само CL,а електроотриц му е наи-голяма от всички ХЕ.F притежава висока хим активност.Тои е наи-силния ох.Изключително активно реагира с всички прости в-ва с изкючение на O,N,злато,Pt,макар,че образува с-я с тях.С Н дори на тъмно я стъклен съд р-ята протича с взрив.F гори с червен пламъ,р-ята му с H2O е съпроводена с отделяне на ослепителна светлина.

2F2+H2O=4HF+O2+Q

Дори при ниска температура реагира със S и P до съответно SF6,PH5 са силно екзотерм.Със Si и Bi реагира с огнени явления.

Si→SiF4

H2S+F2=S+2HF

SO2+F2=SO2F2

CO+F2=COF2

PF3+F2=PF5

Във флуорна атмосфера горят и с-я,отличаващи се със своята инертност.

SiO2+2F2=SiF4+O2

3.Употреба-използва се за получ на флуорни производни и въглеводородни.Използва се като окислително-ракетно гориво.

4.С-я на F-във всички с-я F проявява само -1 степ на окисл.

а)с-я с О2-известни са OF2,O2F2,O3F2,O4F2.Наи-стабилен е OF2.Получава се чрез прекарване на Fпрез к.NаOH.

2F+2NаOH=OF2+2NаF+H2O

б)с-я на Н с HF.Техн се получ по р-ята:

CaF2+H2SO4=2HF+CaSO4

Тои е безцв газ с остра задушлива миризма.Има ↑t на кипене и ↑t на топене.

в)с-я с останалите хим с-я-характера на в-ката М-F и съотв с-ва на с-ята се изменят закономерно по периоди и гр,в зависимост от мястото на др елем в ПС и от неговия х-р.С-ята с йонна в-ка имат осн х-р ,с-ята с ковал в-ка имат амфотерен х-р,с-ята с ковак в-ка имат кис х-р.Флуоридите на р-елем имат ковал хр.Те са предимно газове или тености.

PF3+3H2O=H3PO4+3HF

Флуоридите на Al ,Ga,In обр. флориди като в/ката им е йонноковалентна. Те притежават амфотерни с/ва.

5.Хлор

1.Разпростр. и получ-поради голямата си хим активност не се свързват в свободно състояние а в свързано. Най-важните негови минерали са NaCl,KCl,NaCl.KCl,MgCl2.KCl.6molH2O(карналит) лаб се получ чрез окисл на силни окислители

4molHCl+MnO2=Cl2+2MgCl2+H2O

16HCl+2KMnO4=5Cl2+2MnCl2+8H2O+2KCl

2.С/ва-хлора е жълт, токсичен газ, в газообр състояние има двуатомна мол. разтваря се ограничено във Н2О, притежава мн високи стоиности на йонизационна Е и на електроотрицателност, а електронното му сродство е най-голямо от всички ХЕ. Хлора е типичен метал, характ ст на окисл е ¯1, но обр и стабилни с/я и в + степен от +1 до +7. Хлора директно реагира с почти всички ХЕ без О, N, С и инертни газове. С Н на тъмно и обикн t° не реагира, но след осветяване реагира с експлозия.

Cl2+H2→2HCl+Q

Р-ата е екзотерм и типично химична.склонността на Cl към Н е много по-голяма, поради което го извлича от орг с/я, което ги овъглява. Вод.р/р на Cl, се нар. хлорна вода. Той реагира с Н2О като дава две к-ни:

Cl2+H2O→2HCl+HclO

Всички Ме вклю Au и Pt се атакуват от Cl като влагата е катализ. Съвърщенно сухият Cl не реагира с Fe,Cu и др. т.е първоначално получ хлориди образ плътна защитна корица,поради това Cl се съхранява в железни бутилки. Мн Ме предварително загрети изгарят в хлорна атмосфера.

2Cu+Cl=2CuCl+Q

Някои металоиди изгарят под ф/мата на огнен дъжд. Като силен ох Cl реагира с мн с/я , като ги окислява.

H2S+Cl2=S+HCl

Превръща мн Ме в оксиди в хлориди под деиствието на Cl по нисшите хлориди се превръщат в по-висши

2FeCl+Cl2=2FeCl3

PCl3+Cl2=PCl3

Свързва се с редица НМе оксиди.

SO2+Cl2=SO2Cl-сулфорил хлорид

2Na+Cl2=2NaCl-нитрозил хлорид

CO+Cl=COCl2-карбонил хлорид

Cl влиза в присъединителни реакции с ненаситени с/я.

CH2-CH2+Cl2-ClCH2-CH2Cl

3.Употреба-използва се като окисл в хим.пром.,като избелващо и дезинфекционно средство.

4.Съединения на хлора в ¯1 ст на окисл-с/ята на хлора в ¯1 ст.на окисл се нар. хлориди. Единственото водородно съед/е на хлора е HCl. HCl се среща във вулканичните газове. Лаб се получ по р/ята:

2NaCl+H2SO4=2HCl+Na2SO4

Техн се получ чрез изгаряне на Cl във водородна атмосфера.HCl е безцв. газ,има задушлива миризма,мн р/рим във вода.водният р/р на HCl и на солна к/на. Тя се дисоцира по уравнението:

HCl+H2O→H3O‡Cl¯

Търговският продукт к.HCl е 37% воден р/р на хлороводород. Чистата HCl е безцв, но техн. е оцветен в жълто от съдържащите се в нея FeCl2. При взаимодей със силни окислители HCl проявява редукц с/ва.

4HCl+MnO2→Cl2+2MnCl2+H2O
16HCl+2KMnO4=5Cl2+2MnCl2+8H2O+2KCl

Смес от 1част HNO3 се нарича царска вода и притежава мн силни окисл с/ва.

HNO3+3HCl=Cl2+NOCl+H2O

Р/ря благородни Ме. Солите на HCl се нар.хлориди. HCl се използва широко в лаб.практика, както и в произв на орг.багрила, лекарствени препарати и др. Връзката M-Cl се изменя закономерно с изменение х-ра на съответния елем. От типично йонна при s-елем до ковалентна при р-елем. С изменение х/ра на връзката се променя и хим.хар/р на хлоридите. S-елем обр йонни хлориди,имат осн отнасяния, те са безц,тв, тристални в/ва, реаг с киселинни хлориди.

2NaCl+SiCl4=Na2[SiCl6]

Хлоридите на р-елем са ковал.с/я, имат киселинен х/р, те са газове или течности,хидрализират,при което се получ кислородосъдържащи к-ни.

PCl+3H2O=H3PO+3HCl

Хлоридите на d-елем според мястото си в ПС и на ст. на окисл са твърде различни. Хлоридите на d-елем от 1Б и 2Б гр., както и на др. d-елем ст.на окисл е +2 и +3. Хлоридите на d-елем от +5 и +6 ст на окисл са типичниковал с/я: газове или течности, ↓t° к. и ↓t° т. Взаймод с осн. хлориди до компл.соли. С/ята на d-елем от +4 ст на окисл (MCl4) имат йонноковал. в/ка, те са течни или нискотопими тв.в/ва, имат амфотерни с/ва.

1.С/я на хлора в +1 ст на ох-В тази степен хлора обр два вида с/я:кислородосъдържащи и междухалогенни с/я.

Cl2O-дихлорен оксид

Получ се при р/ята на сух газообр Cl с HgO

2Cl+2HgO=Cl2O+HgCl2+HgO

Жълто-зелен газ, нестабилно с/е, разлага се с взрив.Р/ря се в вода, като частично реаг с нея до хипохлориста к/на (HСlO). Не е изолирана в свободно състояние, а съществува само във водни р/ри. Получ се при вз. на Cl с Н2О, която има суспензиран HgO

2Cl2+H2O+2HgO=2HClO+HgCl2+HgO

Хипохлористата к/на е слаба к/на, солите и се нар. хипохлористи. К/ната, както и солите и са мн силни ох. В зависимост от усл HСlO се разлага по три начина

HClO→HCl+½O2→при облъчване със св

2HClO=Cl2+H2O→при наличие на хигроскопични в/ва

3HClO=HClO3+2HCl→при↑t°

Соли MСlO-хипохлористи.

Солите се получ при вз на Cl с алкални о/ви.

