Бор и его соединения. Получение, свойства, применение.

B – неметалл, характерная степень окисления (+3), не характерны для него отрицательные степени. В свободном составе в природе не встречается, основные минералы – бораты (Na2B4O7*10H2O – бура; H3BO3 - сасолин)Получают по реакции: - Na2B4O7 + H2SO4 + 5H2O = H3BO3 + Na2SO4, H3BO3 =(t)=> B2O3 + 3H2O, B2O3 + 3Mg=2B + 3 MgO

При этом получается амфотерный бор, загрязненный примесями (коричневый цвет)

Кристаллический черный бор получают по реакции: 2BBr + 3H2 =(t)=> 2B + 6 HBr,

B2H6 =(t)=> 2B + 3H2.Кристаллы темно-серого цвета, тугоплавкий (t плавления 2075 градусов), обладает полупроводниковыми свойствами. Это очень прочное и твердое соединение.Обычный бор инертный (в обычных условиях), и реагирует только с F.

При нагревании от 400 до 1300 градусов может взаимодействовать с O, S, Cl, N.

С H не взаимодействует.Гидриды бора – бораны, получаются косвенным путем – это газы: B2H6, B4H10; или легколетучие житкости с неприятным запахом, самовозгорающиеся и ядовитые: B3H9, B6H10; или твердые вещества: B10H14.Между молекулами боранов существуют водородные связи.B2H6 – энергичный восстановитель, на воздухе самоокисляются.B2H6+3O2=B2O3+3H2O.Бораны сгорают с выделением большого количества теплоты, что позволяет их использовать в качестве ракетного топлива.Бораны разлагаются водой, спиртами, щелочами.B2H6+6H2O=2H3BO3+3H2. При взаимодействии с кислородом образует B2O3 – это кристаллическое соединение, при охлаждении которого образуется стекловидная фаза, являющаяся полимером.Бор восстанавливает самые стойкие оксиды, такие как SiO, CO2, P2O5.В разбавленном водном растворе существует только одна ортоборная кислота H3BO3 – это кристаллическое вещество, имеет слоистую структуру, между молекулами – водородная связь. Очень слабая одноосновная кислота, H3BO3+HOH=H[B(OH)4].В кислоте бор не растворяется (взаимодействует только при нагревании с концентрированной азотной или серной кислотами), не образует солей. Кристаллический бор не взаимодействует с щелочью, аморфные растворы только в концентрированных щелочах.При нагревании с серой образует сульфид B2S3 (полимер).При взаимодействии с водой подвергается гидролизу.B2S3+6H2O=2H3BO3+3H2S.При нагревании бора с азотом образуется нитрид бора BN. Это кристаллическое инертное термостойкое соединение. Он, как и графит, легко разделяется на чешуйки, жирный на ощупь, бесцветный, электропроводен, огнеупорен (t плавл= 3 000 градусов).В условиях огромных t и давления BN впадает в аморфоподобную мидификацию (боразон), который очень твердый и по твердости не уступает алмазу, выдерживая высокие t.При нагревании бора с углеродом образуется карбид, который по твердости не уступает алмазу и боразону.При нагревании бор взаимодействует с металлами, образуя бориды.Применяют как добавку к сплавам, увеличивая их износостойкость и жаропрочность.B2O3 – составная часть ряда эмалей, термостойких сортов стекла; графитоподобный BN служит изолятором и высокотемпературной смазкой; алмазоподобный BN применяют как сверхтвердый материал в буровых растворах при обработке металлов.

61. Алюминий, нахождение в природе, получение, свойства, применение. Соединения алюминия. Для алюминия, как и для бора, наиболее характерна степень окисления +3. Отрицательная степень окисления алюминия проявляется еще реже. Для алюминия (III) наиболее характерны координационные числа 6 и 4.Al — типичный амфотериый элемент.

