При взаємодії хлору з водою відбувається його самоокисненням, самовідновленням , утворюються дві кислоти – соляна і хлорнуватиста:

Cl2+H2O=HCl+HOCl

а в реакціях з лугами – солі цих кислот:

Cl2+2KOH=KCl+KOCl+H2O

Бром і йод з водою і лугами реагують аналогічно хлору.

Галогеноводні НГ можна добути реакціями галогенів з воднем бо (для HF i HCl) реакціями обміну:

CaF2+H2SO4=CaSO4+2HF

NaCl+H2SO4=NaHSO4+HCl

NaCl+NaHSO4=Na2SO4+HCl

HCl, HBr, HI за звичайних умов перебувають у газоподібному стані, добре розчиняються у воді. У водних розчинах НГ мають кислотні властивості. HCl, HBr, HI - сильні кислоти.

Підсилення відновних властивостей Г виявляються у їх різному реагуванні на дію концентрованої H2SO4. Так ця кислота не реагує на HCl, але частково окіснює HBr, причому S (6) відновлюється до SO2; НІ відновлює сірку (6) не тільки для SO2, а і до вільної сірки або навіть H2S:

2HBr+H2SO4=Br2+SO2+2H2O

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

Через це HBr і HI неможливо добути дією концентрованої сірчаної кислоти на солі цих кислот.

Реакція утворення і розкладу летних галогенів також використовують для очищення та добування металів:

TiI4=Ti+2I2

Фтор не утворює кисневих кислот. Для хлору відомі кислоти: хлорнуватиста HCl, хлорисна HCl2, хлорнувата HCl3, хлорна HCl4. Лише остання відділена в індивідуальному стані, решта існує в розчинах. Аналогічні кислоти (окрім HBrО2 і HIО2 ) утворюють бром і йод.

Сірка.

З поміж р – елементів VI групи, окрім кисню, найбільше значення має сірка.

Найвищий ступінь окиснення в сірки +6 відповідає стану, коли вона утворює 6 ковалентних зв’язків з більш електронегативними партнерами. Найхарактернішими для сірки є ступені окиснення –2, 0, +4, +6.

Сірка – розповсюджений елемент. Добування сірки зводиться до видобування і очищення самородної сірки.

Сірка існує в кількох алотропних модифікаціях. За звичайних умов стійка моноклинна (a) сірка. За температури понад 95,4оС вона перетворюється на ромбічну ( b ) сірку.

При незначному нагріванні сірка енергійно реагує із багатьма матеріалами (з рідкою ртуттю), воднем, виступаючи як окисник:

Fe+S=FeS

2Al+3S=Al2S3

H2+S=H2S

При дії кисню і галогенів (Cl, F) сірка виявляє відновні властивості:

S+O2=SO2

2S+Cl2=S2Cl2

Сірководень H2S добувають сполученням простих речовин або через реакції обміну:

FeS+2HCl=FeCl2+H2S

H2S – газ і різким неприємним запахом, дуже отруйний. У розчинах – це слабка кислота. Розчинні сульфіди (солі лужних металів, солі амонію) піддаються сильному гідролізу, при цьому гідроліз перебігає ступінчасто і оборотно:

S+HOH=HS+OH

I ступінь

або Na2S+HOH=NaHS+NaOH

Гідроліз деяких сульфатів (Al2S3, Cr2S3) йде практично до кінця, оскільки в результаті утворюється слабка нерозчинна основа і виділяється газоподібний сірководень:

Al2S3+6H2O=2Al(OH)3+3H2S

Більшість сульфатів металів у воді нерозчинна, з водою не реагує, причому деякі х них (Fe, MnS, ZnS) розчиняються при дії кислот, а ряж інших (PbS, HgS, Sb2S3) з кислотами не реагують. Нерозчинні у кислотах сульфіди можна добути дією H2S на розчинні солі:

Pb(NO3)2+H2S=PbS+2HNO3

Усі нерозчинні сульфіди можна добути реакціями обміну з використанням розчинних у воді сульфідів:

CuSO4+Na2S=CuS+Na2SO4

FeSO4+Na2S=FeS+Na2SO4

Сульфіди активних металів одержують дією вугілля на сульфати при нагріванні:

Na2SO4+4C=Na2S+4CO

H2S окиснюється киснем, на повітрі горять:

2H2S+3O2=2SO2+2H2O (при надлишку О2)

2H2S+O2=2S+2H2O (при недостатній кількості О2)

Аналогічно, але за вищих температур перебігають реакції випалу сульфідів металів:

2ZnS+3O2=ZnO+SO2

У водних рохчинах сульфіди і H2S виявляють відновні властивості у реакціях з галогенами, KMnO4 та іншими окисниками:

Na2S+I2=2NaI+S

H2S+4Br2+4H2O=H2SO4+8HBr

При дії сірки на сульфіди металів утворюються полісульфіди:

Na2S+(n-1)S=Na2Sn

Сірка утворює два стійких оксидів – SO2 і SO3. SO2 за звичайних умов - безбарвний газ з різким запахом, є отруйним. Це кислотний оксид добре розчинний у воді. Частково реагує з водою з утворенням сірчистої кислоти:

SO2+H2O=H2SO3

Внаслідок оборотності цієї реакції НSO3 існує лише у розчинах. Ця кислота утворює лише два типи солей сульфіти (Na2SO3, CaSO3) і гідросульфіти (NaHSO3, Ca(HSO3)2). Останні не стійки, переходять у піросульфіти.

Для сірки (VI) характерні відновні властивості. Реакція з киснем 2SO2+O2=2SO2, яка перебігає при підвищенні температури, застосовується для одержання SO3 і далі сірчаної кислоти. При кімнатній температурі ця реакція практично не йде. Практично миттєво сірчиста кислота та її солі у розчинах реагують з галогенами KMnO4, K2Cr2O7:

Na2SO3+I2+H2O=Na2SO4+2HI

Оксид сірки (VI) енергійно сполучається з водою:

SO3+H2O=H2SO4

Сірчана кислота – в’язка безбарвна рідина. У водному розчині Na2SO4 – сильна двоосновна кислота. Розведена кислота реагує з металами, що стоять у ряду активностей до водню, з виділенням водню, наприклад:

Zn+H2SO4(p)=ZnSO4+H2

У концентрованій сірчаній кислоті сірка (VI) може виступати як окисник, наприклад окиснюючи HBr i HI (але ні HCl) до вільних галогенів. Концентрована сірчана кислота не діє на більшість металів за звичайних умов, але при нагріванні реагує навіть з малоактивними металами, але ні з благородними металами (Au, Pt та інші). Якщо метали малоактивні сірка (VI) відновлюється до +4 (SO2):

Cu+2H2SO4(k)=CuSO4+SO2+2H2O

Більш активні метали відновлюють сірку (VI) до простої речовини або навіть до H2S:

4Zn+5H2SO4=4ZnSO4+H2S+4H2O

(SO2, S)

Як сильна і нелетка кислота H2SO4 витісняє чимало інших кислот з їх солей:

NaCl+H2SO4=NaHSO4+HCl

KNO3+H2SO4=KHSO4+HNO3

Більшість солей H2SO4 розчинна в воді. Нерозчинні BaSO4, SrSO4, PbSO4, малорозчиниий CaSO4.

Чимало кольорових металів добувають із сульфідних руд. Na2SO3, NaHSO3, Ca(HSO3)2 використовують при добуванні целюлози з деревини. Сірка – шкідливий домішок у чавунах і сталях. Сірчана кислота – використовується при гідрометалургійному добуванні Zn, Cd, Ni, Cu.

Азот.

За електронегативністю азот поступається лише фтору і кисню. У сполуках з киснем він проявляє позитивні ступені окислення +1,+3,+4,+5. Азот має і різні негативні ступені окислення. Найвищий відповідає числу електронів на зовнішньому рівні. Найнижчий –3 – заповненню електронної оболонки до структури інертного газу (Ne). Найбільш стійким є ступінь окислення 0. Більшість азоту знаходиться у повітрі. Азот добувають перегонкою рідкого повітря.

У молекулі N2 атоми зв’язані потрійним зв’язком. Велика енергія зв’язку зумовлює високу стійкість і малу хімічну активність N2. За звичайних умов азот реагує лише з літієм, з іншими металами – при нагріванні, утворюючи нітриди. З воднем сполучається лише при підвищених температурах і тиску, з киснем – при температурах понад 3000oС. У реакціях з киснем і фтором є відновником, в інших випадках – окисником: