Interakcija halogena sa kiselinama. Opće karakteristike halogena. Fiziološko djelovanje halogena
Hemija elemenata
Nemetali VIIA-podgrupe
Elementi VIIA-podgrupe su tipični nemetali sa visokim
elektronegativnosti, imaju naziv grupe - "halogeni".
Ključna pitanja o kojima se govori u predavanju
Opće karakteristike nemetala VIIA-podgrupe. Elektronska struktura, najvažnije karakteristike atoma. Najkarakterističniji
oksidaciona pena. Karakteristike hemije halogena.
jednostavne supstance.
prirodna jedinjenja.
Halogena jedinjenja
Halovodične kiseline i njihove soli. Sol i fluorovodonična kiselina
slotovi, prijem i apliciranje.
halogenih kompleksa.
Binarna jedinjenja kiseonika halogena. Nestabilnost ok-
Redox svojstva jednostavnih supstanci i ko-
jedinstva. Reakcije disproporcionalnosti. Latimerovi dijagrami.
Izvršilac: |
Događaj br. |
||||||||||||||||
Hemija elemenata VIIA-podgrupe
opšte karakteristike
Mangan |
||||||||
Technecium |
||||||||
VIIA grupu čine p-elementi: fluor F, hlor
Cl, brom Br, jod I i astat At.
Opšta formula za valentne elektrone je ns 2 np 5.
Svi elementi grupe VIIA su tipični nemetali.
Kao što se vidi iz distribucije |
|||||||
valentnih elektrona |
|||||||
orbitalama atoma |
nedostaje samo jedan elektron |
||||||
da se formira stabilan osmoelektronski
lochki, tako da imaju snažna tendencija ka
dodavanje elektrona.
Svi elementi se lako formiraju jednostruko napunjeni
nye anjoni G – .
U obliku jednostavnih aniona, elementi grupe VIIA nalaze se u prirodnoj vodi i u kristalima prirodnih soli, na primjer, halit NaCl, silvin KCl, fluorit
CaF2.
Zajednički naziv grupe elemenata VIIA-
grupe "halogeni", odnosno "rađaju soli", zbog činjenice da većina njihovih spojeva s metalima pre-
je tipična so (CaF2, NaCl, MgBr2, KI), koja
koji se mogu dobiti direktnim međusobnim
interakcija metala sa halogenom. Slobodni halogeni se dobijaju iz prirodnih soli, pa se naziv "halogeni" prevodi i kao "rođeni iz soli".
Izvršilac: |
Događaj br. |
||||||||||||||||
Minimalno oksidaciono stanje (–1) je najstabilnije
svi halogeni.
Date su neke karakteristike atoma elemenata VIIA grupe
Najvažnije karakteristike atoma elemenata VIIA grupe
relativno- |
Afinitet |
||||||
naya elektro- |
|||||||
negativan- |
jonizacija, |
||||||
nosti (prema |
|||||||
glasanje) |
|||||||
povećanje broja |
|||||||
elektronski slojevi; |
|||||||
povećanje veličine |
|||||||
smanjenje električne |
|||||||
trinegativnost |
Halogeni imaju visok afinitet prema elektronima (maksimalno za
Cl) i vrlo visoku energiju jonizacije (maksimalno za F) i maksimum
moguća elektronegativnost u svakom od perioda. Najviše je fluora
elektronegativnost svih hemijskih elemenata.
Prisustvo jednog nesparenog elektrona u atomima halogena uzrokuje
dovodi do ujedinjenja atoma u jednostavnim supstancama u dvoatomske molekule G2.
Za jednostavne halogene tvari najkarakterističniji su oksidanti.
svojstva koja su najjača za F2 i slabe pri prelasku na I2.
Halogeni se odlikuju najvećom reaktivnošću od svih nemetalnih elemenata. Fluor, čak i među halogenima, je izolovan
je izuzetno aktivan.
Element drugog perioda, fluor, najjače se razlikuje od ostalih.
neke elemente podgrupe. Ovo je opći obrazac za sve nemetale.
Izvršilac: |
Događaj br. |
||||||||||||||||
Fluor, kao najelektronegativniji element, ne pokazuje spol
živa oksidaciona stanja. U svim vezama, uključujući i Ki-
kiseonika, fluor je u oksidacionom stanju (-1).
Svi ostali halogeni pokazuju pozitivna oksidaciona stanja.
do maksimalno +7.
Najkarakterističnija oksidaciona stanja halogena:
F: -1, 0;
Cl, Br, I: -1, 0, +1, +3, +5, +7.
Oksidi su poznati za Cl, u kojem se nalazi u oksidacionim stanjima: +4 i +6.
Najvažnija jedinjenja halogena, u pozitivnom
oksidacijske pjene su kiseline koje sadrže kisik i njihove soli.
Sva jedinjenja halogena u pozitivnim oksidacionim stanjima su
su jaki oksidanti.
užasno oksidaciono stanje. Alkalna sredina podstiče disproporciju.
Praktična primjena jednostavnih tvari i kisikovih spojeva
halogena uglavnom zbog njihovog oksidativnog učinka.
Jednostavne supstance Cl2 nalaze najširu praktičnu primenu.
i F2. Najveći broj hlor i fluor se troše u industrijskim ili-
ganska sinteza: u proizvodnji plastike, rashladnih sredstava, otapala,
pesticida, lekova. Značajna količina hlora i joda koristi se za dobijanje metala i za njihovu rafinaciju. Koristi se i hlor
za izbjeljivanje celuloze, za dezinfekciju vode za piće i u proizvodnji
izbjeljivač vode i hlorovodonične kiseline. Soli okso kiselina koriste se u proizvodnji eksploziva.
Izvršilac: |
Događaj br. |
||||||||||||||||
Kiseline se široko koriste u praksi - hlorovodonične i topljive
Fluor i hlor su među dvadeset najčešćih elemenata
tamo, mnogo manje broma i joda u prirodi. Svi halogeni se u prirodi nalaze u oksidacionom stanju(-1). Samo jod se nalazi u obliku soli KIO3,
koja je kao nečistoća uključena u čileansku salitru (KNO3).
