Dom » Sorte » Interakcija halogena s kiselinama. Opće karakteristike halogena. Fiziološko djelovanje halogena

Interakcija halogena s kiselinama. Opće karakteristike halogena. Fiziološko djelovanje halogena

Kemija elemenata

Nemetali VIIA-podskupine

Elementi VIIA-podskupine tipični su nemetali s visokim

elektronegativnosti, imaju naziv skupine - "halogeni".

Ključna pitanja koja su obrađena u predavanju

Opće karakteristike nemetala VIIA-podskupine. Elektronička struktura, najvažnije karakteristike atoma. Najkarakterističnije

oksidacijska pjena. Značajke kemije halogena.

jednostavne tvari.

prirodni spojevi.

Halogeni spojevi

Halovodične kiseline i njihove soli. Sol i fluorovodična kiselina

utora, primanja i primjene.

halogenidnih kompleksa.

Binarni kisikovi spojevi halogena. Nestabilnost ok-

Redoks svojstva jednostavnih tvari i ko-

jedinstva. Reakcije disproporcionalnosti. Latimerovi dijagrami.

Izvršitelj:

Događaj br.

Kemija elemenata VIIA-podskupine

opće karakteristike











							Mangan






							tehnecij

VIIA skupinu tvore p-elementi: fluor F, klor

Cl, brom Br, jod I i astat At.

Opća formula za valentne elektrone je ns 2 np 5.

Svi elementi VIIA skupine su tipični nemetali.

		Kako se vidi iz distribucije
		valentni elektroni
		valentni elektroni

po orbitalama atoma	nedostaje samo jedan elektron

da se formira stabilan osmoelektron

lochki, pa imaju jaka tendencija prema

dodavanje elektrona.

Svi elementi lako tvore jednostavne jednostruko nabijene

nye anioni G – .

U obliku jednostavnih aniona, elementi skupine VIIA nalaze se u prirodnoj vodi iu kristalima prirodnih soli, na primjer, halit NaCl, silvin KCl, fluorit

CaF2.

Zajednički skupni naziv elemenata VIIA-

skupine "halogena", tj. "rađanja soli", zbog činjenice da je većina njihovih spojeva s metalima pre-

je tipična sol (CaF2, NaCl, MgBr2, KI), koja

koji se može dobiti izravnim međusobnim

interakcija metala s halogenom. Slobodni halogeni se dobivaju iz prirodnih soli, pa se naziv "halogeni" također prevodi kao "rođeni iz soli".

Izvršitelj:

Događaj br.

Minimalno oksidacijsko stanje (–1) je najstabilnije

svi halogeni.

Neke karakteristike atoma elemenata VIIA skupine date su u

Najvažnije karakteristike atoma elemenata VIIA skupine

Relativno-		Afinitet
ne elektro-
negativan-	ionizacija,
nost (prema
glasanje)
			povećanje broja
			elektronički slojevi;
			povećanje u veličini

			smanjenje električne
			trinegativnost

Halogeni imaju visok afinitet prema elektronu (maksimalno za

Cl) i vrlo visoka energija ionizacije (maksimalna za F) i maksimalna

moguća elektronegativnost u svakoj od perioda. Fluor je najviše

elektronegativnost svih kemijskih elemenata.

Prisutnost jednog nesparenog elektrona u atomima halogena uzrokuje

dovodi do spajanja atoma u jednostavnim tvarima u dvoatomne molekule G2.

Za jednostavne halogene tvari najkarakterističnija su oksidacijska sredstva.

svojstva koja su najjača za F2 i slabe pri prelasku na I2.

Halogene karakterizira najveća reaktivnost od svih nemetalnih elemenata. Fluor je, čak i među halogenima, izoliran

izuzetno je aktivan.

Element druge periode, fluor, najjače se razlikuje od ostalih.

neki elementi podskupine. Ovo je opći obrazac za sve nemetale.

Izvršitelj:

Događaj br.

