Химические свойства железа | Дистанционные уроки

Химические свойства железа | Дистанционные уроки Кислород

6 Железо

7.6. 
Железо  и его соединения
Железо – химический элемент четвертого периода и побочной подгруппы
VIII группы периодической системы. Атом железа содержит восемь валентных
электронов, однако в соединениях железо обычно проявляет степени окисления ( 2)
и ( 3), редко – ( 6). Имеются сообщения о получении соединений восьмивалентного
железа.
Железо
широко распространено в природе – это самый распространенный металл, после
алюминия. Существует гипотеза о том, что внутреннее ядро Земли – целиком
состоит из железа с примесью никеля и серы, а возможно и других
элементов. 
В природе
 
железо встречается в
виде руд —  оксидов Fe2O3 (гематит,
красный железняк) и Fe3O4 (магнетит, магнитный
железняк), гидратированного оксида Fe2O3
H2O
(лимонит, бурый железняк), карбоната FeCO3 (сидерит),
дисульфида FeS2 (пирит), редко встречается в виде самородков,
попадающих на землю с метеоритами. Такое метеоритное железо было известно людям
издревле. Освоение получения железа из железной руды послужило началом
железного века.
В настоящее
время железную руду восстанавливают коксом в доменных печах, при этом
расплавленное железо частично реагирует с углеродом, образуя карбид железа Fe3C
(цементит), а частично растворяет его. При затвердевании расплава образуется
чугун. Чугун, используемый для получения стали, называют передельным.
Запомнить! Сталь, в отличие от чугуна, содержит меньшее количество углерода.
При
получении стали, лишний углерод, содержащийся в чугуне, необходимо выжечь.
Этого добиваются, пропуская над расплавленным чугуном воздух, обогащенный
кислородом. Существует и прямой метод получения железа, основанный на
восстановлении окатышей магнитного железняка природным газом:
Железо –
серебристо-белый, ковкий и пластичный тугоплавкий (т. пл. 1535°C, т. кип.
2870°C) металл, при температурах ниже 769°C притягивается магнитом, то есть
обладает ферромагнетизмом. Ферромагнитные свойства вызваны наличием в
структуре металла отдельных зон – доменов, магнитные моменты которых под
действием внешнего магнитного поля ориентируются в одну и ту же сторону.
 Железо существует в форме нескольких полиморфных (аллотропных) модификаций.
При температурах ниже 9100C устойчиво железо с объемно-центрированной
кристаллической решеткой (αα-Fe, немагнитное α-железо существующее
при 769–9100C называют β-Fe), в интервале
температур 910–14000C – более плотная модификация с кубической
гранецентрированной (γγ-Fe), а выше этой температуры и вплоть до температуры
плавления вновь становится устойчивой структура с объемно-центрированной
ячейкой (δ-Fe).
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ЖЕЛЕЗА
·        
Степень
окисления  2 железо проявляет при взаимодействии со
слабыми окислителями
: серой, йодом, соляной кислотой, растворами
солей. 
·        
Степень
окисления  3 железо проявляет при взаимодействии с
сильными окислителями:
 хлором, бромом. 
·        
Смешанную
степень окисления  железо проявляет при взаимодействии с кислородом,
водяным паром. 
1) с кислотами. На влажном воздухе окисляется, покрываясь
коричневой коркой гидратированного оксида Fe2O3
H2O,
ржавчины. Железо легко растворяется в разбавленных кислотах:
но пассивируется в холодных концентрированных
растворах кислот-окислителях – серной и азотной.
2) с солями.Будучи металлом средней химической активности, железо
вытесняет другие, менее активные металлы из растворов их солей:
При этом, как и при растворении в кислотах, образуются
соли двухвалентного железа.
3) с парами воды.При температуре белого каления железо реагирует с
водой. Пропуская перегретый водяной пар через раскаленный на жаровне
чугунный пушечный ствол, Лавуазье получил водород:
3Fe 4H2O = Fe3O4 
4H2.
4) с кислородом.В кислороде железо сгорает с образованием черyого
порошка железной окалины – оксида железа(II, III) Fe3O4,имеющей
тот же состав, что и природный минерал магнитный железняк:
Искры, вырывающиеся при заточке стальных ножей или при
резке стальных листов ацетилено-кислородным пламенем, также представляют собой
раскаленные куски железной окалины.
5) с неметаллами. Степень окисления железа в
образующихся соединениях зависит от силы окислителя — неметалла. Так, при
взаимодействии с хлором образуется хлорид FeCl3:
Запомнить! Оксид и
гидроксид железа(II) обладают основными свойствами
.
Соединения железа(II) являются сильными восстановителями
и на воздухе легко окисляются до соединений трехвалентного железа:
Белый осадок гидроксида железа(II) Fe(OH)2,
образующийся при действии на соли железа(II) растворов щелочей, на воздухе
мгновенно зеленеет, образуя «зеленую ржавчину» – смешанный гидроксид железа(II)
и железа(III), который лишь через некоторое время приобретает характерный для
Fe2O3
H2O ржавый цвет.
Гидроксид железа(III) выпадает в виде коричневого
осадка при действии растворов щелочей, сульфидов, карбонатов на соли
железа(III):
Запомнить! Оксид и
гидроксид железа(III) являются слабо амфотерными, с преобладанием основных
свойств.
Так, при
растворении гидроксида железа(III) в кислотах образуются соли железа(III), а
при сплавлении оксида с оксидами активных металлов – ферриты (ферраты( 3)):
В концентрированных щелочах Fe(OH)3 медленно
растворяется, образуя гидроксоферраты, например, Na3[Fe(OH)6]:
Fe(OH)3 3NaOHводн.=Na3[Fe(OH)6]
При действии
недостатка кислот они разлагаются в образованием осадка гидроксида железа(III):
Na3[Fe(OH)6] 3HClнед.=3NaCl Fe(OH)3↓ 3H2O
Na3[Fe(OH)6] 6HClизб.=3NaCl FeCl3 6H2O
 При пропускании углекислого газа они разлагаются
на гидроксид железа(III) и карбонат натрия:
Запомнить! Соли железа(III) и некоторых слабых кислот, например, сернистой и
угольной не могут быть выделены из водных растворов по причине полного
необратимого гидролиза:
О протекании реакции судят по выделению газа и
образованию коричневого осадка гидроксида железа(III).
Окисление Fe(OH)3 бромом в щелочной
среде приводит к образованию вишневых растворов ферратов ( 6):
Запомнить! Ферраты
содержат железо в степени окисления ( 6), и являются сильными окислителями.
В виде
чугуна и стали железо находит широкое применение в народном хозяйстве. Хлорид
железа(III) используется при травлении медных плат, а сульфат железа(III) – в
качестве хлопьеобразователя (коагулянта) при очистке воды. Ферриты
двухвалентных металлов (магния, цинка, кобальта, никеля) со структурой шпинели
применяют в радиоэлектронике, вычислительной технике. 
Соли
железа(III) образуют желто-коричневые растворы, цвет которых объясняется
гидролизом, приводящим к образованию коллоидного раствора гидроксида
железа(III). Многие из них, например, хлорид FeCl3×6H2O («хлорное
железо») сильно гигроскопичны, и при хранении в неплотно закрытых склянках,
отсыревают.
Качественные реакции на катионы
железа
На ионы
железа существуют удобные качественные реакции. Если к раствору соли
железа(III) прибавить разбавленный раствор роданида калия KCNS, то
образуется интенсивно-красное окрашивание, вызванное образованием роданида
железа(III):
FeCl3 3KSCN=Fe(SCN)3 3KCl
Другим
реагентом на ионы железа(III) служит комплексное соединение
гексацианоферрат(II) калия K4[Fe(CN)6], часто называемый также
«желтая кровяная соль». Такое странное на первый взгляд название
связано с тем, что раньше эту соль получали нагреванием крови с поташом и
железными опилками. С солями железа(III) она дает синий коллоидный
раствор  «берлинской лазури» или «турнбуллева синь»:
K4[Fe(CN)6] FeCl3=KFe[Fe(CN)6]↓ 3KCl
Аналогичное синие окрашивание осадка того же состава
можно получить при взаимодействии ионов железа(II) с раствором «красной
кровяной соли» — гексацианоферрат(III) калия  K3[Fe(CN)6]:
K3[Fe(CN)6] FeCl2=KFe[Fe(CN)6]↓ 2KCl
Таким
образом, красная кровяная соль служит реактивом на соли двухвалентного железа.
При более высоких концентрациях растворов выделяется нерастворимая в воде форма
«берлинской лазури» состава Fe4[Fe(CN)6]3.
1.    
 Соль, по­лу­чен­ную при рас­тво­ре­нии же­ле­за
в го­ря­чей кон­цен­три­ро­ван­ной сер­ной кис­ло­те, об­ра­бо­та­ли из­быт­ком
рас­тво­ра гид­рок­си­да на­трия. Вы­пав­ший бурый оса­док от­филь­тро­ва­ли и
про­ка­ли­ли. По­лу­чен­ное ве­ще­ство спла­ви­ли с же­ле­зом.
На­пи­ши­те урав­не­ния опи­сан­ных ре­ак­ций.
На­пи­са­ны
че­ты­ре урав­не­ния опи­сан­ных ре­ак­ций
:
_________________________________________________________________
2.    
Смесь алюминия и железа обработали
избытком соляной кислоты, при этом выделилось 8,96 л газа (н.у.). Это же
количество смеси обработали избытком раствора гидроксида натрия, выделилось
6,72 л газа (н.у.). Найти массовую долю железа в исходной смеси.
1) Составим
уравнения реакций взаимодействия металлов с
кислотой и
щелочью, при этом нужно учесть, что железо не реагирует с
раствором щелочи:
2Al 6HCl =
2AlCl3 3H2 ↑       (1)
2) Поскольку
со щелочью реагирует только алюминий, то мож-
но найти его
количество вещества:
ν(Н2)
V/VM = 6,72 (л) / 22,4 (л/моль) = 0,3
моль,
следовательно, ν(Al) =
0,2 моль.
3) Поскольку
для обеих реакций были взяты одинаковые количества смеси, то в реакцию с
соляной
кислотой вступило такое же количество алюминия, как и в реакцию со щелочью,
По уравнению
(1) находим:
4) Найдем
количество вещества водорода, выделившегося в результате реакции металлов с
кислотой:
νобщ2)
VМ = 8,96 (л) / 22,4
(л/моль) = 0,4 моль.
5) Найдем
количество вещества водорода, выделившегося при взаимодействии железа с
кислотой, и затем количество вещества железа:
ν(Н2)
= νобщ2) – ν(Н2) = 0,4 – 0,3 = 0,1 моль,
6) Найдем
массы Al, Fe, массу смеси и массовую долю железа в смеси:
m(Al) = 27 (г/моль) * 0,2 (моль) =
5,4 г,
m(Fe) = 56 (г/моль) * 0,1 (моль) =
5,6 г,
mсмеси(Al, Fe) = 5,4 5,6 = 11 г,
ω(Fe) = mв-ва mсм =
5,6 / 11 = 0,5091 (50,91 %).
_________________________________________________________________
3.     Напишите уравнения
реакций железа с простыми веществами: кислородом, хлором, серой, бромом.
Назовите образующиеся вещества.
_________________________________________________________________
4.     Как доказать, что
в одном из двух растворов есть ионы Fe2 , а в другом — ионы Fe3 ?
Напишите уравнения протекающих реакций.
_________________________________________________________________
ЗАДАНИЯ  ДЛЯ  САМОСТОЯТЕЛЬНОГО
РЕШЕНИЯ
1.    
Изобразите схему строения атома
железа. Укажите степени окисления, которые железо проявляет в соединениях.
7.    
Минерал содержит 72,36% железа и
27,64% кислорода. Определите формулу минерала.