Astatin je umjetno dobiven radioaktivni element (ne postoji u prirodi). Nestabilnost At se ogleda u imenu, koje dolazi iz grčkog. "astatos" - "nestabilan". Astatin je pogodan emiter za radioterapiju kanceroznih tumora.
Jednostavne supstance
Jednostavne supstance halogena formiraju dvoatomski molekuli G2.
U jednostavnim supstancama, tokom prijelaza iz F2 u I2 sa povećanjem broja elektrona
elektronskih slojeva i povećanja polarizabilnosti atoma, dolazi do povećanja
intermolekularne interakcije, što dovodi do promjene u agregatu
stoje pod standardnim uslovima.
Fluor (u normalnim uslovima) je žuti gas, na -181°C se pretvara u
tečno stanje.
Hlor je žuto-zeleni gas, prelazi u tečnost na -34°C. Sa bojom ha-
ime Cl je povezano s njim, dolazi od grčkog "chloros" - "žuto-
zeleno". Oštar porast tačke ključanja Cl2 u poređenju sa F2,
ukazuje na povećanje međumolekularne interakcije.
Brom je tamnocrvena, veoma isparljiva tečnost, ključa na 58,8°C.
naziv elementa povezan je s oštrim neugodnim mirisom plina i formira se od
"bromos" - "smrdljiv".
Jod - tamnoljubičasti kristali, sa blagim "metalnim" sjajem
skom, koji, kada se zagrije, lako sublimira, stvarajući ljubičaste pare;
sa brzim hlađenjem |
pare do 114o C |
formira se tečnost. Temperatura |
|||||||||||||||||
Izvršilac: |
Događaj br. |
||||||||||||||||||
tačka ključanja joda je 183o C. Ime mu potiče od boje jodnih para -
"jodos" - "ljubičasta".
Sve jednostavne tvari imaju oštar miris i otrovne su.
Udisanje njihovih para izaziva iritaciju sluzokože i dišnih organa, a pri visokim koncentracijama - gušenje. Tokom Prvog svetskog rata, hlor je korišćen kao otrov.
Plinoviti fluor i tekući brom uzrokuju opekotine kože. Rad sa ha-
logens, potrebno je poduzeti mjere opreza.
Pošto su jednostavne supstance halogena formirane od nepolarnih molekula
hladi, dobro se otapaju u nepolarnim organskim rastvaračima:
alkohol, benzol, ugljen-tetrahlorid itd. U vodi su hlor, brom i jod slabo rastvorljivi, a njihove vodene otopine nazivaju se hlor, brom i jodna voda. Br2 se otapa bolje od drugih, koncentracija broma u zasićenom
rastvor soli dostiže 0,2 mol/l, a hlor - 0,1 mol/l.
Fluor razlaže vodu:
2F2 + 2H2O = O2 + 4HF
Halogeni pokazuju visoku oksidativnu aktivnost i prelaz
dyat u halogenidne anjone.
G2 + 2e– 2G–
Fluor ima posebno visoku oksidacionu aktivnost. Fluor oksidira plemeniti metali(Au, Pt).
Pt + 3F2 = PtF6
Čak je u interakciji sa nekim inertnim gasovima (kriptonom,
ksenon i radon), na primjer,
Xe + 2F2 = XeF4
Mnoga vrlo stabilna jedinjenja sagorevaju u atmosferi F2, na primjer,
voda, kvarc (SiO2).
SiO2 + 2F2 = SiF4 + O2
Izvršilac: |
Događaj br. |
||||||||||||||||
U reakcijama s fluorom, čak i jaki oksidanti kao što su dušik i sumpor
kiseline, deluju kao redukcioni agensi, dok fluor oksidira
uključeni u njihov sastav O(–2).
2HNO3 + 4F2 = 2NF3 + 2HF + 3O2 H2 SO4 + 4F2 = SF6 + 2HF + 2O2
Visoka reaktivnost F2 stvara poteškoće pri izboru kon-
konstrukcijski materijali za rad s njim. Obično, u ove svrhe,
Sadrže nikal i bakar, koji, kada se oksidiraju, na svojoj površini formiraju guste zaštitne filmove fluorida. Ime F povezuje se s njegovim agresivnim djelovanjem.
Mislim, dolazi iz grčkog. "Ftoros" - "uništavanje".
U serijama F2, Cl2, Br2, I2 oksidaciona sposobnost slabi zbog povećanja
mijenjanje veličine atoma i smanjenje elektronegativnosti.
IN vodeni rastvori oksidaciona i redukciona svojstva
tvari se obično karakteriziraju pomoću elektrodnih potencijala. U tabeli su prikazani standardni elektrodni potencijali (Eo, V) za polu-reakcije
formiranje halogena. Za poređenje, vrijednost Eo za ki-
kiseonik je najčešće oksidaciono sredstvo.
Standardni elektrodni potencijali za jednostavne supstance halogene
Eo, B, za reakciju |
|||||||||||||
O2 + 4e– + 4H+ 2H2 O |
|||||||||||||
Eo, V |
|||||||||||||
za elektrodu |
|||||||||||||
2G– +2e – = G2 |
|||||||||||||
Smanjena oksidativna aktivnost
Kao što se može videti iz tabele, F2 - oksidant je mnogo jači,
nego O2, stoga F2 ne postoji u vodenim rastvorima oksidira vodu,
oporavlja se na F–. Sudeći po vrijednosti Eo, oksidirajuća sposobnost Cl2
Izvršilac: |
Događaj br. |
||||||||||||||||
takođe veći od O2. Zaista, tokom dugotrajnog skladištenja hlorne vode, ona se razgrađuje oslobađanjem kiseonika i stvaranjem HCl. Ali reakcija je spora (molekul Cl2 je primjetno jači od molekula F2 i
energija aktivacije za reakcije sa hlorom je veća), dispro-
porcioniranje:
Cl2 + H2 O HCl + HOCl
U vodi ne dolazi do kraja (K = 3.9.10–4), stoga Cl2 postoji u vodenim rastvorima. Br2 i I2 su još stabilniji u vodi.
Disproporcionalnost je vrlo karakterističan oksidans
reakcija redukcije za halogene. Disproporcionalnost
izlivena u alkalnoj sredini.
Disproporcija Cl2 u lužini dovodi do stvaranja anjona
Cl– i ClO– . Konstanta disproporcionalnosti je 7,5. 1015 .
Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H2O
Kada je jod u disproporciji u lužini, formiraju se I– i IO3. Ana-
Br2 je logično disproporcionalan jod. Promjena u proizvodu je nesrazmjerna
Jonizacija je zbog činjenice da su anjoni GO– i GO2 – u Br i I nestabilni.
Reakcija disproporcionalnosti hlora se koristi u industriji
sti za dobivanje jakog i brzodjelujućeg oksidacijskog sredstva hipoklorita,
vapno za bijeljenje, bartolit sol.
3Cl2 + 6KOH = 5KCl + KClO3 + 3H2O
Izvršilac: |
Događaj br. |
||||||||||||||||
Interakcija halogena sa metalima
Halogeni snažno djeluju s mnogim metalima, na primjer:
Mg + Cl2 = MgCl2 Ti + 2I2 TiI4
Na + halogenidi, u kojima metal ima nisko oksidaciono stanje (+1, +2),
su jedinjenja nalik solima sa pretežno jonskom vezom. Kako-
gle, jonski halogenidi su čvrste materije With visoke temperature plutajući
Metalni halogenidi, u kojima metal ima visoko oksidaciono stanje
niya, su jedinjenja sa pretežno kovalentnom vezom.
Mnogi od njih u normalnim uslovima su gasovi, tečnosti ili topljive čvrste materije. Na primjer, WF6 je plin, MoF6 je tekućina,
TiCl4 je tečnost.
Interakcija halogena sa nemetalima
Halogeni stupaju u direktnu interakciju sa mnogim nemetalima:
vodonik, fosfor, sumpor, itd. Na primjer:
H2 + Cl2 = 2HCl 2P + 3Br2 = 2PBr3 S + 3F2 = SF6
Veza u nemetalnim halogenidima je pretežno kovalentna.
Ova jedinjenja obično imaju niske tačke topljenja i ključanja.
U prijelazu sa fluora na jod, pojačava se kovalentni karakter halogenida.
Kovalentni halogenidi tipičnih nemetala su kisela jedinjenja; u interakciji s vodom, hidroliziraju se u kiseline. Na primjer:
PBr3 + 3H2O = 3HBr + H3PO3
PI3 + 3H2O = 3HI + H3PO3
PCl5 + 4H2O = 5HCl + H3PO4
Izvršilac: |
Događaj br. |
||||||||||||||||
Prve dvije reakcije se koriste za dobivanje broma i vodonik jodida
noic acid.
Interhalidi. Halogeni, kombinujući se jedni s drugima, formiraju među-
vodi. U ovim jedinjenjima lakši i elektronegativniji halogen je u oksidacionom stanju (–1), a teži u pozitivnom stanju.
oksidaciona pena.
Zbog direktne interakcije halogena pri zagrevanju dobijaju se: ClF, BrF, BrCl, ICl. Postoje i složeniji interhalogenidi:
ClF3 , BrF3 , BrF5 , IF5 , IF7 , ICl3 .
Svi interhalogenidi u normalnim uslovima su tečne supstance sa niskim tačkama ključanja. Interhalogenidi imaju visoku oksidaciju
aktivnost. Na primjer, takve hemijski stabilne supstance kao što su SiO2, Al2O3, MgO itd. sagorevaju u parama ClF3.
2Al2O3 + 4ClF3 = 4AlF3 + 3O2 + 2Cl2
Fluorid ClF 3 je agresivan fluorirajući reagens koji brzo djeluje
dvorište F2 . Koristi se u organskim sintezama i za dobijanje zaštitnih filmova na površini opreme od nikla za rad sa fluorom.
U vodi se interhalogenidi hidroliziraju u kiseline. Na primjer,
ClF5 + 3H2O = HClO3 + 5HF
Halogeni u prirodi. Dobijanje jednostavnih supstanci
U industriji se halogeni dobivaju iz njihovih prirodnih spojeva. Sve
procesi za dobijanje slobodnih halogena zasnivaju se na oksidaciji halo-
nid joni.
2D – G2 + 2e–
Značajna količina halogena nalazi se u prirodnim vodama u obliku anjona: Cl–, F–, Br–, I–. Morska voda može sadržavati do 2,5% NaCl.
Brom i jod se dobijaju iz naftnih bunara i morske vode.
Izvršilac: |
Događaj br. |
||||||||||||||||
At, otvoren 1940
Elektronske konfiguracije halogena: F - 1 s 2 2s 2 2str 5 ; Cl-1 s 2 2s 2 2str 6 3s 2 3str 5 ; Br-1 s 2 2s 2 2str 6 3s 2 3str 6 3d 10 4s 2 4str 5 ; I - 1 s 2 s 2 2str 6 3s 2 3str 6 3d 10 4s 2 4str 6 4d 10 5s 2 5str 5 .
|
Halogen |
Atomska težina |
Core charge |
Broj elektrona |
Vrijednost atomskog radijusa, Å |
||||
|
18,98 35,45 79,90 126,90 |
0,71 0,99 1,14 1,33 |
|||||||
Orbitalna distribucija elektrona u vanjskom elektronskom sloju je ista za sve halogene
Imaju mnogo zajedničkog u strukturi atoma i molekula. Završavaju gradnju R-ljuske vanjskog sloja, pa sve spadaju u broj p-elemenata. Spoljašnjem elektronskom sloju atoma halogena nedostaje jedan elektron za kompletiranje, stoga je elektronegativnost ovih elemenata izražena i u redoks reakcijama se ponašaju uglavnom kao oksidanti.
Molekuli halogena sastoje se od dva atoma (F2, Cl2, Br2, l2) međusobno povezanih kovalentnom nepolarnom vezom. Između atoma u molekulima halogena nalazi se jedan zajednički elektronski par. To ukazuje da su u jednostavnim supstancama ovi elementi jednovalentni. Kristalna rešetka halogena molekularnog tipa.
Atomi različitih halogena razlikuju se po broju elektronskih slojeva, pa su i radijusi atoma halogena različiti (tablica 11). Kako se naboji jezgara povećavaju, radijusi atoma se povećavaju, što dovodi do postepenog smanjenja elektronegativnosti od fluora do joda i smanjenja nemetalnih svojstava. Najizraženiji nemetal među halogenima je fluor, a najmanje sjajan je .
