его окислению, то получится уравнение самоокисления-самовосстановления пероксида водорода:

, Н2Ог + 2Н+ + 2е~ = 2Н20

Н202 = 02 + 2Н+ + 2е'

2Н202 = 2Н30 + Оа

Это — уравнение процесса разложения пероксида водорода, о котором говорилось выше.

Применение пероксида водорода связано с его окислительной способностью и с безвредностью продукта его восстановления (Н20). Его используют для отбелки тканей и мехов, применяют в медицине (3% раствор — дезинфицирующее средство), в пищевой промышленности (при консервировании пищевых продуктов)1, в сельском хозяйстве для протравливания семян, а также в производстве ряда органических соединений, полимеров, пористых материалов. Как сильный окислитель пероксид водорода используется в ракетной технике.

Пероксид водорода применяют также для обновления старых картин, написанных масляными красками и потемневших от времени вследствие превращения свинцовых белил в черный сульфид свинца под действием содержащихся в воздухе следов сероводорода. При промывании таких картин пероксидом водорода сульфид свинца окисляется в белый сульфат свинца:

PbS + 4Н202 = PbS04 + 4Н20

Глава ГАЛОГЕНЫ XII

Входящие в главную подгруппу VII группы элементы фтор (Fluorum), хлор (Chlorum), бром (Bromum), иод (Jodum) и астат (Astatine) называются галогенами. Это название, которое буквально означает «солерождающие», элементы получили за способность взаимодействовать с металлами с образованием типичных солей, например хлорида натрия NaCl.

Во внешнем электронном слое атомы галогенов содержат семь

электронов — два на s- и пять на р-орбиталях (ns2npb). Галогены

обладают значительным сродством к электрону (табл. 23) — их

атомы легко присоединяют электрон, образуя однозарядные отри-

цательные ионы, обладающие электронной структурой соответ-,

ствующего благородного газа (ns2np6). Склонность к присоедине-

нию электронов характеризует галогены как типичные неметаллы.

Аналогичное строение наружного электронного слоя обусловливает

большое сходство галогенов друг с другом, проявляющееся как в

их химических свойствах, так и в типах и свойствах образуемых

ими соединений. Но, как показывает сопоставление свойств гало-,

генов, между ними имеются и существенные различия. <

В табл. 23 приведены некоторые свойства атомов галогенов и

образуемых ими простых веществ. <

С повышением порядкового номера элементов в ряду F—Afi увеличиваются радиусы атомов, уменьшается электроотрицатель^

Строение внешнего электронного слоя атома

Энергия ионизации атома, эВ

Сродство атома к электрону, эВ

Относительная электроотрицательность

Радиус атома, нм

Радиус иона Э~, нм

Межъядерное расстояние в молекуле Э2, нм

Стандартная энтальпия диссоциации молекул Э2 при 25 °С, кД ж/моль

Физическое состоя ние при обычных условиях

Температура плавления, °С

Температура кипения, С

Степень термической диссоциации молекул Э2 при 1000 К при 2000 К

2s22pE

17,42 3,45 4,0

0,064 0,133 0,142

159

Бледио-зелено-ватый газ -219,6

-188,1

0,043 0,99

3s23p5

12,97 3,61 3,0

0,099 0,181 0,199

243

Зеленовато-желтый газ

—101,0

-34,1

0,00035 0,37

4s24pE

11,84 3,37 2,8

0,114 0,196 0,228

192

Красно-бурая жидкость -7,3

59,2

0,0023 0,72

5s25p5

10,45 3,08 2,6

0,133 0,220 0,267

151

Черно-фиолетовые кристаллы 113,6

185,5

0,28 0,89

6s*6p5

~9,2 ~2,8 ~2,2

0*23 * * •

109

Черт-тО-синие кристаллы 227

317

• •»

• •»

ность, ослабевают неметаллические свойства и окислительная способность элементов.

В отличие от других галогенов, фтор в своих соединениях всегда находится в степени окисленности —1, поскольку среди всех элементов он обладает самой высокой электроотрицательностью. Остальные галогены проявляют различные степени окисленности от —-1 до +7.

За исключением некоторых оксидов, которые будут рассмотрены ниже, все соединения галогенов соответствуют нечетным степеням окисленности. Такая закономерность обусловлена возможностью последовательного возбуждения спаренных электронов в атомах CI, Br, I и At на ^-подуровень, что приводит к увеличению

* Символом Э здесь и ниже обозначен атом рассматриваемого элемента.

числа электронов, принимающих участие в образовании ковалент-ных связей, до 3, 5 или 7 (см. схему на стр. 123).

118. Галогены в природе. Физические свойства галогенов. Галогены, вследствие их большой химической активности, находятся в природе исключительно в связанном состоянии — главным образом в виде солей галогеноводородных кислот.

Фтор встречается в природе чаще всего в виде минерала плавикового шпата Сар2, получившего это название потому, что его прибавление к железным рудам приводит к образованию легкоплавких шлаков при выплавке чугуна. Фтор содержится также в минералах криолите Na3AlF6 и фторапатите Ca5F(P04)3.

Важнейшим природным соединением хлора является хлорид натрия (поваренная соль) NaCl, который служит основным сырьем для получения других соединений хлора. Главная масса хлорида натрия находится в воде морей