9.    
Напишите молекулярные и ионные
уравнения реакций следующих превращений:

  

10.                      
 Методом
электронного баланса составьте уравнения реакций, протекающих по следующим
схемам:

ВИДЕО ОПЫТ

Классификация оксидов по химическим свойствами

Несолеобразующие оксиды – оксиды, которым не соответствуют ни кислоты, ни основания.

Солеобразные оксиды – это двойные оксиды, в состав которых входят атомы одного металла в разных степенях окисления.

Металлы, проявляющие в соединениях несколько степеней окисления, образуют двойные, или солеобразные оксиды. Например, Pb3O4, Fe3O4, Mn3O4(формулы этих оксидов могут быть записаны также в виде 2PO·PbO2, FeO·Fe2O3, MnO·Mn2O3 соответственно).

Например, Fe3O4→FeO·FeO3: представляет собой основной оксид FeO химически связанный с амфотерным оксидом Fe2O3, который в данном случае проявляет свойства кислотного оксида. И Fe3O4 формально можно рассматривать как соль, образованную основанием  Fe(OH)2 и кислотой [HFeO2], которая не существует в природе:классификация оксидов

От  гидрата оксида свинца (IV), как от кислоты, и Pb(OH2), как основания, могут быть получены два двойных оксида Pb2O3, Pb3O4(сурик), которые можно рассматривать как соли.

Среди  оксидов, особенно среди оксидов d–элементов, много соединений переменного состава (бертолиды), содержание кислорода в которых не соответствует стехиометрическому составу, а изменяется в довольно широких пределах, например, состав оксида титана (II) TiO изменяется в пределах TiO0,65 – TiO1,25.

Солеобразующие оксиды – это оксиды, которые образуют соли. Оксиды этого типа делятся на три класса: основные, амфотерные и кислотные.

Основные оксиды – оксиды, элемент которых при образовании соли или основания становится катионом.

Кислотные оксиды– это оксиды, элемент которых при образовании соли или кислоты входит в состав аниона.

Амфотерные оксиды– это оксиды, которые в зависимости от условий реакции могут проявлять как свойства кислотных, так и свойства основных оксидов.

При образовании солей степени окисления элементов, образующих оксиды, не изменяются, например:оксиды Если при образовании соли происходит изменение степеней окисления элементов, образующих оксиды, то получившуюся соль следует отнести к соли другой кислоты или другого основания, например:оксидыFe2(SO4)3 представляет собой соль, образованную серной кислотой и гидроксидом железа (III)- Fe(OH)3, которому соответствует оксид Fe2O3.оксиды Образовавшиеся соли являются солями азотистой (H 3NO2) и азотной (H 5NO3) кислот, которым соответствуют оксиды:оксиды

Оксид железа(ii), химические свойства, получение

1

H

ВодородВодород

1,008

1s1

2,2

Бесцветный газ

пл=-259°C

кип=-253°C

2

He

ГелийГелий

4,0026

1s2

Бесцветный газ

кип=-269°C

3

Li

ЛитийЛитий

6,941

2s1

0,99

Мягкий серебристо-белый металл

пл=180°C

кип=1317°C

4

Be

БериллийБериллий

9,0122

2s2

1,57

Светло-серый металл

пл=1278°C

кип=2970°C

5

B

БорБор

10,811

2s2 2p1

2,04

Темно-коричневое аморфное вещество

пл=2300°C

кип=2550°C

6

C

УглеродУглерод

12,011

2s2 2p2

2,55

Прозрачный (алмаз) / черный (графит) минерал

пл=3550°C

кип=4830°C

7

N

АзотАзот

14,007

2s2 2p3

3,04

Бесцветный газ

пл=-210°C

кип=-196°C

8

O

КислородКислород

15,999

2s2 2p4

3,44

Бесцветный газ

пл=-218°C

кип=-183°C

9

F

ФторФтор

18,998

2s2 2p5

4,0

Бледно-желтый газ

пл=-220°C

кип=-188°C

10

Ne

НеонНеон

20,180

2s2 2p6

Бесцветный газ

пл=-249°C

кип=-246°C

11

Na

НатрийНатрий

22,990

3s1

0,93

Мягкий серебристо-белый металл

пл=98°C

кип=892°C

12

Mg

МагнийМагний

24,305

3s2

1,31

Серебристо-белый металл

пл=649°C

кип=1107°C

13

Al

АлюминийАлюминий

26,982

3s2 3p1

1,61

Серебристо-белый металл

пл=660°C

кип=2467°C

14

Si

КремнийКремний

28,086

3s2 3p2

1,9

Коричневый порошок / минерал

пл=1410°C

кип=2355°C

15

P

ФосфорФосфор

30,974

3s2 3p3

2,2

Белый минерал / красный порошок

пл=44°C

кип=280°C

16

S

СераСера

32,065

3s2 3p4

2,58

Светло-желтый порошок

пл=113°C

кип=445°C

17

Cl

ХлорХлор

35,453

3s2 3p5

3,16

Желтовато-зеленый газ

пл=-101°C

кип=-35°C

18

Ar

АргонАргон

39,948

3s2 3p6

Бесцветный газ

пл=-189°C

кип=-186°C

19

K

КалийКалий

39,098

4s1

0,82

Мягкий серебристо-белый металл

пл=64°C

кип=774°C

20

Ca

КальцийКальций

40,078

4s2

1,0

Серебристо-белый металл

пл=839°C

кип=1487°C

21

Sc

СкандийСкандий

44,956

3d1 4s2

1,36

Серебристый металл с желтым отливом

пл=1539°C

кип=2832°C

22

Ti

ТитанТитан

47,867

3d2 4s2

1,54

Серебристо-белый металл

пл=1660°C

кип=3260°C

23

V

ВанадийВанадий

50,942

3d3 4s2

1,63

Серебристо-белый металл

пл=1890°C

кип=3380°C

24

Cr

ХромХром

51,996

3d5 4s1

1,66

Голубовато-белый металл

пл=1857°C

кип=2482°C

25

Mn

МарганецМарганец

54,938

3d5 4s2

1,55

Хрупкий серебристо-белый металл

пл=1244°C

кип=2097°C

26

Fe

ЖелезоЖелезо

55,845

3d6 4s2

1,83

Серебристо-белый металл

пл=1535°C

кип=2750°C

27

Co

КобальтКобальт

58,933

3d7 4s2

1,88

Серебристо-белый металл

пл=1495°C

кип=2870°C

28

Ni

НикельНикель

58,693

3d8 4s2

1,91

Серебристо-белый металл

пл=1453°C

кип=2732°C

29

Cu

МедьМедь

63,546

3d10 4s1

1,9

Золотисто-розовый металл

пл=1084°C

кип=2595°C

30

Zn

ЦинкЦинк

65,409

3d10 4s2

1,65

Голубовато-белый металл

пл=420°C

кип=907°C

31

Ga

ГаллийГаллий

69,723

4s2 4p1

1,81

Белый металл с голубоватым оттенком

пл=30°C

кип=2403°C

32

Ge

ГерманийГерманий

72,64

4s2 4p2

2,0

Светло-серый полуметалл

пл=937°C

кип=2830°C

33

As

МышьякМышьяк

74,922

4s2 4p3

2,18

Зеленоватый полуметалл

субл=613°C

(сублимация)