■ 1. Kako se mijenja vrijednost polumjera atoma u zavisnosti od povećanja naboja atomskog jezgra?
2. Koje vrste molekula halogena?
3. Koju vrstu kristalne rešetke imaju halogeni?
4. Koje je slobodno stanje halogena?
5. Zašto se, kada se formira molekul halogena, između atoma pojavljuje samo jedan elektronski par?
6. Kako se mijenja vrijednost elektronegativnosti s povećanjem atomskih polumjera?
Fizička svojstva halogena
Sva svojstva halogena, fizička i hemijska, zavise od strukture atoma elemenata. Ova svojstva različitih halogena su u velikoj mjeri slična, ali u isto vrijeme svaki halogen ima niz karakteristika.
Fluor- gas svijetlozelene boje, koji se odlikuje izuzetno toksičnim svojstvima. Tačka ključanja fluora je -188°, tačka očvršćavanja je -218°. Gustina 1,11 g/cm.
- žuto-zeleni gas. Takođe je otrovan, ima oštar, zagušljiv, neprijatan miris. Hlor je teži od vazduha, relativno dobro rastvorljiv u vodi (na 1 zapreminu vode 2 zapremine hlora), formirajući hlornu vodu; Cl2agi na temperaturi od -34° prelazi u tečnost, a na -101° očvrsne. Gustina 1,568 g/cm3..
je jedini tečni nemetal. Ova supstanca je crveno-smeđe boje, teška, isparljiva. Posuda u kojoj se nalazi brom uvijek je obojena svojim parovima u crveno-braon boju.
Brom ima teški neprijatan miris („brom“ u prevodu na ruski znači „malomirisan“). Slabo je rastvorljiv u vodi, formirajući bromnu vodu Br2aq. Brom se mnogo bolje otapa u organskim rastvaračima - benzenu, toluenu, hloroformu.
Ako se u bromnu vodu doda mala količina benzena i dobro promućka, nakon odvajanja tečnosti, možete vidjeti kako boja bromne vode nestaje, a benzen koji se skupio na vrhu postaje svijetlo narandžasti s otopljenim bromom. To je zbog činjenice da je benzen uklonio brom iz vode zbog njegove bolje rastvorljivosti u benzenu.
Brom se čuva u tikvicama sa samljevenim čepovima i mljevenim čepovima. Gumeni čepovi za rad sa bromom, kao i za rad sa hlorom, nisu primenljivi, jer brzo korodiraju. Brom je mnogo teži od vode (gustina 3,12 g/cm3). Tačka ključanja broma je 63°, tačka očvršćavanja je -7,3°.
- kristalna tvar, tamno siva, u parovima - ljubičasta. Gustina joda je 4,93 g/cm3, tačka topljenja 113°, tačka ključanja 184°. Nije moguće dovesti do topljenja, a još više do ključanja u normalnim uvjetima, jer čak i pri slabom zagrijavanju odmah prelazi iz čvrstog stanja u paru - sublimira. Prijelaz iz čvrstog u plinovito stanje, zaobilazeći tekuće stanje i obrnuto, naziva se sublimacija. Ovo svojstvo je karakteristično ne samo za jod, već i za neke druge supstance. Pogodno je koristiti za čišćenje tvari od nečistoća.
Jod je slabo rastvorljiv u vodi. Boja jodne vode I2aq je uvijek svijetložuta. Međutim, vrlo je rastvorljiv u alkoholu. Ovo se koristi za pripremu 5-10% rastvora joda u alkoholu, koji se zove jodna tinktura. Jod je također rastvorljiv u benzenu, toluenu, eteru, ugljičnom disulfidu i drugim organskim rastvaračima. Zanimljivo je da se jod veoma dobro otapa u rastvoru sopstvenih soli, na primer, u kalijum jodidu. Ovo rješenje, nazvano Lugolova otopina, ima široku primjenu u kliničkim laboratorijama.
Ako se jodnoj vodi I2aq doda malo benzola, kada se protrese, na površini se također formira obojeni benzenski prsten, ali samo grimiz.
■ 7. Kako se intenzitet boje halogena mijenja s povećanjem nuklearnog naboja?
8. Kako se zovu rastvori hlora, broma i joda u vodi?
9. Kako se gustoća halogena mijenja s povećanjem nuklearnog naboja?
10. Sastaviti i popuniti tabelu "Fizička svojstva halogena" prema sljedećem modelu:
11. Kako objasniti u smislu strukture kristalna rešetka niske tačke topljenja i ključanja halogena?
12. Kolika je relativna gustina fluora i hlora u vazduhu i vodoniku? Ako ne znate kolika je relativna gustina gasova, kako se ona određuje i kako je koristiti u proračunima, pogledajte Dodatak II, strana 387. Nakon toga možete odgovoriti na pitanje.
13. Koju zapreminu će uzeti 20 kg hlora u normalnim uslovima? Ako ste zaboravili kako izračunati zapreminu gasa u normalnim uslovima, pogledajte.
Fiziološko djelovanje halogena
Svi su otrovni po svom fiziološkom djelovanju. Fluor je posebno otrovan: kada se udiše u malim količinama, izaziva plućni edem, u velikim količinama izaziva uništavanje plućnog tkiva i smrt.
Hlor- takođe supstanca veoma otrovna, mada u nešto manjoj meri. Tokom Prvog svetskog rata korišćen je kao hemijsko ratno sredstvo jer je teži od vazduha i dobro se drži iznad zemlje, posebno po mirnom vremenu. Maksimalna dozvoljena koncentracija slobodnog hlora u vazduhu je 0,001 mg/l.
Kronično trovanje hlorom uzrokuje promjenu tena, plućne i bronhijalne bolesti. U slučaju trovanja hlorom, kao protuotrov treba koristiti mješavinu alkoholnih para sa etrom, kao i vodene pare pomiješane sa amonijakom, te je neophodno prvo iznijeti unesrećenog na svježi zrak.
U malim količinama hlor može izliječiti bolesti gornjih dišnih puteva, jer štetno djeluje na bakterije. Klor se koristi kao dezinfekciono sredstvo za dezinfekciju vode iz slavine.