Al находится в земной коре главным образом в виде соединений с кислородом.Al — серебристо-белый металл (т. пл. 660 °С, т. кип. - 2500 °С). Обладает высокой электрической проводимостью и теплопроводностью, исключительно пластичен.Химически активен; даже в обычных условиях покрывается очень прочной оксидной пленкой. Последняя несколько ослабляет металлический блеск алюминия и определяет его довольно высокую коррозионную стойкость. Так, Al горит в кислороде лишь при высокой температуре и притом в мелкораздробленном состоянии. Подобным же образом протекает взаимодействие Al с S. С Cl и Br он реагирует при обычной температуре, а с I — при нагревании или в присутствии воды как катализатора. При сильном нагревании реагирует с азотом (800 гр.) и углеродом (2000 гр.). С H непосредственно не взаимодействует.Al активно восстанавливает многие металлы из оксидов (алюмотермия). При этом реакция обычно сопровождается выделением большого количества теплоты и повышением температуры до 1200—3000гр. Алюмотермия применяется в производстве марганца, хрома, ванадия, вольфрама, ферросплавов.Будучи амфотерным, Al растворяется в растворах кислот и щелочей, образуя соответственно катионные и анионные комплексы. Как в том, так и в другом случае окисление сопровождается выделением H. Если механическим путем или амальгамированием снять предохраняющее действие оксидной пленки, то Al энергично взаимодействует с водой. Вследствие образования защитной пленки алюминий устойчив в очень разбавленной HNO3 и концентрированных растворах HNO3 и H2SO4 на холоду. Склонность к пассивированию позволяет повысить коррозионную стойкость алюминия обработкой его поверхности соответствующими окислителями или анодным окислением.В промышленности Al получают электролизом раствора глинозема Al2O3.Из алюминия изготавливаются химическая аппаратура, электрические провода, конденсаторы. Алюминиевая фольга применяется в пищевой и фармацевтической промышленности для упаковки продуктов и препаратов. Сплавы алюминия широко применяются в автомобилестроении, судостроении, авиационной технике и пр. Кроме того, применяется как легирующая добавка ко многим сплавам для придания им жаростойкости.Оксид алюминия Al2O3 известен в виде нескольких модификаций. Наиболее устойчивая модификация встречается в природе в виде минерала корунда. Часто в корунде атомы Al частично замещены на атомы других элементов, придающих ему окраску.Высокая прочность связи и плотная кристаллическая структура предопределяют высокую температуру плавления (порядка 2050 °С), твердость и огнеупорность оксида алюминия. Так, корунд по твердости уступает лишь алмазу также карборунду и применяется в качестве абразивного материала в виде корундовых кругов и наждака. В качестве абразивного и огнеупорного материала широко используется также искусственно получаемый из бокситов сильно прокаленный А1203, называемый алундом. Благодаря высокой твердости искусственно получаемые монокристаллы корунда (в частности, рубины) используют как опорные камни в точных механизмах. Искусственные рубины используются в качестве квантовых генераторов (лазеры).Кристаллические модификации А1203 химически очень стойки, не взаимодействуют с водой и кислотами. Щелочами, разрушаются лишь при длительном нагревании. Основная область применения А1203 — производство металлического алюминия. Используемый для этих целей глинозем получают из бокситов и комплексной переработкой нефелина.Природный гидроксид (минерал гидраргиллит) имеет слоистую кристаллическую решетку. Слои состоят из октаэдров А1(ОН)6; между слоями действует водородная связь. Получаемый по обменной реакции гидроксид - студенистый белый осадок. При стоянии осадок постепенно (с выделением воды) переходит в кристаллический А1(ОН)3 и теряет свою активность. Кристаллический А1(ОН)3 получают при пропускании СO2 в щелочной раствор алюмина. Гидроксид алюминия - типичное амфотерное соединение; свежеполученный продукт легко растворяется и в кислотах, и в щелочах.Из кислых растворов выделяются кристаллогидраты соответствующих солей алюминия. Соли алюминия и кислородсодержащих кислот растворимы в воде. В растворах соли алюминия гидролизуются. Вследствие гидролиза сульфид, карбонат, цианид и некоторые другие соли алюминия из водных растворов получить не удается.Из солей алюминия широкое применение имеют его сульфат и квасцы, используемые в бумажной промышленности для проклейки бумаги писчих сортов, в кожевенной — для дубления кожи, в текстильной — при крашении тканей и т.д.