Fluor, kao najelektronegativniji element, ne pokazuje spol

živa oksidacijska stanja. U svim vezama, uključujući Ki-

kisik, fluor je u oksidacijskom stanju (-1).

Svi ostali halogeni pokazuju pozitivna oksidacijska stanja.

do najviše +7.

Najkarakterističnija oksidacijska stanja halogena:

F: -1, 0;

Cl, Br, I: -1, 0, +1, +3, +5, +7.

Za Cl su poznati oksidi, u kojima je u oksidacijskim stanjima: +4 i +6.

Najvažniji halogeni spojevi, u pozitiv

oksidacijske pjene su kiseline koje sadrže kisik i njihove soli.

Svi halogeni spojevi u pozitivnim oksidacijskim stupnjevima su

su jaki oksidansi.

užasno oksidacijsko stanje. Disproporcionalnost potiče alkalni okoliš.

Praktična primjena jednostavnih tvari i kisikovih spojeva

halogena je uglavnom zbog njihovog oksidirajućeg učinka.

Jednostavne tvari Cl2 nalaze najširu praktičnu primjenu.

i F2. Najveći broj klor i fluor se troše u industrijskim ili

ganska sinteza: u proizvodnji plastike, rashladnih sredstava, otapala,

pesticidi, lijekovi. Značajna količina klora i joda koristi se za dobivanje metala i njihovo rafiniranje. Također se koristi klor

za izbjeljivanje celuloze, za dezinfekciju vode za piće i u proizvodnji

voda za izbjeljivanje i klorovodične kiseline. Soli okso kiselina koriste se u proizvodnji eksploziva.

Izvršitelj:

Događaj br.

U praksi se široko koriste kiseline - klorovodična i taljiva

Fluor i klor su među dvadeset najčešćih elemenata

tamo, mnogo manje broma i joda u prirodi. Svi halogeni se u prirodi nalaze u oksidacijskom stanju(-1). Samo se jod nalazi u obliku soli KIO3,

koji se kao nečistoća ubraja u čileansku salitru (KNO3).

Astat je umjetno dobiveni radioaktivni element (ne postoji u prirodi). Nestabilnost riječi At ogleda se u imenu koje dolazi od grč. "astatos" - "nestabilan". Astatin je pogodan emiter za radioterapiju kancerogenih tumora.

Jednostavne tvari

Jednostavne tvari halogena tvore dvoatomne molekule G2.

U jednostavnim tvarima, tijekom prijelaza iz F2 u I2 s povećanjem broja elektrona

elektronskih slojeva i povećanja polarizabilnosti atoma, dolazi do povećanja

intermolekularna interakcija, što dovodi do promjene u agregatu

stoji pod standardnim uvjetima.

Fluor (u normalnim uvjetima) je žuti plin, na -181 °C prelazi u

tekuće stanje.

Klor je žuto-zeleni plin, prelazi u tekućinu na -34 °C. Boje ha-

uz njega se povezuje naziv Cl, dolazi od grčke riječi "kloros" - "žuto-

zelena". Oštar porast vrelišta Cl2 u usporedbi s F2,

ukazuje na povećanje međumolekularne interakcije.

Brom je tamnocrvena, vrlo hlapljiva tekućina, vrije na 58,8 °C.

naslov elementa povezan je s oštrim neugodnim mirisom plina i nastaje od

"bromos" - "smrdljiv".

Jod - tamnoljubičasti kristali, s blagim "metalnim" sjajem

skom, koji se pri zagrijavanju lako sublimira, stvarajući ljubičaste pare;

uz brzo hlađenje

pare do 114o C

nastaje tekućina. Temperatura

Izvršitelj:

Događaj br.

vrelište joda je 183o C. Ime mu dolazi od boje jodnih para -

"jodos" - "ljubičica".

Sve jednostavne tvari imaju oštar miris i otrovne su.

Udisanje njihovih para izaziva nadražaj sluznice i dišnih organa, a pri visokim koncentracijama - gušenje. Tijekom Prvog svjetskog rata klor je korišten kao otrov.