Cl2+2NaOH=NaClO+NaCl+H2O

Солите в присъствието на кат лесно се разлагат с отделяне на О2:

2KClO=2KCl+O2

Водните р/ри на NaClO и KСlO се използват, като избелващи средства, поради това, че лесно се разлагат под действието на СО2 от въздуха.

NaClO+CO2+H2O=NaHCO3+HClO→HCl,О

Най-използваната сол е CaCl(OCl)-хлорна вар.

Получ се при вз на Cl с гасена вар.

Cl2+Ca(OH)=CaCl(OCl)+H2O

Използва се като дезинфекционно средство, тези с/ва се дължат на р/ята:

2CaCl(OCl)+CO2+H2O=CaCO3+CaCl+2H2O

2.С/я на Cl в +3 ст на ох-Няма оксид,HClO2- хлориста к/на, не е позната в свободно състояние.Във водни р/ри бързо се разлага, получ се по р/ята:

Ba(ClO2)2+H2SO4=2HClO2+BaSO4

Соли-MClO2-хлорити.

Хлоритите имат окисл с/ва,т.к се разлагат с отделянето на О.

NaClO2=NaCl+O2

Най-голямо приложение има NaClO2.3H2O използва се за избелване на хартия и тъкани и има предимство пред хипохлоритите и атакуват само багрилото.

3.С/я в +5 ст на ох-Оксид не е известен.

HClO3-хлорна к/на.

Съществува само във водни р/ри,получ се по р/ята:

Ba(ClO3)2+H2SO4=2HClO3+BaSO4

Над 40°С се разлага силна к/на,по с/ва наподобява на HNO3.В смес с HCl действа силно окислително,подобна на царската вода: Соли-M ClO3-хлорати. Солите имат ох с/ва,но мн по-слаби от хипохлористите. Хлоратите са р/рими във Н2О. При нагряване:

4KClO3=3KClO4+KCl

В присъствие на кат се разпадат с отделянето на О2

KClO3→3O2+KCl

Най-употребяваната сол KClO3-бертолетна сол. Използва се за лаб получ на О2, както и за бенгалски огън,за произв на кибрит.

4.С/я от +7 ст на ох-Cl2O7

Той е най-стабилния от всички оксиди на Cl. Получ се по р/ята:

2HClO4+P2O5=Cl2O7+2HPO3

Реагира във вода до перхлорна к/на,на която е анхидрит.

Cl2O7+H2O=2HClO4-перхлорна

Получ се чрез диспропорциониране на KClO3.

KClO3→KClO4-който след това реагира с H2SO4

2KClO4+H2SO4=2HClO4+K2SO4

Позната е в свободно с/е. Тя е най-стабилната от всички хлорни к/ни. Безц течност,добре р/рима във вода. Безводната перхлорна к/на при нагряване се разлага с взрив. Перхлорната к/на е най-силната от всички известни к/ни. Тя ох и запалва различни орг. в/ва-хартия,дърво идр.

Соли М ClO4-перхлорати KClO4.

5.С/я на Clв +2,+4,+6 ст на ох-Четните ст. на ох са познати в ClO,ClO2,ClO3. Те съдържат нечетен бр. е¯ и се разглеждат като вал. ненаситени с/я ClO­ClO2.

Малко изучен и нетраен получ се при разлаг на ClO2 от светлината.

ClO2→ClO+½O2

ClO2 е жълто-зелен газ с остра миризма,бавно се разлага от светл, той е смесен от хидрат на хлористата к/на

2ClO2+H2O=HClO2+HClO3

Силен ох. Използва се за избелване на хартия. Получ се при облъчване на ClO2 с озон.

ClO2+O3=ClO3+O2

Червена масловидна течност. При обикновенна t° бавно се разлага до ClO2 и О2. Реагира с Н2О, смесен анхидрит на хлорната и перхлорната к/на.

2ClO3+H2O=HClO3+HClO4

Ох ,при допир с орг.в/ва се взриваява.