62. Углерод, нахождение в природе, аллотропия. Химические свойства углерода. При нагревании до 1000 гр. углерод соед. с серой и образ. сероуглерод. Летучая, бесцветная жидкость с t кип = 46 гр. Чистый сероуглерод имеет приятный запах, но при контакте с воздухом обретает отвратительный запах. Является хорошим растворителем фосфора, серы, жиров и смол, но очень ядовит, легко окисляется и при небольшом нагревании воспламеняется на воздухе. Основная масса сероуглерода применяется в изготовл. шелка а так же для борьбы с вредителями в с\х.С галогенами углерод не соединяется.

Тертахлорид углерода получается по реакции: CS2 +2Cl2 =(kat)=> CCl4 + 2S. Не горючая, безцветная жидкость, с t кип = 77 гр., применяется в качестве растворителя органических веществ, а так же жидкостей для огнетушителей.

Углерод взаимодейств. со фтором (CF4) – это газ, который использ. в качестве фриона, т.е. рабочего вещ-ва в холодильных машинах.

При нагревании углерод соед. с азотом: 2C + N2 =t=> C2N2 ((CN)2 – дициан)

63.Неорганические соединения углерода. При ↑ t до 100 С соед.с S.C+2S=CS₂-сероуглерод.Это летучая бесцветная жидкость с t_кип=46.Чистый СS₂ приятный запах, но при контакте с воздухом-неприятный.Явл.хорошим растворителем Р, S, жиров.Очень ядовитый.Легко окисляется и при небольшой ↑ t воспламеняется на воз- духе.CS₂+3O₂=CO₂+2SO₂.Основная масса СS₂ прим.в производстве вискозного мелка и борьба с вредителями.С галогенами С не соед.Тетрахлорид С: CS₂+2Cl₂(kat)=CCl₄+ 2S. CCl₄-негорючая бесцв.жидк. с t_кип=77. Применение: растворитель орган.в-в, а также жидкостей для огнетушителей.С взаим.со F: CF₄-газ кот.исп.в качестве фриона.При ↑ t С соед.с N 2C+N₂=C₂N₂-дициан.Дициан легко воспламеняется.Его смесь с кисл.при горении дает t=4500.Легко вступает в реакции C₂N₂+H₂=2HCN-циановодород При раств.в воде циановодород-слабоя кислота. HCN-синильная/цианистоводородная.Это летучая жидк.с t_кип=26 с запахом миндаля. Сил.яд.Соли-цианиды.При действии S на цианиды щелочей металлов получаются роданиды/тиоцианиды, т.е. соли тиоцианидовой кисл.HNCS. KCN+S= KNCS.Тиоцианидовая кисл.-бесц., маслянистая, легко летучая жидк.с резким запахом, легко разлагается, хор.раств.в воде.Сил кисл.Ее соли-не яд.Карбиды Металлов пол-ют нагреванием Ме+С/ оксид Ме+С.СаО+3С=СаС₂+СО..Металлические- карбиды d-эл-ов 4-8 гр.Проявл-ют Металлические признаки. (блеск, высокая электропроводимость). Высокая тв, жаропрочность, более высокая t_пл, чем у исходного Металла, высокая корроз-я стойкость, хим.инертность.Входят в состав сталей, придавая им тв. И износостойкость. Ковалентные-SiC, B₄C Хар-ся оч.высокой тв., тугоплавкостью, хим.инертностью.Из SiC изготавливают абразивы.

64. Кремний, нахождение в природе, получение, свойства, применение. С.о.=±4.Сод-ие в зем.коре 20 %.Минерал: SiO₂-кремнезем(кварц, песок). В лаборатории аморфный Si пол-ют по р-ии: SiO₂+2Mg=Si+2MgO.Крис-ий Si технической чистоты(95-98%) пол-ют в элект- ропечах SiO₂+C(t1500-1700)=Si+2CO. Si высокой чистоты пол-ют SiCl₄+2H₂=Si+ 4Cl.обычная форма Si-алмазоподобная модификация.Темно-серое в-во(тв.с Металическим блеском).t_плав=1415.Это полупроводник.Графитоподобная модификация- аморфный Si-крист-ая форма в высоко дисперсном сост.Эта форма неустойчива. Реагир.со F.C H₂, H₂0 не взаим.Применение: абразивный и огнеупорный.Кристаллы его в радиотехнике.Si исп.для пол-ия сплавов. Добавка к стали от 2-4% Si увелич-ет ее магнитную проницаемость, что исп.для пол-ия трансформаторной стали.Чугун, сод.15-17% Si-кислотоупорен.Применение: химичое машиностр.Сплав Si c Fe-феррасилиций устойчив к действию кисл.Прим: кислотоупорные изделия.Кристаллы Si служат для изгот-я полупров.устройств. Na₂SiO₃-производство негорючих тканей.Для пропитки древесины.Клей.Изделия из кварц. Стекла выдерживают нагревание 1200⁰С. Состав обычного стекла: Na₂O∙ CaO∙ 6SiO₂.Получают по р-ии при сплавлении соды, известняка, песка.Заменой СаО на PbO можно пол-ть хрусталь-стекло с большой прочностью и высоким показателем преломления. Заменой СаО на ВаО, а также частичной заменой SiO₂ на В₂О₃ пол-ют хим-ски стойкое стекло.+соед.Со- синяяокраска. +Cr₂O₃-зел.+соед.Mn-фиолетовая. +соед. Au-золото

65. Соединения кремния. Получение, свойства, применение. В обычных усл.-инертен Реагирует. со F и раствором щелочи. С водой в об.усл.не реаг.

С Н₂ не соед. Кремневодороды(силаны) пол-ют косвенным путем при действии разб.кисл.на силициды Металлов. Обр-ся смесь силанов.Mg2Si+2H2SO4=2MgSO4+SiH4 Силаны-легколетучие, яд.в-ва.На воздухе самовоспламеняются. Легко раств.в воде.

SiH4+2H2O=SiO2+2H2.Силаны сгорают с выделением большого кол-ва тепла.При окислении Ме кремнием при t 700- 1000 обр-ся силициды.2Mg+Si=Mg2Si

Силициды с большим сод-ем Si не раств.в кисл.и щелочах. Силициды S и f-эл-в про- водят эл.ток.Оч.тв. Тугоплавкие, что исп.в пр-ве жаростойких сплавов.При нагрева- нии Si с О=600.SiO₂-кремнезем.Оч.тугоплавок, тв.и хим-ски стойкий. На него действ.только F, HF и р-р щелочи.SiO2+2F2=SiF4+O2.В воде не раств. При охлаждении расплава обр-ся стекловидная форма-кварцевое сте кло, кот.хим-ски и гермически стойко. Прим- хим.аппаратура и оптические приборы. Кремниевые кисл.пол-ют косвенным путем.SiCl4+3H2O=H2SiO3+4HCl, SiS2+4H2O=H4SiO4+2H2S.H₄SiO₄ в воде раств, но при длительном хран.полимеризуется.Нагревая осадок поликремниевых кисл.пос тепенно их обезвоживая пол-ют тонкодис- персный SiO₂-силикогель, кот. прим-ся в кач-ве атсорбента.При сплавлении SiO₂ с оксидами Ме обр-ся соли кремниевых кисл. –силикаты.В воде раств.только силикат Na, K-наз-ют этот р-р жидким стеклом.По силе кремниевая кисл.слабее угольной и уксус- ной.Кисл.на Si не дейст.(иск.смеси).3Si+4HNO3+18HF=3H2[SiF6]+4NO+8H2O.В отличии от HF не действ.на кварц и стек- ло.Нитрид Si-Si₃N₄ обр-ся при t 1300-тв. Тугоплавкий, белый порошок.Очень устой- чив к возд.HF и щелочей.Кристаллы Si₃N₄ проявляют полупроводниковые св-ва.Исп.в кач-ве хим-ски стойкого и огнеупорного мат-ла, создании коррозионно стойких сплавов.Карбид пол-ют: SiO2+2C=SiC+2CO.Тв., тугоплавкое, t_плав=2830.По тв.близок к алмазу.Хим-ски стоек.