34

Se

СеленСелен

78,96

4s2 4p4

2,55

Хрупкий черный минерал

пл=217°C

кип=685°C

35

Br

БромБром

79,904

4s2 4p5

2,96

Красно-бурая едкая жидкость

пл=-7°C

кип=59°C

36

Kr

КриптонКриптон

83,798

4s2 4p6

3,0

Бесцветный газ

пл=-157°C

кип=-152°C

37

Rb

РубидийРубидий

85,468

5s1

0,82

Серебристо-белый металл

пл=39°C

кип=688°C

38

Sr

СтронцийСтронций

87,62

5s2

0,95

Серебристо-белый металл

пл=769°C

кип=1384°C

39

Y

ИттрийИттрий

88,906

4d1 5s2

1,22

Серебристо-белый металл

пл=1523°C

кип=3337°C

40

Zr

ЦирконийЦирконий

91,224

4d2 5s2

1,33

Серебристо-белый металл

пл=1852°C

кип=4377°C

41

Nb

НиобийНиобий

92,906

4d4 5s1

1,6

Блестящий серебристый металл

пл=2468°C

кип=4927°C

42

Mo

МолибденМолибден

95,94

4d5 5s1

2,16

Блестящий серебристый металл

пл=2617°C

кип=5560°C

43

Tc

ТехнецийТехнеций

98,906

4d6 5s1

1,9

Синтетический радиоактивный металл

пл=2172°C

кип=5030°C

44

Ru

РутенийРутений

101,07

4d7 5s1

2,2

Серебристо-белый металл

пл=2310°C

кип=3900°C

45

Rh

РодийРодий

102,91

4d8 5s1

2,28

Серебристо-белый металл

пл=1966°C

кип=3727°C

46

Pd

ПалладийПалладий

106,42

4d10

2,2

Мягкий серебристо-белый металл

пл=1552°C

кип=3140°C

47

Ag

СереброСеребро

107,87

4d10 5s1

1,93

Серебристо-белый металл

пл=962°C

кип=2212°C

48

Cd

КадмийКадмий

112,41

4d10 5s2

1,69

Серебристо-серый металл

пл=321°C

кип=765°C

49

In

ИндийИндий

114,82

5s2 5p1

1,78

Мягкий серебристо-белый металл

пл=156°C

кип=2080°C

50

Sn

ОловоОлово

118,71

5s2 5p2

1,96

Мягкий серебристо-белый металл

пл=232°C

кип=2270°C

51

Sb

СурьмаСурьма

121,76

5s2 5p3

2,05

Серебристо-белый полуметалл

пл=631°C

кип=1750°C

52

Te

ТеллурТеллур

127,60

5s2 5p4

2,1

Серебристый блестящий полуметалл

пл=450°C

кип=990°C

53

I

ИодИод

126,90

5s2 5p5

2,66

Черно-серые кристаллы

пл=114°C

кип=184°C

54

Xe

КсенонКсенон

131,29

5s2 5p6

2,6

Бесцветный газ

пл=-112°C

кип=-107°C

55

Cs

ЦезийЦезий

132,91

6s1

0,79

Мягкий серебристо-желтый металл

пл=28°C

кип=690°C

56

Ba

БарийБарий

137,33

6s2

0,89

Серебристо-белый металл

пл=725°C

кип=1640°C

57

La

ЛантанЛантан

138,91

5d1 6s2

1,1

Серебристый металл

пл=920°C

кип=3454°C

58

Ce

ЦерийЦерий

140,12

f-элемент

Серебристый металл

пл=798°C

кип=3257°C

59

Pr

ПразеодимПразеодим

140,91

f-элемент

Серебристый металл

пл=931°C

кип=3212°C

60

Nd

НеодимНеодим

144,24

f-элемент

Серебристый металл

пл=1010°C

кип=3127°C

61

Pm

ПрометийПрометий

146,92

f-элемент

Светло-серый радиоактивный металл

пл=1080°C

кип=2730°C

62

Sm

СамарийСамарий

150,36

f-элемент

Серебристый металл

пл=1072°C

кип=1778°C

63

Eu

ЕвропийЕвропий

151,96

f-элемент

Серебристый металл

пл=822°C

кип=1597°C

64

Gd

ГадолинийГадолиний

157,25

f-элемент

Серебристый металл

пл=1311°C

кип=3233°C

65

Tb

ТербийТербий

158,93

f-элемент

Серебристый металл

пл=1360°C

кип=3041°C

66

Dy

ДиспрозийДиспрозий

162,50

f-элемент

Серебристый металл

пл=1409°C

кип=2335°C

67

Ho

ХольмийХольмий

164,93

f-элемент

Серебристый металл

пл=1470°C

кип=2720°C

68

Er

ЭрбийЭрбий

167,26

f-элемент

Серебристый металл

пл=1522°C

кип=2510°C

69

Tm

ТулийТулий

168,93

f-элемент

Серебристый металл

пл=1545°C

кип=1727°C

70

Yb

ИттербийИттербий

173,04

f-элемент

Серебристый металл

пл=824°C

кип=1193°C

71

Lu

ЛютецийЛютеций

174,96

f-элемент

Серебристый металл

пл=1656°C

кип=3315°C

72

Hf

ГафнийГафний

178,49

5d2 6s2

Серебристый металл

пл=2150°C

кип=5400°C

73

Ta

ТанталТантал

180,95

5d3 6s2

Серый металл

пл=2996°C

кип=5425°C

74

W

ВольфрамВольфрам

183,84

5d4 6s2

2,36

Серый металл

пл=3407°C

кип=5927°C

75

Re

РенийРений

186,21

5d5 6s2

Серебристо-белый металл

пл=3180°C

кип=5873°C

76

Os

ОсмийОсмий

190,23

5d6 6s2

Серебристый металл с голубоватым оттенком

пл=3045°C

кип=5027°C

77

Ir

ИрридийИрридий

192,22

5d7 6s2

Серебристый металл

пл=2410°C

кип=4130°C

78

Pt

ПлатинаПлатина

195,08

5d9 6s1

2,28

Мягкий серебристо-белый металл

пл=1772°C

кип=3827°C

79

Au

ЗолотоЗолото

196,97

5d10 6s1

2,54

Мягкий блестящий желтый металл

пл=1064°C

кип=2940°C

80

Hg

РтутьРтуть

200,59

5d10 6s2

2,0

Жидкий серебристо-белый металл

пл=-39°C

кип=357°C

81

Tl

ТаллийТаллий

204,38

6s2 6p1

Серебристый металл

пл=304°C

кип=1457°C

82

Pb

СвинецСвинец

207,2

6s2 6p2

2,33

Серый металл с синеватым оттенком

пл=328°C

кип=1740°C

83

Bi

ВисмутВисмут

208,98

6s2 6p3

Блестящий серебристый металл

пл=271°C

кип=1560°C

84

Po

ПолонийПолоний

208,98

6s2 6p4

Мягкий серебристо-белый металл

пл=254°C

кип=962°C

85

At

АстатАстат

209,98

6s2 6p5

2,2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

пл=302°C

кип=337°C

86

Rn

РадонРадон

222,02

6s2 6p6

2,2

Радиоактивный газ

пл=-71°C

кип=-62°C

87

Fr

ФранцийФранций

223,02

7s1

0,7

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

пл=27°C

кип=677°C

88

Ra

РадийРадий

226,03

7s2

0,9

Серебристо-белый радиоактивный металл

пл=700°C

кип=1140°C

89

Ac

АктинийАктиний

227,03

6d1 7s2

1,1

Серебристо-белый радиоактивный металл

пл=1047°C

кип=3197°C

90

Th

ТорийТорий

232,04

f-элемент

Серый мягкий металл

91

Pa

ПротактинийПротактиний

231,04

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

92

U

УранУран

238,03

f-элемент

1,38

Серебристо-белый металл

пл=1132°C

кип=3818°C

93

Np

НептунийНептуний

237,05

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

94

Pu

ПлутонийПлутоний

244,06

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

95

Am

АмерицийАмериций

243,06

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

96

Cm

КюрийКюрий

247,07

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

97

Bk

БерклийБерклий

247,07

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

98

Cf

КалифорнийКалифорний

251,08

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

99

Es

ЭйнштейнийЭйнштейний

252,08

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

100

Fm

ФермийФермий

257,10

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

101

Md

МенделевийМенделевий

258,10

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

102

No

НобелийНобелий

259,10

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

103

Lr

ЛоуренсийЛоуренсий

266

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

104

Rf

РезерфордийРезерфордий

267

6d2 7s2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

105

Db

ДубнийДубний

268

6d3 7s2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

106

Sg

СиборгийСиборгий

269

6d4 7s2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

107

Bh

БорийБорий

270

6d5 7s2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

108

Hs

ХассийХассий

277

6d6 7s2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

109

Mt

МейтнерийМейтнерий

278

6d7 7s2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

110

Ds

ДармштадтийДармштадтий

281

6d9 7s1

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

Металлы

Неметаллы

Щелочные

Щелоч-зем

Благородные

Галогены

Халькогены

Полуметаллы

s-элементы

p-элементы

d-элементы

f-элементы

Наведите курсор на ячейку элемента, чтобы получить его краткое описание.

Чтобы получить подробное описание элемента, кликните по его названию.

Таблица оксидов (1 часть):

Атомный номерХимический элементСимволОксиды
1ВодородHH2O (вода)
2ГелийHeнет
3ЛитийLiLi2O (оксид лития)
4БериллийBeBeO (оксид бериллия)
5БорBB2O3 (оксид бора​ (III)​)
6УглеродCCO (оксид углерода (II), монооксид углерода, угарный газ),

CO2 (оксид углерода​(IV)​, диоксид углерода, углекислый газ),

C3O2 (диоксид триуглерода),

(C3O2)n  (политрикарбодиоксид),

C5O2 (1,2,3,4-пентатетраен-1,5-дион),

C6O6 (диангидрид этилентетракарбоновой кислоты)

C12O9 (меллитовый ангидрид),

C12O12 (гексагидроксибензол трисоксалат),

и др.

7АзотNN2O (оксид азота (I), закись азота, оксонитрид азота, веселящий газ),

NO (оксид азота (II), мон(о)оксид азота, окись азота, нитрозил-радикал),

N2O3 (оксид азота (III), азотистый ангидрид, сесквиоксид азота),

NO2 (диоксид азота, оксид азота (IV), двуокись азота),

N2O5 (оксид азота (V), пентаоксид азота, пентаоксид диазота, нитрат нитрила, нитрат нитрония, азотный ангидрид),

N2O4 (димер диоксида азота, тетраоксид диазота, азотный тетраоксид),

и др.