Plinoviti fluor i tekući brom uzrokuju opekline kože. Rad s ha-

logens, potrebno je poduzeti mjere opreza.

Budući da su jednostavne tvari halogena sastavljene od nepolarnih molekula

hladi, dobro se otapaju u nepolarnim organskim otapalima:

alkohol, benzen, ugljik tetraklorid i dr. U vodi su klor, brom i jod teško topljivi, njihove vodene otopine nazivaju se klor, brom i jodna voda. Br2 se otapa bolje od ostalih, koncentracija broma u zas.

slana otopina doseže 0,2 mol/l, a klor - 0,1 mol/l.

Fluor razlaže vodu:

2F2 + 2H2O = O2 + 4HF

Halogeni pokazuju visoku oksidativnu aktivnost i prijelaz

dyat u halogenidne anione.

G2 + 2e–  2G–

Fluor ima posebno visoku oksidacijsku aktivnost. Fluor oksidira plemeniti metali(Au, Pt).

Pt + 3F2 = PtF6

Čak je u interakciji s nekim inertnim plinovima (kripton,

ksenon i radon), npr.

Xe + 2F2 = XeF4

Mnogi vrlo stabilni spojevi izgaraju u F2 atmosferi, na primjer,

voda, kvarc (SiO2).

SiO2 + 2F2 = SiF4 + O2

Izvršitelj:

Događaj br.

U reakcijama s fluorom, čak i takvim jakim oksidansima kao što su dušik i sumpor

kiseline, djeluju kao redukcijski 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 s izborom kon-

strukturni materijali za rad s njim. Obično se u te svrhe

Sadrže nikal i bakar, koji oksidacijom stvaraju guste zaštitne filmove fluorida na svojoj površini. Ime F asocira na njegovo agresivno djelovanje.

Mislim, dolazi iz grčkog. "Ftoros" - "uništavajući".

U seriji F2, Cl2, Br2, I2 oksidacijska sposobnost slabi zbog povećanja

mijenjanje veličine atoma i smanjenje elektronegativnosti.

U vodene otopine oksidacijska i redukcijska svojstva

tvari se obično karakteriziraju korištenjem elektrodnih potencijala. Tablica prikazuje standardne elektrodne potencijale (Eo, V) za polureakcije

stvaranje halogena. Za usporedbu, vrijednost Eo za ki-

kisik je najčešće oksidacijsko sredstvo.

Standardni elektrodni potencijali za jednostavne tvari halogene

Eo , B, za reakciju

O2 + 4e– + 4H+  2H2 O

Eo, V

za elektrodu

2G– +2e – = G2

Smanjena oksidativna aktivnost

Kao što se vidi iz tabele, F2 - oksidacijsko sredstvo je puno jače,

nego O2, stoga F2 ne postoji u vodenim otopinama , oksidira vodu,

oporavivši se do F–. Sudeći po vrijednosti Eo, oksidacijska sposobnost Cl2

Izvršitelj:

Događaj br.

također viši od O2. Dapače, tijekom dugotrajnog skladištenja klorirana voda se razgrađuje uz oslobađanje kisika i stvaranjem HCl. Ali reakcija je spora (molekula Cl2 je osjetno jača od molekule F2 i

aktivacijska energija za reakcije s klorom veća), dispro-

porcioniranje:

Cl2 + H2 O  HCl + HOCl

U vodi ne doseže kraj (K = 3.9.10–4), stoga Cl2 postoji u vodenim otopinama. Br2 i I2 su još stabilniji u vodi.

Disproporcioniranje je vrlo karakterističan oksidans

reakcija redukcije halogena. Nesrazmjernost

izlio u alkalnom okruženju.

Disproporcioniranje Cl2 u lužini dovodi do stvaranja aniona

Cl– i ClO– . Konstanta disproporcioniranja je 7,5. 1015 .

Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H2O

Kada se jod disproporcionira u lužini, nastaju I– i IO3–. Ana-

Br2 disproporcionira jod logično. Promjena u proizvodu je neproporcionalna

Ionizacija je posljedica činjenice da su anioni GO– i GO2 – u Br i I nestabilni.

Reakcija disproporcioniranja klora koristi se u industriji

sti za dobivanje snažnog i brzodjelujućeg hipokloritnog oksidacijskog sredstva,

vapno za izbjeljivanje, bartolit sol.

3Cl2 + 6KOH = 5KCl + KClO3 + 3H2O

Izvršitelj:

Događaj br.

Interakcija halogena s metalima

Halogeni snažno djeluju s mnogim metalima, na primjer:

Mg + Cl2 = MgCl2 Ti + 2I2  TiI4

Na + halogenidi, u kojima metal ima nisko oksidacijsko stanje (+1, +2),

su spojevi slični soli s pretežno ionskom vezom. Kako da-

evo, ionski halogenidi su čvrste tvari S visoka temperatura plutajući

Metalni halogenidi, u kojima metal ima visoko oksidacijsko stanje

niya, su spojevi s pretežno kovalentnom vezom.

Mnogi od njih pod normalnim uvjetima su plinovi, tekućine ili taljive krutine. Na primjer, WF6 je plin, MoF6 je tekućina,

TiCl4 je tekućina.

Interakcija halogena s nemetalima

Halogeni izravno komuniciraju s mnogim nemetalima:

vodik, fosfor, sumpor, itd. Na primjer:

H2 + Cl2 = 2HCl 2P + 3Br2 = 2PBr3 S + 3F2 = SF6

Veza u halogenidima nemetala je pretežno kovalentna.

Ovi spojevi obično imaju niske točke taljenja i vrelišta.

Pri prijelazu s fluora na jod pojačava se kovalentni karakter halogenida.

Kovalentni halogenidi tipičnih nemetala su kiseli spojevi; u interakciji s vodom hidroliziraju i tvore kiseline. Na primjer:

PBr3 + 3H2O = 3HBr + H3PO3

PI3 + 3H2O = 3HI + H3PO3

PCl5 + 4H2O = 5HCl + H3PO4

Izvršitelj:

Događaj br.

Prve dvije reakcije koriste se za dobivanje broma i jodovodika

noična kiselina.

Interhalidi. Halogeni spojevi međusobno tvore među-

vodi. U tim spojevima lakši i elektronegativniji halogen je u oksidacijskom stanju (–1), a teži u pozitivnom stanju.

oksidacijska pjena.

Zbog izravne interakcije halogena pri zagrijavanju dobivaju se: ClF, BrF, BrCl, ICl. Postoje i složeniji interhalogenidi:

ClF3, BrF3, BrF5, IF5, IF7, ICl3.

Svi interhalogenidi pod normalnim uvjetima su tekuće tvari s niskim vrelištem. Interhalogenidi imaju visoku oksidaciju

aktivnost. Na primjer, takve kemijski stabilne tvari kao što su SiO2, Al2 O3, MgO itd. izgaraju u parama ClF3.

2Al2O3 + 4ClF3 = 4AlF3 + 3O2 + 2Cl2

Fluorid ClF 3 je agresivan fluorirajući reagens koji djeluje brzo

dvorište F2 . Koristi se u organskim sintezama i za dobivanje zaštitnih filmova na površini opreme od nikla za rad s fluorom.

U vodi se interhalogenidi hidroliziraju u kiseline. Na primjer,

ClF5 + 3H2O = HClO3 + 5HF

Halogeni u prirodi. Dobivanje jednostavnih tvari

U industriji se halogeni dobivaju iz svojih prirodnih spojeva. svi

procesi dobivanja slobodnih halogena temelje se na oksidaciji halo-

nid ioni.

2D –  G2 + 2e–

Značajna količina halogena nalazi se u prirodnim vodama u obliku aniona: Cl–, F–, Br–, I–. Morska voda može sadržavati do 2,5% NaCl.

Brom i jod dobivaju se iz vode naftnih bušotina i morske vode.

Izvršitelj:

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 ; ja - 1 s 2 s 2 2str 6 3s 2 3str 6 3d 10 4s 2 4str 6 4d 10 5s 2 5str 5 .

Raspodjela elektrona po energetskim razinama halogena ovisno o naboju jezgre Tablica 11

Halogen

Atomska težina

Naboj jezgre

Broj elektrona

Vrijednost atomskog radijusa, Å

18,98

35,45

79,90

126,90

0,71

0,99

1,14

1,33

Orbitalna raspodjela elektrona u vanjskom elektronskom sloju jednaka je za sve halogene

Imaju mnogo toga zajedničkog u strukturi atoma i molekula. Završavaju gradnju R-ljuske vanjskog sloja pa svi spadaju u broj p-elemenata. Vanjskom elektronskom sloju atoma halogena nedostaje jedan elektron da se dovrši, stoga je elektronegativnost ovih elemenata izražena i u redoks reakcijama ponašaju se uglavnom kao oksidansi.
Molekule halogena sastoje se od dva atoma (F2, Cl2, Br2, l2) međusobno povezanih kovalentnom nepolarnom vezom. Između atoma u molekulama halogena postoji jedan zajednički elektronski par. To ukazuje da su u jednostavnim tvarima ti elementi jednovalentni. Kristalna rešetka halogena molekularnog tipa.
Atomi različitih halogena razlikuju se po broju elektronskih slojeva, pa su stoga i polumjeri atoma halogena različiti (tablica 11). S povećanjem naboja jezgri, radijusi atoma se povećavaju, što dovodi do postupnog smanjenja elektronegativnosti od fluora do joda i smanjenja nemetalnih svojstava. Najizraženiji nemetal među halogenima je fluor, najmanje svijetli je .

■ 1. Kako se mijenja vrijednost polumjera atoma ovisno o porastu naboja atomske jezgre?
2. Koja vrsta molekula halogena?
3. Koju vrstu kristalne rešetke imaju halogeni?
4. Što je slobodno stanje halogena?
5. Zašto se pri formiranju molekule halogena između atoma pojavljuje samo jedan elektronski par?
6. Kako se mijenja vrijednost elektronegativnosti s povećanjem atomskih radijusa?