66. Фосфор, нахождение в природе, аллотропия. Получение, свойства, применение. Водородные соединения фосфора. Степени окисления: -3; +1; +3; +5. (наиболее характерна +5). Содержание в земной коре 0, 05%. Минералы: апатит(3Ca3(PO4)2*CaX2; X => Cl, F, OH), фосфарит (Ca3(PO4)2). Получают по реакции: 2Ca3(PO4)2 + 10C + 6 SiO2 =t=> 6CaSiO3 + 10CO + P4(газ). При конденсации выделяющихся паров образуется белый фосфор, который при нагревании в течение 50 часов и t 280-340 гр. переводят в красный фосфор. При t менее 1000 устойчивы 4х-атомные молекулы P4, имеющие форму тетраедра. Белый фосфор имеет мален. кисталл. Решетку, это белое мягкое воскообразное вещество, легколетучее, t плавления – 44 гр. черезвычайно ядовит. Обладает высокой химической активностью и при хранении переходит в другие модификации фосфора. Очень огнеопасное вещество, легко возгорается, белое фосфор легко окисляется. Окисление на воздухе сопровождается разогреванием и свечением (хемилюминесценция), поэтому его хранят в темноте или под водой.Красный фосфор – полимерное веществ, не растворимое в растворах. Не ядовитое, не светится в темноте. tвоспл.= 490 гр. Фосфор легко окисляется кислородом, галогеном, серой. При недостатке окислителя обращается в 3х-валентные соединения: P2O3, PCl3, P2S3, при избытке – в пятивалентные: P2O5, PCl P2S5.

Фосфор легко взаимодействует с “s”- элементами 2ой группы, образуя 3Mg + 2P = Mg3P2.

С водородом фосф. не взаимодействует. фосфиты металлов легко разрушить H2O. При нагревании легко растворяется в щелочах. Фосфин PH3 черезвычайно ядовитый газ с запахом гнилой рыбы, мало растворим в воде, соединений с водой не образует. Водородные связи между молекулами PH3 отсутствуют. С сильными кислотами образуют неустойчивые соли фасфония. Фасфин – энергичный восстановитель, на воздухе окисляется. P2O3 – кислотный оксид, взаимод. с водой образует ортофосф. кислоту (H3PO4). Фосфоновая кислота: H2[HPO3]. В водном растворе существует равновесие которое сдвинуто влево.

67. Оксиды и кислоты фосфора. Получение, свойства, применение. Фосфорная кислота – бесцветное, гидроскопичное, легкорастворимое в воде твердое вещество, кислота средней силы. Соли называются фосфонатами или фосфитами. Все, кроме “s”-элементов 1ой группы не растворимы в воде. Явл. восстанов. и легко окисляется до фосф. кислоты. при нагревании она диспропорционирует.Фосфиновая кислота (H3PO2 = H[H2PO2]) – бесцветн. кристаллич. вещ-во, хорошо раств. в воде. водный раств. – одноосная сильн. кислота. Соли – гипофосфиты - фосфинаты.