8КислородO —
9ФторFнет
10НеонNeнет
11НатрийNaNa2O (оксид натрия)
12МагнийMgMgO (оксид магния)
13АлюминийAlAl2O3 (оксид алюминия)
14КремнийSiSiO (оксид кремния (II), монооксид кремния),

SiO2 (оксид кремния ​(IV)​, диоксид кремния, кремнезём)

15ФосфорPP4O (монооксид тетрафосфора),

P4O2 (диоксид тетрафосфора),

P2O3 или P4O6 (оксид фосфора ​(III), фосфористый ангидрид, гексаоксид тетрафосфора),

P4O8 (оксид фосфора ​(IV), октаоксид тетрафосфора),

P2O5 или P4O10 (оксид фосфора​ (V)​, пентаоксид фосфора, фосфористый ангидрид, гексаоксид тетрафосфора)

16СераSSO (оксид серы (II), монооксид серы, моноокись серы),

SO2 (оксид серы​ (IV), диоксид серы, двуокись серы, сернистый газ, сернистый ангидрид​),

SO3 (оксид серы ​(VI), трёхокись серы, серный газ, ангидрид серной кислоты)

17ХлорClCl2O (оксид хлора (I), гемиоксид хлора, ангидрид хлорноватистой кислоты),

ClO2 (диоксид хлора, оксид хлора (IV), двуокись хлора),

ClOClO3 (перхлорат хлора ),

Cl2O6 (дихлоргексаоксид, оксид хлора (V, VII), перхлорат хлорила),

Cl2O7 (оксид хлора (VII), дихлорогептаоксид, хлорный ангидрид),

и др.

18АргонArнет
19КалийKK2O (оксид калия)
20КальцийCaCaO (оксид кальция, окись кальция, негашёная известь, в просторечии — кирабит, кипелка)
21СкандийScSc2O3 (оксид скандия, сесквиоксид скандия)
22ТитанTiTiO  (оксид титана​ (II)),

Ti2O3 (оксид титана​(III)​, трёхокись титана),

TiO2 (оксид титана (IV), диоксид титана, двуокись титана, титановые белила)

23ВанадийVVO (оксид ванадия ​(II), окись ванадия),

V2O3 (оксид ванадия (III), трехокись ванадия),

VO2 (оксид ванадия (IV), диоксид ванадия, двуокись ванадия),

V2O5 (оксид ванадия (V), пентаоксид диванадия)

24ХромCrCrO (оксид хрома (II), закись хрома),

Cr2O3 (оксид хрoма (III), сесквиоксид хрома, хромовая зелень, эсколаит),

CrO2 (оксид хрома​ (IV)​, диоксид хрома, двуокись хрома),

CrO3 (оксид хрома (VI), триоксид хрома, трёхокись хрома, хромовый ангидрид)

25МарганецMnMnO (оксид марганца ​(II), окись марганца, монооксид марганца),

Mn3O4 (оксид марганца ​(II,III)​, окисел марганца),

Mn5O8 (оксид марганца​ (II,IV)​, окисел марганца),

Mn2O3 (оксид марганца​ (III), окисел марганца),

MnO2 (оксид марганца (IV), диоксид марганца),

MnO3 (оксид марганца (VI), окисел марганца),

Mn2O7 (оксид марганца (VII))

26ЖелезоFeFeO (оксид железа (II), закись железа),

Fe2O3 (оксид железа (III), окись железа, колькотар, крокус, железный сурик, гематит),

Fe3O4 (оксид железа​ (II,III), закись-окись железа, железная окалина, магнетит, магнитный железняк),

и др.

27КобальтCoCoO (оксид кобальта ​(II)​, окись кобальта),

Co3O4 (оксид кобальта (II,III), окись кобальта​),

Co2O3 (оксид кобальта (III), окись кобальта​),

CoO2•H2O (оксид кобальта ​(IV)​, гидрат оксида кобальта)

28НикельNiNiO (оксид никеля​ (II), окись никеля, бунзенит),

Ni2O3 (оксид никеля​ (III), окисел никеля; сесквиоксид никеля)

29МедьCuCu2O (оксид меди (I), гемиоксид меди, оксид димеди, закись меди, куприт),

CuO (оксид меди​ (II), окись меди),

Cu2O3  (оксид меди​ (III), триоксид димеди​)

30ЦинкZnZnO  (оксид цинка, окись цинка)
31ГаллийGaGa2O (оксид галлия​ (I), ​закись галлия, гемиоксид галлия),

Ga2O3 (оксид галлия (III))

32ГерманийGeGeO (оксид германия (II), окись германия),

GeO2 (оксид германия (IV), диоксид германия, двуокись германия)

33МышьякAsAs2O3 (оксид мышьяка (III), триоксид мышьяка),

As2O5 (оксид мышьяка (V), пентоксид мышьяка)

34СеленSeSeO2 (оксид селена (IV)диоксид селена, двуокись селена, доунеит, селенолит),

SeO3 (оксид селена ​(VI), триоксид селена, селеновый ангидрид)

35БромBrBr2O (оксид брома, ​ оксид брома (I), окись брома, ангидрид бромноватистой кислоты​)

Таблица оксидов (2 часть):

36КриптонKrнет
37РубидийRbRb2O (оксид рубидия, окись рубидия)
38СтронцийSrSrO (оксид стронция, окись стронция)
39ИттрийYY2O3 (оксид иттрия, сесквиоксид иттрия)
40ЦирконийZrZrO2 (оксид циркония (IV), оксид циркония, диоксид циркония)
41НиобийNbNbO (оксид ниобия ​(II), окись ниобия​),

Nb2O3 (оксид ниобия​ (III), окись ниобия​),

NbO2 (оксид ниобия​ (IV), окись ниобия),

Nb2O5 (оксид ниобия​ (V), окись ниобия)

42МолибденMoMo2O3 (оксид молибдена​ (III), окись молибдена),

MoO2 (оксид молибдена​ (IV), окись молибдена),

Mo2O5 (оксид молибдена​ (V), окись молибдена),

MoO3 (оксид молибдена ​(VI)​, триоксид молибдена, триоксомолибден, молибдит)

43ТехнецийTcTcO2 (оксид технеция ​(IV), окись технеция (IV)),

Tc2O7 (оксид технеция ​(VII), окись технеция (VII))

44РутенийRuRu2O3 (оксид рутения​ (III), окись рутения (III), сесквиоксид рутения),

RuO2 (оксид рутения​(IV)​, окись рутения (IV)),

RuO4 (оксид рутения​(VIII)​, тетраоксид рутения)

45РодийRhRhO (оксид родия ​(II)​, окисел родия),

Rh2O3 (оксид родия ​(III)​, сесквиоксид родия),

RhO2 (оксид родия​ (IV), окисел родия)

46ПалладийPdPdO (оксид палладия ​(II)​, окись палладия),

Pd2O3n H2O (оксид палладия ​(III)​, окисел палладия),

PdO2 (оксид палладия ​(IV), окисел палладия​)

47СереброAgAg2O (оксид серебра ​(I)​),

Ag 1Ag 3O2 или Ag2O2 (оксид серебра ​(I,III)​, оксид серебра (III)-серебра (I), монооксид серебра, диоксид дисеребра)

48КадмийCdCd2O (оксид кадмия ​(I)​),

CdO (оксид кадмия​(II)​)