Pare broma uzrokuju gušenje. Otrovan i tečni brom, izaziva teške opekotine kada dođe u dodir s kožom. Preporučljivo je sipati brom iz jedne posude u drugu u gumenim rukavicama i na promaji.
U slučaju kontakta s kožom, brom treba isprati organskim rastvaračem - benzolom ili tetrahloridom ugljika, obrisati zahvaćeno područje vatom navlaženom ovim rastvaračima. Kada se brom ispere vodom, često je nemoguće izbjeći opekotine.
jod najmanje toksičan od svih halogena. Udisanje pare joda kada se zagreje može izazvati trovanje, ali se retko radi sa parnim jodom, na primer, kada se čisti sublimacijom. Kristalni jod ne treba uzimati rukom, jer u kontaktu sa kožom izaziva pojavu karakterističnih žutih mrlja. Svi radovi sa halogenima treba da se obavljaju u haubi.
Međutim, halogeni su vitalni elementi. Klor u obliku kuhinjske soli stalno se koristi u hrani, a također je dio zelenih biljaka - klorofila. Nedostatak jedinjenja fluora u vodi za piće uzrokuje karijes. Jod je neophodan za sve žive organizme, i biljne i životinjske. Učestvuje u regulaciji metabolizma. U ljudskom tijelu jod je koncentriran uglavnom u štitnoj žlijezdi i učestvuje u stvaranju njenog hormona. Nedostatak joda uzrokuje bolne promjene u štitnoj žlijezdi. Za prevenciju bolesti, jod se dodaje hrani u vrlo malim količinama, razblažujući nekoliko kapi tinkture joda u čaši vode, ali češće u obliku natrijum jodida i kalijum jodida.
U bilježnicu zapišite sigurnosne mjere za rad sa halogenima i prvu pomoć u slučaju trovanja.
Hemijska svojstva halogena
Po prirodi svojih hemijskih svojstava, kao što je gore navedeno, svi halogeni su tipični nemetali sa značajnom elektronegativnošću. Najelektronegativniji element sa najvećom nemetalnom aktivnošću je fluor, a najmanje aktivan jod.
Rice. 21. Sagorevanje vodonika u hloru. 1- hlor 2-
Interakcija halogena sa jednostavne supstance. Možete pratiti smanjenje hemijske aktivnosti od fluora do hlora koristeći primjere različitih reakcija. Od posebnog interesa je interakcija različitih halogena sa vodonikom. Njihovi uslovi reakcije su različiti.
Dakle, fluor reagira eksplozivno s vodonikom čak i u mraku. U ovom slučaju, fluor se formira prema jednačini.
H2+F2=2HF
Fluorid je najtrajnije jedinjenje među vodonik halogenidima.
Interakcija hlora s vodikom događa se eksplozijom samo na svjetlu:
Cl2 + H2 = 2HCl
Ako se, međutim, mlaz vodonika zapali u atmosferi hlora, tada će tiho gorjeti bezbojnim plamenom (slika 21).
Sa vodonikom, brom stvara bromovodonik.
Br2 + H2 = 2HBr
Proces se odvija uz nisku temperaturu.
Jod reaguje sa vodonikom samo kada se zagreje i formira jodid vodonik:
H2 + I2 = 2HI
Međutim, ovo jedinjenje je vrlo nestabilno i lako se razgrađuje u vodik i jod. U svim ovim slučajevima, halogeni se ponašaju kao oksidanti. Halogenidi vodonika, kada se rastvore u vodi, formiraju kiseline.
Halogeni također pokazuju oksidirajuća svojstva pri interakciji s metalima, koja se obično odvija vrlo aktivno.
Fluor reaguje sa skoro svim metalima. Lako je pratiti interakciju hlora sa metalima. Mnogi od njih gore u hloru, na primjer, spontano se zapale (Sl. 22). Drugi reaguju sa hlorom kada se zagreju, na primer (slika 23).
2Na + Sl2 = 2NaCl
Ako mogu imati različit stupanj oksidacije, onda kada reagiraju s hlorom, obično pokazuju najveći.
Rice. 22.
Na primjer.
2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3
Cu + Cl2 = CuCl2
Ovdje, u reakciji sa hlorom, pokazuje oksidaciono stanje jednako +3 - Fe +3, i jednako +2- Cu +2. U svim gore navedenim slučajevima, hlor se ponaša kao .
DEFINICIJA
Halogeni- elementi VIIA grupe - fluor (F), hlor (Cl), brom (Br) i jod (I).
Elektronska konfiguracija vanjskog energetskog nivoa halogena ns 2 np 5 . Budući da prije završetka energetskog nivoa halogenima nedostaje samo jedan elektron, u OVR najčešće ispoljavaju svojstva oksidatora. Stanja oksidacije halogena: od "-1" do "+7". Jedini element halogenske grupe - fluor - pokazuje samo jedno oksidaciono stanje "-1" i najelektronegativniji je element.
Molekuli halogena su dvoatomni: F 2 , Cl 2 , Br 2 , I 2 . Sa povećanjem naboja jezgra atoma nekog hemijskog elementa, tj. pri prelasku s fluora na jod smanjuje se oksidacijska sposobnost halogena, što potvrđuje i sposobnost istiskivanja nižih halogena višim iz halogenovodičnih kiselina i njihovih soli:
Br 2 + 2HI \u003d I 2 + 2HBr
Cl 2 + 2KBr = Br 2 + 2KCl
Fizička svojstva halogena
Na br. Fluor je svijetložuti plin oštrog mirisa. Otrovno. Hlor je gas svetlo zelene boje, kao i fluor, ima oštar miris. Jako otrovno. Pri povišenom pritisku i sobnoj temperaturi lako prelazi u tečno stanje. Brom je teška crveno-smeđa tečnost sa karakterističnim neprijatnim oštrim mirisom. Tečni brom, kao i njegove pare, veoma su otrovni. Brom je slabo rastvorljiv u vodi i dobar u nepolarnim rastvaračima. Jod je tamno siva čvrsta supstanca sa metalnim sjajem. Pare joda su ljubičaste boje. Jod se lako sublimira, tj. prelazi u gasovito stanje iz čvrstog, zaobilazeći tečno stanje.
Dobijanje halogena
Halogeni se mogu dobiti elektrolizom otopina ili talina halogenida:
MgCl 2 \u003d Mg + Cl 2 (otopina)
Najčešće se halogeni dobivaju reakcijom oksidacije halogenovodičnih kiselina:
MnO 2 + 4HCl \u003d MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O
K 2 Cr 2 O 7 + 14HCl \u003d 3Cl 2 + 2KCl + 2CrCl 3 + 7H 2 O
2KMnO 4 + 16HCl \u003d 2MnCl 2 + 5Cl 2 + 8H 2 O + 2KCl
Hemijska svojstva halogena
Fluor ima najveću hemijsku aktivnost. Većina hemijskih elemenata čak i na sobnoj temperaturi stupa u interakciju sa fluorom, oslobađajući veliku količinu toplote. Čak i voda gori u fluoru:
2H 2 O + 2F 2 \u003d 4HF + O 2
Slobodni hlor je manje reaktivan od fluora. Ne reaguje direktno sa kiseonikom, azotom i plemenitim gasovima. U interakciji je sa svim drugim supstancama poput fluora:
2Fe + Cl 2 = 2FeCl 3
2P + 5Cl 2 = 2PCl 5
Kada hlor stupi u interakciju s vodom na hladnoći, dolazi do reverzibilne reakcije:
Cl 2 + H 2 O↔HCl + HClO
Smjesa, koja je produkt reakcije, naziva se hlorna voda.
Kada hlor interaguje sa alkalijama na hladnoći, nastaju mešavine hlorida i hipohlorita:
Cl 2 + Ca (OH) 2 \u003d Ca (Cl) OCl + H 2 O
Kada se hlor otopi u vrućoj otopini lužine, dolazi do sljedeće reakcije:
3Cl 2 + 6KOH \u003d 5KCl + KClO 3 + 3H 2 O
Brom se, kao i hlor, otapa u vodi i, delimično reagujući sa njom, formira takozvanu „bromsku vodu“, dok je jod praktično nerastvorljiv u vodi.
Jod se značajno razlikuje po hemijskoj aktivnosti od ostalih halogena. Ne reaguje sa većinom nemetala, a sa metalima reaguje sporo samo kada se zagreje. Interakcija joda s vodikom događa se samo uz jako zagrijavanje, reakcija je endotermna i vrlo reverzibilna:
H 2 + I 2 \u003d 2HI - 53 kJ.
Primjeri rješavanja problema
PRIMJER 1
| Vježbajte | Izračunajte zapreminu hlora (n.a.) koji je reagovao sa kalijum jodidom ako je nastao jod mase 508 g |
| Rješenje | Napišimo jednačinu reakcije: Cl 2 + 2KI \u003d I 2 + 2KCl Nađite količinu nastale tvari joda: v(I 2)=m(I 2)/M(I 2) v (I 2) \u003d 508/254 \u003d 2 mol Prema jednadžbi reakcije, količina supstance hlora. Iz udžbenika hemije mnogi ljudi znaju da su halogeni hemijski elementi periodični sistem Mendeljejev iz grupe 17 u tabeli. Prevedeno sa grčkog kao rođenje, porijeklo. Gotovo svi su vrlo aktivni, zbog čega burno reagiraju s jednostavnim tvarima, s izuzetkom nekoliko nemetala. Šta su halogeni i koja su njihova svojstva? U kontaktu sa Drugovi iz razreda Lista halogenaHalogeni su dobri oksidanti, iz tog razloga se u prirodi mogu naći samo u bilo kojem spoju. Što je veći serijski broj, to je niža hemijska aktivnost elemenata ove grupe. Halogena grupa uključuje sljedeće elemente:
Potonji je razvijen u Institutu za nuklearna istraživanja, koji se nalazi u gradu Dubna. Fluor je otrovan gas blijedožute boje. Hlor je takođe otrovan. To je plin koji ima prilično oštar i neugodan miris svijetlozelene boje. Brom ima crveno-braon boju, otrovna je tečnost koja može uticati i na čulo mirisa. Veoma je isparljiv, pa se čuva u ampulama. Jod je kristalna, lako sublimirajuća tvar tamnoljubičaste boje. Astatin je radioaktivan, boja kristala je crna sa plavom, poluživot je 8,1 sat.
Fluor reaguje sa inertnim gasovima, dok je ozračen (Xe + F 2 = XeF 2 + 152 kJ). Kada se zagrije, fluor djeluje na druge halogene, oksidirajući ih. Formula se odvija: Hal 2 + F 2 = 2HalF, gdje je Hal = Cl, Br, I, At, u slučaju kada su HalF oksidacijska stanja klora, broma, joda i astatina + 1. Dakle složene supstance fluor takođe veoma snažno interaguje. Rezultat je oksidacija vode. U ovom slučaju dolazi do eksplozivne reakcije, koja je ukratko napisana formulom: 3F 2 + ZH 2 O = OF 2 + 4HF + H 2 O 2. HlorAktivnost slobodnog hlora je nešto manja od aktivnosti fluora, ali ima i dobru reaktivnost. To se može dogoditi u interakciji s mnogim jednostavnim supstancama, s rijetkim izuzecima u obliku kisika, dušika i inertnih plinova. On može burno reagirati sa složenim supstancama, stvarajući supstitucijske reakcije, svojstvo dodavanja ugljovodonika takođe je svojstveno hloru. Kada se zagrije, brom ili jod se istiskuju iz jedinjenja sa vodonikom ili metalima.
Cl2+ hν → 2Cl, Cl + H 2 → HCl + H, H + Cl 2 → HCl + Cl, Cl + H 2 → HCl + H, itd. Fotoni, pobuđeni, uzrokuju razgradnju na atome molekula Cl 2, pri čemu dolazi do lančane reakcije koja uzrokuje pojavu novih čestica koje pokreću početak sljedeće faze. U istoriji hemije ovaj fenomen je istražen. Ruski hemičar i dobitnik Nobelove nagrade Semjonov N.N. 1956. godine bavio se proučavanjem lančane fotohemijske reakcije i time dao veliki doprinos nauci. Klor reaguje sa mnogim složenim supstancama, to su reakcije supstitucije i adicije. Dobro se otapa u vodi. Cl 2 + H 2 O \u003d HCl + HClO - 25 kJ. Sa alkalijama, kada se zagreje, hlor može neproporcionalno.