Сама кислота и её соли хорошо растворяются в воде и явл. восстановителем, окисл. до степени окисл. +5.При нагревании диспропорционирует. При окислении белого фосфора обр. модифик. P2O5 с молекул. кристаллич. решеткой в узлах которой наход. молекулы P4O10.P4O10 – кисл. оксид, легко взаимод. с водой, его используют для осушения газов и жидк. Он может отнимать воду из различных вещ-в. Фосфорноватая кислота – H4P2O6 – образ. при медленном окислении белого фосф. во влажном воздухе. При хранении она постепенно разлагается. Имеет тот же состав что и фосфорист. кисл. Соли данной кислоты – фосфиты, фосфаты.Ортофосф. H3PO4 и полиф. кислоты. Их общая формула – nP2O5*mH2O. Ортофосф. кислота – твердое вещ-во, хорошо раств. в воде, её получают в виде сиропообр. 85% раств.Конц. р-ры отр. кисл. обладают юольшой вязкостью, что обусловлено обр. межмолекул. водородн. связью.Фосф. кисл. образует 1-, 2- и 3х-замещающ. соли. Первичные или однозамещающие фосфаты Nah2PO4 или дигидрофосф. – кислая реакция среды. Вторичные или двузамещеные или гидрофосф. кислот. – слабощелочную среду. третичные или 3х-замещ. кисл. – щелочную среду.

Первичн. фосф. хорошо раств. в воде.почти все 2-зам. и 3-зам. не раств. в воде. Их полиф. кислот наибольшее распростр. получили: - Дифосфорная кислота (пирофосфорная) H4P2O7 - Полифосф. кислоты (HPO3)n Основная масса фосф. используется в кач-ве удобр.Фосф. и полифосф. щ. входят в состав моющих средств. При изготовлении спичек примен. красн. фосфор, он содержится в массе, наносимых на коробку. При горении фосфора обр. густой белый дым, поэтому используется в боеприпасах, предназначенных для образов. дымовых завес.

68. Кислород, нахождение в природе, получение, свойства, применение. Проявляет степени окисления -2; -1; +1; +2; +4. Это самый распространенный элемент на земле: 58%.Основными оединениями являются вода H2O и кварц SiO2. В свободном состоянии в атмосфере – 21% в верхних слоях находится озон O3.O2 в лаб. получают по реакциям: 2HgO =t=> 2Hg + o2; 2HCCL =t; MnO2=> 2HCl + 3O2; O2 – безцветный газ, жидкий и твердый кислород – синего цвета. Очень устойчивое соединение разл. на атомы при t выше 1000 гр. плохо раств. в воде, при нагревании очень активен и взаимод. практически со всеми элементами, обр. при этом оксиды. Основным соедин. является вода. Пероксид водорода - H2O2 – сиропообразная жидкость с температур. кип. = 150 гр., бледноголубой окрас, между молекулами прочные водородные связи, привод. их к ассоциации. Хороший растворитель. С водой смешив. в любых пропорциях. В лаборат. используются 3% и 30% растворы пероксида. Пергидроль (30%) – при нагрев или освещении пероксид разлагается. Устойчив только чистый H2O2 или 65% раствор. Разложение может происходить со взрывом, поэтому его хранят в холоде и стекл. сосудах. В водн. растворах явл. слабой кислотой. Явл. либо восстанов, либо окислит. Окислит. св-ва наиболее характерны. при действии чистого пероксида кислорода или его конц. кисл. на бумагу – происходит самовоспламенение. Водные растворы исп. для отбелки различных материалов. Чистый пероксид используется как окислитель ракетного топлива.

OF2 – дифторид кислорода – ядовитый газ бледно-желтого цвета, сильный окислитель. Получение: 2NaOH + 2F2 => OF2 + 2NaF + H2O

O2F2 – дифторид диоксид, образуется при взаимодействии вещ-в в электрическом разряде (F2 + O2 = O2F2)очень неустойчивое соединение.

69. Озон, пероксид водорода. Озон O3 (OO2) – газ синего цвета с резким раздражающим запахом, очень токсичен. Образуется в процессах, сопровождающ. выделен. атомного кислорода а так же при действии на кислород электр., протонов или излуч. В естеств. условиях образуется при грозовых разрядах. Озон удерживает вредное для жизни ультрафиолет. излуч. солнца и поглощает инфракрасное излучение Земли, препятствуя её охлаждению. Жидкий озон взрывоопасен. Окисление активного озона выше чем у кислорода:

Ag + O2 =\=

Ag + O3 => Ag2O + O2лохо раств. ое соединениеЮ разл. на атомы при. - слабощелочную фосфорист.

Озон используется при очистке питьевой воды для дезинфекции воздуха.

Кислород используется в черной промышленности для выплавки чугуна и стали.

70. Галогены, нахождение в природе, получение, свойства, применение. F, Cl, Br, I, At – nS2nP5.F – степень окисления (-1). Прир. нахожд: CaF2 – флюорит (плавиковый шпат); Na3AlF6 – криолит; 3Ca3(PO4)2CaF2 - фтороапатит; В свободном состоянии в природе не встречается.Cl – проявляет степень окисления -1; +1; +3; +5; +7, реже +4; +6. встречается в природе в виде хлоридов и: NaCl – галит (каменная соль); NaCl*KCl - альвинит; KCl*MnCl2*6H2O – карналлит. Элементы подгруппы Br, I, At проявляют ст. окисл. -1; +1; +3; +5; +7. Наиболее характерны (-1) и (+5).Br – обычно сопутствует хлору в его калейных минералах. Соединения I и Br содержатся в морской воде и нефт. буров. водах. Йод конц. в некоторых водорослях, в частности в ламинариях, из солей которых и получают йод. В виду сильной окислительной способности F его получают только электролизом расплавов. В промышл. FCl получают электролизом расплава или раствора NaCl.Cl в Лаборат. получают по реакциям: 2AuCl3 => 2Au + 3Cl2.Br получают из природной воды: после удаления из воды NaCl её обрабатывают Cl, в результате чего выделяется Br: 2NaBr + Cl2 => 2NaCl + Br2, далее Br выдувается потоком воздуха и поглощается различными растворами.Содержащийся в воде йод в виде NaI так же получается с помощью обработки хлором.Св-ва галогенов:

F – это газ светло-желтого цвета, с резким неприятным запахом. Сам F и его соединения сильно ядовиты. очень активный реагент, сильный окислитель, реагирует со всеми простыми веществами, исключая инертные газы. С S и P он реагирует даже при температуре -190 гр.S+3F2=SF6, 2P+5F2=2PF5. В атмосфере F горят даже стекло или вода.SiO2+2F2=SiF4+O2.Cl – газ желто-зеленого цвета, с резким запахом, ядовитый. Достаточно твердое соединение. (разлагается на атомы при темп. более 1000 гр.). При охлаждении из водных растворов выделяются кристаллогидраты. Сильный окислитель, легко реагирует с металлами и большинством неметаллов за исключением азота, O2 и инертных газов. Восстанавливается только с помощью F.Br – t кип = 60 гр. Красно-коричневая жидкость.I – черно-фиолетовые кристаллы с металлическим блеском.At – тв. вещ-во, похожее на металл.Br, I, At – очень мало растворимы в воде, при охлаждении из раствора выделяется клатраты – Э2*8H2O. Галогены лучше растворяются в органических окислителях – в бензоле, в спирте, сере, углероде.В ряду от F и At сниж. окисл. способности простых веществ. Взаимодействие F со H происходит даже на холоде. Br взаимодействует с H только при сильном нагревании. Реакция образования HI уже будет обратимой.

Свободный галоген вытесняет галоген с большей атомной массой из его соединений с водородом или металлом.2KBr+Cl2=Br2+2KCl

Применение: F – применяется в синтезе различных хладагентов и фторопластов (тефлон), отличающихся высокой хим. стойкостью; прим. как окислитель ракетного топлива.

Cl – прим. для дезинфекции питьевой воды а так же в качестве окислителя.