49ИндийInIn2O (оксид индия ​(I)​, окись индия (I), гемиоксид индия, закись индия),

InO (оксид индия ​(II)​, окись индия (II)),

In2O3 (оксид индия ​(III))

50ОловоSnSnO (оксид олова ​(I), монооксид олова, олово окись (II), олово закись, олово одноокись​),

SnO2 (оксид олова​(IV), окись олова, двуокись олова, диоксид олова, касситерит),

Sn3O4

51СурьмаSbSb2O3 (оксид сурьмы ​(III)​, сесквиоксид сурьмы, сурьмянистый ангидрид),

Sb2O5 (оксид сурьмы ​(V)​, пятиокись сурьмы, сурмяный ангидрид),

Sb2O4 или SbIIISbVO4 (тетраоксид сурьмы, диоксид сурьмы)

52ТеллурTeTeO2 (оксид теллура (IV), диоксид теллура, теллурит, двуокись теллура, ангидрид теллуристой кислоты),

TeO3 (оксид теллура (VI)​, триоксид теллура, трёхокись теллура, ангидрид теллуровой кислоты),

Te2O5,

Te4O9

53ЙодII 12O (монооксид дийода),

I 2O (монооксид йода),

I 4O2 (диоксид йода),

I 3, 52O4 или I 3O(I 5O3) или (I 3, 5O2)2 (тетраоксид дийода, иодноватокислый йод),

I 52O5 или O(IO2)2 (оксид йода ​(V), пентаоксид дийода, иодноватый ангидрид​),

I 3, 54O9 или I 3(I 5O3)3 или I 3(OI 5O2)3 (иодат йода​ (III), иодноватокислый йод, нонаоксид тетрайода​)

54КсенонXe
55ЦезийCs
56БарийBa
57ЛантанLa
58ЦерийCe
59ПразеодимPr
60НеодимNd
61ПрометийPm
62СамарийSm
63ЕвропийEu
64ГадолинийGd
65ТербийTb
66ДиспрозийDy
67ГольмийHo
68ЭрбийEr
69ТулийTm
70ИттербийYb

Таблица степеней окисления химических элементов (1 часть):

Атомный номерХимический элементСимволСтепень окисления
1ВодородH 1, 0, -1
2ГелийHe0
3ЛитийLi 1
4БериллийBe0, 1, 2
5БорB-1, 0, 1, 2, 3
6УглеродC-4 , -3 , -2 , -1 , 0 , 1, 2, 3, 4
7АзотN-3 , -2, -1, 0, 1, 2,  3 , 4,  5
8КислородO-2, -1, -0,5, 0, 1, 2
9ФторF-1, 0
10НеонNe0
11НатрийNa-1, 0, 1
12МагнийMg0, 2
13АлюминийAl0, 1, 2, 3
14КремнийSi-4 , -3, -2, -1, 0, 1, 2, 3, 4
15ФосфорP-3 , -2, -1, 0, 1, 2, 3 , 4, 5
16СераS-2 , -1, 0 , 1 , 2 , 3, 4 , 5, 6
17ХлорCl-1 , 0, 1 , 2, 3 , 4, 5 , 6, 7
18АргонAr0
19КалийK0, 1
20КальцийCa0, 2
21СкандийSc0, 1, 2, 3
22ТитанTi-2, -1, 0, 1, 2, 3, 4
23ВанадийV-3, -1, 0, 1, 2, 3, 4, 5
24ХромCr-4, -2, -1, 0, 1, 2 , 3 , 4, 5, 6
25МарганецMn-3, -2, -1, 0, 1, 2 , 3, 4 , 5, 6, 7
26ЖелезоFe-4, -2, -1, 0, 1, 2 , 3 , 4, 5, 6 , 7
27КобальтCo-3, -1, 0, 1, 2 , 3 , 4, 5
28НикельNi-2, -1, 0, 1, 2 , 3, 4
29МедьCu-2, 0, 1, 2 , 3, 4
30ЦинкZn-2, 0, 1, 2
31ГаллийGa-5, -4, -3, -2, -1, 1, 2, 3
32ГерманийGe-4 -3, -2, -1, 0, 1, 2 , 3, 4
33МышьякAs-3, -2, -1, 0, 1, 2, 3, 4, 5
34СеленSe-2, -1, 0, 1, 2, 3, 4, 5, 6
35БромBr-1, 0, 1, 3, 4, 5, 7

Таблица степеней окисления химических элементов (2 часть):

36КриптонKr0, 1, 2
37РубидийRb-1, 0, 1
38СтронцийSr0, 1, 2
39ИттрийY0, 1, 2, 3
40ЦирконийZr-2, 0, 1, 2, 3, 4
41НиобийNb-3, -1, 0, 1, 2, 3, 4, 5
42МолибденMo-4, -2, -1, 0, 1, 2, 3, 4, 5, 6
43ТехнецийTc-3, -1, 0, 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7
44РутенийRu-4, -2, 0, 1,  2,  3,  4, 5, 6, 7, 8
45РодийRh-3, -1, 0, 1, 2, 3, 4, 5, 6
46ПалладийPd0, 1, 2, 3, 4, 5, 6
47СереброAg-2, -1,  1, 2, 3
48КадмийCd-2, 1, 2
49ИндийIn-5, -2, -1, 1, 2, 3
50ОловоSn-4, -3, -2, -1, 0, 1, 2, 3, 4
51СурьмаSb-3, -2, -1, 0, 1, 2, 3, 4, 5
52ТеллурTe2, -1, 1, 2, 3, 4, 5, 6
53ЙодI-1, 0, 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7
54КсенонXe0, 1, 2, 4, 6, 8
55ЦезийCs-1, 1
56БарийBa 1, 2
57ЛантанLa0, 1, 2, 3
58ЦерийCe 1, 2, 3, 4
59ПразеодимPr0, 1, 2, 3, 4, 5
60НеодимNd0, 2, 3, 4
61ПрометийPm 2, 3
62СамарийSm0, 2, 3
63ЕвропийEu 1, 2, 3
64ГадолинийGd0, 1, 2, 3
65ТербийTb0, 1, 2, 3, 4
66ДиспрозийDy0, 1, 2, 3, 4
67ГольмийHo0, 1, 2, 3
68ЭрбийEr0, 1, 2, 3
69ТулийTm 2, 3
70ИттербийYb 1, 2, 3

Таблица степеней окисления химических элементов (3 часть):

71ЛютецийLu0, 1, 2, 3
72ГафнийHf-2, 0, 1, 2, 3, 4
73ТанталTa-3, -1, 1, 2, 3, 4, 5
74ВольфрамW-4, -2, -1, 0, 1, 2, 3, 4, 5, 6
75РенийRe-3, -1, 0, 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7
76ОсмийOs-4, -2, -1, 0, 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, 8
77ИридийIr-3, -1, 0, 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, 8, 9
78ПлатинаPt-3, -2, -1, 0, 1,  2, 3,  4, 5, 6
79ЗолотоAu-3, -2, -1, 0, 1, 2, 3, 5
80РтутьHg-2, 1, 2
81ТаллийTl-5, -2, -1, 1, 2, 3
82СвинецPb-4, -2, -1, 0, 1, 2, 3, 4-4, -2, -1, 0, 1, 2, 3, 4
83ВисмутBi-3, -2, -1, 1, 2, 3, 4, 5
84ПолонийPo-2, 2, 4, 5, 6
85АстатAt-1, 1, 3, 5, 7
86РадонRn0, 2, 6, 8
87ФранцийFr0, 1
88РадийRa 2
89АктинийAc 3
90ТорийTh 1, 2, 3, 4
91ПротактинийPa 2, 3, 4, 5
92УранU 1, 2, 3, 4, 5, 6
93НептунийNp 2, 3, 4, 5, 6, 7
94ПлутонийPu 2, 3, 4, 5, 6, 7
95АмерицийAm 2, 3, 4, 5, 6, 7
96КюрийCm 3, 4, 5, 6
97БерклийBk 2, 3, 4, 5
98КалифорнийCf 2, 3, 4, 5
99ЭйнштейнийEs 2, 3, 4
100ФермийFm 2, 3
101МенделевийMd 2, 3
102НобелийNo 2, 3
103ЛоуренсийLr 3
104Резерфордий (Курчатовий)Rf 2, 3, 4 – предположительно
105Дубний (Нильсборий)Db 3, 4, 5 – предположительно
106СиборгийSg0, 3, 4, 5, 6 – предположительно
107БорийBh 3, 4, 5, 7 – предположительно
108ХассийHs 2, 3, 4, 6, 8 – предположительно
109МейтнерийMt 1, 3, 4, 6, 8, 9 – предположительно
110ДармштадтийDs0, 2, 4, 6, 8 – предположительно

Коэффициент востребованности 2 793

Таблица степени окисления химических элементов

Максимальную положительную и минимальную отрицательную степень окисления можно определить с помощью Периодической таблицы Д.И. Менделеева. Они равны номеру группы, в которой расположен элемент, и разнице между значением «высшей» степени окисления и числом 8, соответственно.

Если рассматривать химические соединения более конкретно, то в веществах с неполярными связями степень окисления элементов равна нулю (N2, H2, Cl2).

Степень окисления металлов в элементарном состоянии равна нулю, так как распределение электронной плотности в них равномерно.

В простых ионных соединениях степень окисления входящих в них элементов равна электрическому заряду, поскольку при образовании этих соединений происходит практически полный переход электронов от одного атома к другому: Na 1I-1, Mg 2Cl-12, Al 3F-13, Zr 4Br-14.

При определении степени окисления элементов в соединениях с полярными ковалентными связями сравнивают значениях их электроотрицательностей. Поскольку при образовании химической связи электроны смещаются к атомам более электроотрицательных элементов, то последние имеют в соединениях отрицательную степень окисления.

Существуют элементы, для которых характерно только одно значение степени окисления (фтор, металлы IA и IIA групп и т.д.). Фтор, характеризующийся наибольшим значением электроотрицательности, в соединениях всегда имеет постоянную отрицательную степень окисления (-1).

Щелочные и щелочноземельные элементы, для которых свойственно относительно невысокое значение электроотрицательности, всегда имеют положительную степень окисления, равную соответственно ( 1) и ( 2).

Однако, имеются и такие химические элементы, для которых характерны несколько значений степени окисления (сера – (-2), 0, ( 2), ( 4), ( 6) и др.).

Для того, чтобы легче было запомнить сколько и какие степени окисления характерны для конкретного химического элемента используют таблицы степеней окисления химических элементов, которые выглядят следующим образом:

Порядковый номер

Русское / англ. название

Химический символ

Степень окисления

1

Водород / Hydrogen

H

( 1), (-1)

2

Гелий / Helium

He

0

3

Литий / Lithium

Li

( 1)

4

Бериллий / Beryllium

Be

( 2)

5

Бор / Boron

B

(-1), 0, ( 1), ( 2), ( 3)

6

Углерод / Carbon

C

(-4), (-3), (-2), (-1), 0, ( 2), ( 4)

7

Азот / Nitrogen

N

(-3), (-2), (-1), 0, ( 1), ( 2), ( 3), ( 4), ( 5)

8

Кислород / Oxygen

O

(-2), (-1), 0, ( 1), ( 2)

9

Фтор / Fluorine

F

(-1)

10

Неон / Neon

Ne

0

11

Натрий / Sodium

Na

( 1)

12

Магний / Magnesium

Mg

( 2)

13

Алюминий / Aluminum

Al

( 3)

14

Кремний / Silicon

Si

(-4), 0, ( 2), ( 4)

15

Фосфор / Phosphorus

P

(-3), 0, ( 3), ( 5)

16

Сера / Sulfur

S

(-2), 0, ( 4), ( 6)

17

Хлор / Chlorine

Cl

(-1), 0, ( 1), ( 3), ( 5), ( 7), редко ( 2) и ( 4)

18

Аргон / Argon

Ar

0

19

Калий / Potassium

K

( 1)

20

Кальций / Calcium

Ca

( 2)

21

Скандий / Scandium

Sc

( 3)

22

Титан / Titanium

Ti

( 2), ( 3), ( 4)

23

Ванадий / Vanadium

V

( 2), ( 3), ( 4), ( 5)

24

Хром / Chromium

Cr

( 2), ( 3), ( 6)

25

Марганец / Manganese

Mn

( 2), ( 3), ( 4), ( 6), ( 7)

26

Железо / Iron

Fe

( 2), ( 3), редко ( 4) и ( 6)

27

Кобальт / Cobalt

Co

( 2), ( 3), редко ( 4)

28

Никель / Nickel

Ni

( 2), редко ( 1), ( 3) и ( 4)

29

Медь / Copper

Cu

1, 2, редко ( 3)

30

Цинк / Zinc

Zn

( 2)

31

Галлий / Gallium

Ga

( 3), редко ( 2)

32

Германий / Germanium

Ge

(-4), ( 2), ( 4)

33

Мышьяк / Arsenic

As

(-3), ( 3), ( 5), редко ( 2)

34

Селен / Selenium

Se

(-2), ( 4), ( 6), редко ( 2)

35

Бром / Bromine

Br

(-1), ( 1), ( 5), редко ( 3), ( 4)

36

Криптон / Krypton

Kr

0

37

Рубидий / Rubidium

Rb

( 1)

38

Стронций / Strontium

Sr

( 2)

39

Иттрий / Yttrium

Y

( 3)

40

Цирконий / Zirconium

Zr

( 4), редко ( 2) и ( 3)

41

Ниобий / Niobium

Nb

( 3), ( 5), редко ( 2) и ( 4)

42

Молибден / Molybdenum

Mo

( 3), ( 6), редко ( 2), ( 3) и ( 5)

43

Технеций / Technetium

Tc

( 6)

44

Рутений / Ruthenium

Ru

( 3), ( 4), ( 8), редко ( 2), ( 6) и ( 7)

45

Родий / Rhodium

Rh

( 4), редко ( 2), ( 3) и ( 6)

46

Палладий / Palladium

Pd

( 2), ( 4), редко ( 6)

47

Серебро / Silver

Ag

( 1), редко ( 2) и ( 3)

48

Кадмий / Cadmium

Cd

( 2), редко ( 1)

49

Индий / Indium

In

( 3), редко ( 1) и ( 2)

50

Олово / Tin

Sn

( 2), ( 4)

51

Сурьма / Antimony

Sb

(-3), ( 3), ( 5), редко ( 4)

52

Теллур / Tellurium

Te

(-2), ( 4), ( 6), редко ( 2)

53

Иод / Iodine

I

(-1), ( 1), ( 5), ( 7), редко ( 3), ( 4)

54

Ксенон / Xenon

Xe

0

55

Цезий / Cesium

Cs

( 1)