7.Подгрупа на Брома.Бром и Йод

1.Разпростр и получ-Br се среща само в свързано съст, като KBr,MgBr.6Н2О и в морската вода като NaBr и MgBr2. I-е разпространен в някои природни води и в някои морски водорасли.Br и I се получ чрез окисляване на техни соли със силни ох:

2MgBr+Cl2=Br2+MgCl2

2NaBr[I]+MnO2+2H2SO4=Br[I2]+MnSO4+Na2SO4+H2O

2.С/ва-Br е течност, а I е криста. в/во с метален блясък. Обр двуатомни мол при атмосферно налягане I сублимира с виолетови пари.Р/римостта на Br във вода е < от тази на Cl, а на I е нищожно малка.Br и I реагират с Н2О:

x2+H2O↔HxO+Hx, където х-Br;I

I се р/ря добре във воден р/р на КI, поради образ на комплекси: I2+kI=k[I3]

Br и I са сравнително силни ох, но по окисл и ред способност,отстъпват на Cl и F. Реаг директно с почти всички елем без C,N,O2 инертни газове.

Br атакува всички Ме,процесите са буини,реаг с експлозия, с Li ослепително изгаря, металоидите As,Sb реаг с огнени явления. Аналитични са р/циите на I но малко по-слабо,отколкото Br.

3.Употреба-Бромната вода се използва като ох.Br се използ за получ на лекарствени средства,имащи успокоително действие.I се използва в металографията за разяждане на Ме-повърхности 6% р/р на I в алкохол(йодна тинктура) се използва в медицината.

4.С/я на Br и I със ст на ох ¯1.- Br и I образуват два вида с/я водородни халогениди и соли-HBr,HI. Получ се по р/циите:

PBr3+3H2O=H3PO4+3HBr

PI3+3H2O=H2PO3+3HI

HBr и HI са задушливи газове. Те редуцират с к.H2SO4

2HBr+H2SO4=Br2+SO2+2H2O

8HI+H2SO4=4I2+H2S+4H2O

Водните р/ри на НВ и НI са к/ни. Силните к/ни като IH е най-силна от всички халогеноводор. к/ни. При престояване к/ните се оцв в жълтокафяво. Солите им се наричат бромиди съотв йодиди. Х/ра на вр М-Br и М-I и с/вата на бромидите и йодидите се изменят закономерно в съответсеие с мястото на елем. с които те са свързани в ПС,както и с неговия х/р. Бромидите са по-стабилни от йоддите. Бромидите и йодидите на s елем са типично йонни с/я. Те са кристални в/ва с ↑t°к. и ↑t°т. р/рими във вода,не хидлолизират,реаг с кис халогенид, като даваъ компл. с/я.

2KBr+SiBr4=K2[SiBr6]

Бромидите и йодидите на р елем са ковал с/я,газове и течности, имат кис отнасяния, хидролизират необратимо.

P+Br3+3H2O=H3PO4+3HBr

PI3+3H2O=H3PO4+3HI

Реаг с осн. халогениди до компл.соли

SiBr4+2KBr=K2[SiBr6]

Бромидите и йодидите на d елем зависят от мястото на d елем в ПС и от ст на ох. Бромидите и йодидите на d елем от 1Б и 2Б гр както и на др d елем +2 и +3 ст на ох на йонни с/я с осн отнасяния. Бромидите и йодидите в +5 и +6 ст на ох са ковал с/я с кисел х/р. Те са течности, хидролизират. Бромидите и йодидите в +4 ст на ох са йонноков и имат амфотерни с/ва, течности или нискотопими тв. в/ва, хидролизират необратимо.

1.С/я на бром и йод в +1 ст на ох-Оксиди-съществува само Br2O аналог с/я I2O не е известно.Br2O се получ при вз на газообр Br с прясно приготвен HgO

2Br2+2HgO=Br2O+HgBr2.HgO

Br2О е червено кафява течност,нестабилно с/е ,при допир с орг. в/ва или при нагряване се разлага с взрив до Br и О2,реагира с Н2О:

Br2O+H2O=2HbrO

Br2O е анхидрид на хипохлориста к/на. Br2O реаг с алкални о/ви като дава хипобромиди.

Br2O+2KOH=2KBrO+H2O

к/ни-НbrO-хипобром, HIО-хипойодиста к/на. К/ните се получ при вз на Br (I) във вода, съдържат суспензиран Hg, за да изтегли равновесието.