Brom, jod i astatHemijska aktivnost broma je nešto manja od one gore spomenutog fluora ili hlora, ali je i prilično visoka. Brom se često koristi u tečnom obliku. On je, kao i hlor, veoma rastvorljiv u vodi. S njim dolazi do djelomične reakcije, što vam omogućava da dobijete "bromnu vodu". Hemijska aktivnost joda značajno se razlikuje od ostalih predstavnika ove serije. Gotovo da ne stupa u interakciju s nemetalima i sa metala, reakcija je veoma spora i samo kada se zagreje. U tom slučaju dolazi do velike apsorpcije topline (endotermna reakcija), koja je vrlo reverzibilna. Osim toga jod se ni na koji način ne može rastvoriti u vodi, to se ne može postići čak ni zagrijavanjem, tako da u prirodi nema "jodne vode". Jod se može rastvoriti samo u rastvoru jodida. U tom slučaju nastaju kompleksni anioni. U medicini se takav spoj naziva Lugolova otopina. Astat reaguje sa metalima i vodonikom. U seriji halogena, hemijska aktivnost opada u pravcu od fluora do astatina. Svaki halogen u seriji F - At je sposoban da istisne sljedeće elemente iz spojeva s metalima ili vodonikom. Astatin je najpasivniji među ovim elementima. Ali ima inherentnu interakciju s metalima. AplikacijaHemija čvrsto ulazi u naše živote, puštajući korijene u svim sferama. Osoba je naučila koristiti halogene, kao i njihove spojeve za vlastitu korist. Biološki značaj halogena je neosporan. Njihova područja primjene su različita:
Klor je našao najširu primenu u našem životu. Opseg njegove primjene je prilično raznolik. Primjeri korištenja:
Treba imati na umu da su halogeni vrlo otrovne tvari. Ovo svojstvo je posebno izraženo kod fluora. Halogeni mogu imati efekte gušenja i disanja i utjecati na biološka tkiva. Pare hlora mogu biti od velike opasnosti, kao i aerosol fluora, koji ima blagi miris, može se osjetiti pri visokim koncentracijama. Osoba može dobiti efekat gušenja. Prilikom rada s takvim spojevima potrebno je poduzeti mjere opreza. Metode za proizvodnju halogena su složene i raznolike. U industriji se tome pristupa uz određene zahtjeve, čije se poštovanje strogo poštuje. Fizička svojstva halogena U normalnim uslovima, F2 i C12 su gasovi, Br2 je tečnost, I2 i At2 su čvrste materije. U čvrstom stanju, halogeni formiraju molekularne kristale. Tečni halogeni dielektrici. Svi halogeni osim fluora se otapaju u vodi; jod se otapa gore od hlora i broma, ali su dobro rastvorljivi u alkoholu. Hemijska svojstva halogeni Svi halogeni pokazuju visoku oksidativnu aktivnost, koja se smanjuje pri prelasku s fluora na astat. Fluor je najaktivniji od halogena, reagira sa svim metalima bez izuzetka, mnogi od njih se spontano zapale u atmosferi fluora, oslobađajući veliku količinu topline, na primjer: 2Al + 3F2 = 2AlF3 + 2989 kJ, 2Fe + 3F2 = 2FeF3 + 1974 kJ. Bez zagrijavanja, fluor također reagira s mnogim nemetalima (H2, S, C, Si, P) - sve reakcije su jako egzotermne, na primjer: H2 + F2 = 2HF + 547 kJ, Si + 2F2 = SiF4(g) + 1615 kJ. Kada se zagrije, fluor oksidira sve ostale halogene prema shemi Hal2 + F2 = 2HalF gdje je Hal = Cl, Br, I, At, au jedinjenjima HalF oksidacijska stanja hlora, broma, joda i astatina su +1. Konačno, kada je ozračen, fluor reaguje čak i sa inertnim (plemenitim) gasovima: Xe + F2 = XeF2 + 152 kJ. Interakcija fluora sa složenim supstancama također se odvija vrlo snažno. Dakle, oksidira vodu, dok je reakcija eksplozivna: 3F2 + 3H2O = OF2 + 4HF + H2O2. Slobodni hlor je takođe vrlo reaktivan, iako je njegova aktivnost manja od aktivnosti fluora. Direktno reagira sa svim jednostavnim tvarima osim kisika, dušika i plemenitih plinova. Za poređenje, predstavljamo jednadžbe za reakcije klora sa istim jednostavnim supstancama kao i za fluor: 2Al + 3Cl2 = 2AlCl3(cr) + 1405 kJ, 2Fe + ZCl2 = 2FeCl3(cr) + 804 kJ, Si + 2Cl2 = SiCl4(L) + 662 kJ, H2 + Cl2 \u003d 2HCl (g) + 185 kJ. Od posebnog interesa je reakcija sa vodonikom. Dakle, na sobnoj temperaturi, bez osvjetljenja, klor praktički ne reagira s vodikom, dok kada se zagrije ili osvijetli (na primjer, na direktnoj sunčevoj svjetlosti), ova reakcija se odvija eksplozijom prema sljedećem lančanom mehanizmu: Cl2 + hν → 2Cl, Cl + H2 → HCl + H, H + Cl2 → HCl + Cl, Cl + H2 → HCl + H, itd. Pobuđivanje ove reakcije događa se pod djelovanjem fotona (hν), koji uzrokuju disocijaciju molekula Cl2 na atome - u ovom slučaju dolazi do lanca uzastopnih reakcija, u svakoj od kojih se pojavljuje čestica, inicirajući početak sljedeće pozornici. Reakcija između H2 i Cl2 poslužila je kao jedan od prvih objekata proučavanja fotohemijskih lančanih reakcija. Najveći doprinos razvoju ideja o lančanim reakcijama dao je ruski naučnik, dobitnik Nobelove nagrade (1956) N. N. Semjonov. Klor reaguje sa mnogim složenim supstancama, kao što su supstitucija i adicija sa ugljovodonicima: CH3-CH3 + Cl2 → CH3-CH2Cl + HCl, CH2=CH2 + Cl2 → CH2Cl - CH2Cl. Klor je sposoban da istisne brom ili jod iz njihovih jedinjenja sa vodikom ili metalima kada se zagrije: Cl2 + 2HBr = 2HCl + Br2, Cl2 + 2HI = 2HCl + I2, Cl2 + 2KBr = 2KCl + Br2, i reverzibilno reaguje sa vodom: Cl2 + H2O = HCl + HClO - 25 kJ. Klor, rastvarajući se u vodi i djelimično reagirajući s njom, kao što je prikazano gore, formira ravnotežnu mješavinu supstanci koja se naziva hlorna voda. Klor može reagirati (neproporcionalno) sa alkalijama na isti način: Cl2 + 2NaOH \u003d NaCl + NaClO + H2O (na hladnom), 3Cl2 + 6KOH = 5KCl + KClO3 + 3H2O (pri zagrijavanju). Hemijska aktivnost broma je manja od fluora i hlora, ali je još uvijek prilično visoka zbog činjenice da se brom obično koristi u tekućem stanju i stoga su njegove početne koncentracije, pod ostalim jednakim uvjetima, veće od klora. Na primjer, dajemo reakcije interakcije broma sa silicijumom i vodikom: Si + 2Br2 = SiBr4(l) + 433 kJ, H2 + Br2 = 2HBr(g) + 73 kJ. Jod se značajno razlikuje po hemijskoj aktivnosti od ostalih halogena. Ne reaguje sa većinom nemetala, a sa metalima reaguje sporo samo kada se zagreje. Interakcija joda s vodikom događa se samo uz jako zagrijavanje, reakcija je endotermna i vrlo reverzibilna: H2 + I2 = 2HI - 53 kJ. Astatin je čak manje reaktivan od joda. Ali također reagira s metalima (na primjer, s litijumom): 2Li + At2 = 2LiAt - litijum astatid. Dakle, hemijska aktivnost halogena konzistentno opada od fluora do astatina. Svaki halogen u seriji F - At može istisnuti sljedeći iz svojih spojeva s vodonikom ili metalima. Cink - element sekundarne podgrupe druge grupe, četvrtog perioda periodnog sistema, sa atomskim brojem 30. Cink je krt prelazni metal plavičasto-bele boje (potamni na vazduhu, prekriven tankim slojem cink oksida ). U prirodi. Cink se u prirodi ne nalazi kao prirodni metal. Od 27 minerala cinka, cink mešavina ZnS i cinkova špata ZnCO3 su praktično važni. Potvrda. Cink se vadi iz polimetalnih ruda koje sadrže Zn u obliku sulfida. Rude se obogaćuju, dobijajući koncentrate cinka i istovremeno koncentrate olova i bakra. Koncentrati cinka se spaljuju u pećima, pretvarajući cink sulfid u ZnO oksid: 2ZnS + 3O2 = 2ZnO = 2SO2 Čisti cink iz ZnO oksida dobija se na dva načina. Prema pirometalurškoj metodi, koja postoji već duže vrijeme, kalcinirani koncentrat se podvrgava sinterovanju kako bi se dobila veličina zrna i plinopropusnost, a zatim se reducira ugljem ili koksom na 1200-1300 °C: ZnO + C = Zn + CO . Glavni način dobivanja cinka je elektrolitski (hidrometalurški). Kalcinirani koncentrati se tretiraju sumpornom kiselinom; Dobijeni rastvor sulfata se pročišćava od nečistoća (taloženjem cinkovom prašinom) i podvrgava se elektrolizi u kupkama koje su iznutra čvrsto obložene olovnom ili vinil plastikom. Cink se taloži na aluminijskim katodama. Fizička svojstva . U svom najčistijem obliku, to je duktilni srebrno-bijeli metal. Na sobnoj temperaturi je lomljiv, na 100-150 °C cink je duktilan. Tačka topljenja = 419,6 °C, Tačka ključanja = 906,2 °C. Hemijska svojstva. Tipičan primjer metala koji formira amfoterna jedinjenja. Jedinjenja cinka ZnO i Zn(OH)2 su amfoterna. Standardni potencijal elektrode je −0,76 V, u nizu standardnih potencijala nalazi se prije željeza. Na zraku, cink je prekriven tankim filmom ZnO oksida. Kada se jako zagrije, izgara sa stvaranjem amfoternog bijelog oksida ZnO: Cink oksid reaguje i sa rastvorima kiselina: i alkalije: Cink uobičajene čistoće aktivno reagira s kiselim otopinama: i alkalne otopine: formiranje hidrokso-cinkata. Vrlo čist cink ne reaguje sa rastvorima kiselina i alkalija. Interakcija počinje dodatkom nekoliko kapi otopine bakar sulfata CuSO4. Kada se zagrije, cink reagira s halogenima i formira ZnHal2 halide. Sa fosforom, cink formira fosfide Zn3P2 i ZnP2. Sa sumporom i njegovim analozima - selenom i telurom - različiti halkogenidi, ZnS, ZnSe, ZnSe2 i ZnTe. Cink ne reaguje direktno sa vodonikom, azotom, ugljenikom, silicijumom i borom. Nitrid Zn3N2 se dobija reakcijom cinka sa amonijakom na 550-600 °C. U vodenim rastvorima joni cinka Zn2+ formiraju akvakomplekse 2+ i 2+. Popularno |
Visoka oksidaciona aktivnost halogena pada sa fluora na jod. Najaktivniji od braće je fluor, koji ima tendenciju da reaguje sa bilo kojim metalom, formirajući soli, neki od njih se spontano zapale, a oslobađa se ogromna količina toplote. Bez zagrijavanja, ovaj element reagira sa gotovo svim nemetalima., reakcije su praćene oslobađanjem određene količine topline (egzotermne).
Ovaj element ima poseban odnos sa vodonikom. Na sobnoj temperaturi i bez svjetlosti, hlor ne reagira ni na koji način na ovaj plin, ali čim se zagrije ili obasja svjetlošću, doći će do eksplozivne lančane reakcije. Formula je ispod:
Od 