56

Барий / Barium

BA

( 2)

57

Лантан / Lanthanum

La

( 3)

58

Церий / Cerium

Ce

( 3), ( 4)

59

Празеодим / Praseodymium

Pr

( 3)

60

Неодим / Neodymium

Nd

( 3), ( 4)

61

Прометий / Promethium

Pm

( 3)

62

Самарий / Samarium

Sm

( 3), редко ( 2)

63

Европий / Europium

Eu

( 3), редко ( 2)

64

Гадолиний / Gadolinium

Gd

( 3)

65

Тербий / Terbium

Tb

( 3), ( 4)

66

Диспрозий / Dysprosium

Dy

( 3)

67

Гольмий / Holmium

Ho

( 3)

68

Эрбий / Erbium

Er

( 3)

69

Тулий / Thulium

Tm

( 3), редко ( 2)

70

Иттербий / Ytterbium

Ib

( 3), редко ( 2)

71

Лютеций / Lutetium

Lu

( 3)

72

Гафний / Hafnium

Hf

( 4)

73

Тантал / Tantalum

Ta

( 5), редко ( 3), ( 4)

74

Вольфрам / Tungsten

W

( 6), редко ( 2), ( 3), ( 4) и ( 5)

75

Рений / Rhenium

Re

( 2), ( 4), ( 6), ( 7), редко (-1), ( 1), ( 3), ( 5)

76

Осмий / Osmium

Os

( 3), ( 4), ( 6), ( 8), редко ( 2)

77

Иридий / Iridium

Ir

( 3), ( 4), ( 6), редко ( 1) и ( 2)

78

Платина / Platinum

Pt

( 2), ( 4), ( 6), редко ( 1) и ( 3)

79

Золото / Gold

Au

( 1), ( 3), редко ( 2)

80

Ртуть / Mercury

Hg

( 1), ( 2)

81

Талий / Thallium

Tl

( 1), ( 3), редко ( 2)

82

Свинец / Lead

Pb

( 2), ( 4)

83

Висмут / Bismuth

Bi

( 3), редко ( 3), ( 2), ( 4) и ( 5)

84

Полоний / Polonium

Po

( 2), ( 4), редко (-2) и ( 6)

85

Астат / Astatine

At

86

Радон / Radon

Ra

0

87

Франций / Francium

Fr

88

Радий / Radium

Ra

( 2)

89

Актиний / Actinium

Ac

( 3)

90

Торий / Thorium

Th

( 4)

91

Проактиний / Protactinium

Pa

( 5)

92

Уран / Uranium

U

( 3), ( 4), ( 6), редко ( 2) и ( 5)

Химические свойства галогенов

Химическая активность галогенов увеличивается снизу вверх – от астата к фтору.

1. Галогены проявляют свойства окислителей. Галогены реагируют с металлами и неметаллами.

1.1. Галогены не горятна воздухе. Фтор окисляет кислород с образованием фторида кислорода:

2F2     O2  →  2OF2

1.2. При взаимодействии галогенов с серой образуются галогениды серы:

S      Cl2  →  SCl2   (S2Cl2)

S     3F2  →   SF6

1.3. При взаимодействии фосфора иуглерода с галогенами образуются галогениды фосфора и углерода:

2P       5Cl2   →  2PCl5

2P      3Cl2   →  2PCl3

2F2      C   →   CF4

1.4. При взаимодействии с металламигалогены проявляют свойства окислителей, образуя галогениды.  

Например, железо реагирует с галогенами с образованием галогенидов. При этом фтор, хлор и бром образуются галогениды железа (III), а c йодом — соединение железа (II):

3Cl2     2Fe   →  2FeCl3

I2     Fe   →  FeI2

Аналогичная ситуация с медью: фтор, хлор и бром окисляют медь до галогенидов меди (II),а йод до йодида меди (I):

Cl2     Cu   →  2CuCl2

I2     2Cu   →  2CuI

Активные металлы бурно реагируют с галогенами, особенно с фтором и хлором (горят в атмосфере фтора или хлора).

Еще пример: алюминий взаимодействует с хлором с образованием хлорида алюминия:

3Cl2      2Al   →  2AlCl3

1.5.Водород горит в атмосфере фтора:

F2     H2  →  2HF

С хлором водород реагирует только при нагревании или освещении. При этом реакция протекает со взрывом:

Cl2     H2  →  2HCl

Бром также реагирует с водородом с образованием бромоводорода:

Br2     H2  →  2HBr

Взаимодействие йода с водородом происходит только при сильном нагревании, реакция  протекает обратимо, с поглощением теплоты (эндотермическая):

I2     H2  ↔   2HI

1.6.Галогены реагируют с галогенами. Более активные галогены окисляют менее активные.

Например, фтор окисляет хлор, бром и йод:

Cl2   F2  →  2ClF

2.Со сложными веществами галогены реагируют, также проявляя преимущественно окислительные свойства. Галогены охотно диспропорционируют при растворении в воде или в щелочах.

2.1. При растворении в воде хлор и бром частично диспропорционируют, повышая и понижая степень окисления. Фтор окисляет воду.

Например, хлор при растворении в холодной  воде диспропорционирует до ближайших стабильных степеней окисления ( 1 и -1), образует  при этом соляную кислоту и хлорноватистую кислоту (хлорная вода):

Cl2       H2O   ↔  HCl     HClO  

При растворении в горячей воде хлор диспропорционирует до  степеней окисления -1 и 5, образуя соляную кислоту и хлороватую кислоту:

Cl2      6H2O   ↔  5HCl     HClO3  

Фтор реагирует с водой со взрывом:

2F2      2H2O   →    4HF     O2

2.2. При растворении в щелочах хлор, бром и йод диспропорционируют с образованием различных солей. Фтор окисляет щелочи.

Например, хлор реагирует с холодным раствором гидроксидом натрия:

Сl2       2NaOH (хол.)  →  NaCl      NaClO      H2O

При взаимодействии с горячим раствором гидроксида натрия образуются хлорид и хлорат:

3Cl2      6NaOH (гор.)  →  5NaCl      NaClO3       3H2O

Еще пример: хлор растворяется в холодном растворе гидроксида кальция:

2Сl2       2Са(OH)2(хол.)  →  СaCl2      Сa(ClO)2      2H2O

2.3. Более активные галогены вытесняют менее активные галогены из солей и галогеноводородов.

Например, хлор вытесняет йод  и бром из раствора йодида калия и бромида калия соответственно:

Cl2       2NaI   →   2NaCl      I2

Cl2       2NaBr   →  2NaCl      Br2

Еще одно свойство: более активные галогены окисляют менее активные.

Например, фтор окисляет хлор с образованием фторида хлора (I):

Cl2      F2    →   2Cl F–

В свою очередь, хлор окисляет йод. При этом в растворе образуется соляная кислота и йодная кислота:

Cl2     I2    H2O   →   HCl     HIO3

2.4. Галогены проявляют окислительные свойства, взаимодействуют с восстановителями.

Например, хлор окисляет сероводород:

Cl2        H2S   →    S       2HCl

Хлор также окисляет сульфиты:

Cl2           H2O          Na2SO3    →   2HCl      Na2SO4

Также галогены окисляют пероксиды:

Cl2       H2O2   →  2HCl      O2

Или, при нагревании или на свету, воду:

https://www.youtube.com/watch?v=playlist

2Cl2       2H2O   →  4HCl     O2   (на свету или кип.)

Оцените статью
Кислород
Добавить комментарий