Fizikalna svojstva halogena

Sva svojstva halogena, fizikalna i kemijska, ovise o strukturi atoma elemenata. Ova svojstva različitih halogena su uglavnom slična, ali u isto vrijeme svaki halogen ima niz značajki.
Fluor- plin svijetlo zelene boje, karakteriziran izrazito toksičnim svojstvima. Vrelište fluora je -188°, točka skrućivanja je -218°. Gustoća 1,11 g/cm.
- žuto-zeleni plin. Također je otrovan, ima oštar, zagušljiv, neugodan miris. Klor je teži od zraka, relativno dobro topljiv u vodi (na 1 volumen vode 2 volumena klora), tvoreći klornu vodu; Cl2agi kod temperature od -34° prelazi u tekućinu, a kod -101° se skrućuje. Gustoća 1,568 g/cm3..
je jedini tekući nemetal. Ova tvar je crveno-smeđe boje, teška, hlapljiva. Posuda u kojoj se nalazi brom uvijek je obojena njegovim parovima u crveno-smeđu boju.
Brom ima jak neugodan miris ("brom" preveden na ruski znači "smrdljiv"). Slabo je topljiv u vodi, stvara bromnu vodu Br2aq. Brom se puno bolje otapa u organskim otapalima - benzenu, toluenu, kloroformu.
Doda li se mala količina benzena u bromnu vodu i dobro promućka, nakon odvajanja tekućina može se vidjeti kako boja bromne vode nestaje, a benzen koji se skupio na vrhu postaje svijetlonarančast s otopljenim bromom. To je zbog činjenice da je benzen uklonio brom iz vode zbog svoje bolje topljivosti u benzenu.
Brom se čuva u tikvicama s brušenim čepovima i brušenim poklopcima. Gumeni čepovi za rad s bromom, kao i za rad s klorom, nisu primjenjivi, jer brzo korodiraju. Brom je mnogo teži od vode (gustoća 3,12 g/cm3). Vrelište broma je 63 °, točka skrućivanja je -7,3 °.
- kristalna tvar, tamno siva, u parovima - ljubičasta. Gustoća joda je 4,93 g/cm3, talište 113°, vrelište 184°. Nije moguće dovesti do taljenja, a još više do vrenja u normalnim uvjetima, jer čak i pri slabom zagrijavanju odmah prelazi iz krutog stanja u paru - sublimira. Prijelaz iz krutog stanja u plinovito stanje, zaobilazeći tekuće stanje, i obrnuto naziva se sublimacija. Ovo svojstvo je karakteristično ne samo za jod, već i za neke druge tvari. Pogodno je koristiti za čišćenje tvari od nečistoća.
Jod je slabo topljiv u vodi. Boja jodne vode I2aq je uvijek svijetlo žuta. Međutim, vrlo je topiv u alkoholu. Ovo se koristi za pripremu 5-10% otopine joda u alkoholu, koja se naziva jodna tinktura. Jod je također topiv u benzenu, toluenu, eteru, ugljikovom disulfidu i drugim organskim otapalima. Zanimljivo je da se jod vrlo dobro otapa u otopini vlastitih soli, na primjer, u kalijevom jodidu. Ova otopina, nazvana Lugolova otopina, naširoko se koristi u kliničkim laboratorijima.
Ako se u jodnu vodu I2aq doda malo benzena, mućkanjem se na površini također stvara obojeni benzenski prsten, ali samo grimizan.

■ 7. Kako se mijenja intenzitet boje halogena s povećanjem nuklearnog naboja?
8. Kako se nazivaju otopine klora, broma i joda u vodi?
9. Kako se mijenja gustoća halogena s povećanjem nuklearnog naboja?

10. Sastavite i ispunite tablicu "Fizikalna svojstva halogena" prema sljedećem modelu:
11. Kako objasniti u smislu strukture kristalna rešetka niska tališta i vrelišta halogena?
12. Kolika je relativna gustoća fluora i klora u zraku i vodiku? Ako ne znate što je relativna gustoća plinova, kako se određuje i kako je koristiti u proračunima, pogledajte Prilog II, stranica 387. Nakon toga možete odgovoriti na pitanje.
13. Koliki volumen zauzima 20 kg klora u normalnim uvjetima? Ako ste zaboravili kako izračunati volumen plina u normalnim uvjetima, pogledajte.

Fiziološko djelovanje halogena

Svi su otrovni u svom fiziološkom djelovanju. Fluor je posebno otrovan: kada se udiše u malim količinama, uzrokuje plućni edem, u velikim količinama uzrokuje razaranje plućnog tkiva i smrt.
Klor- također vrlo otrovna tvar, iako u nešto manjoj mjeri. Tijekom Prvog svjetskog rata korišten je kao kemijsko bojno sredstvo jer je teži od zraka i dobro se drži iznad tla, osobito po mirnom vremenu. Najveća dopuštena koncentracija slobodnog klora u zraku je 0,001 mg/l.
Kronično trovanje klorom uzrokuje promjenu tena, plućne i bronhalne bolesti. U slučaju trovanja klorom kao protuotrov treba koristiti mješavinu alkoholnih para s eterom, kao i vodenu paru pomiješanu s amonijakom, a unesrećenog je potrebno najprije izvesti na svježi zrak.
U malim količinama, klor može izliječiti bolesti gornjih dišnih putova, jer ima štetan učinak na bakterije. Klor se koristi kao dezinficijens za dezinfekciju vode iz slavine.
Pare broma uzrokuju gušenje. Otrovan i tekući brom, izaziva ozbiljne opekline kada dođe u dodir s kožom. Preporuča se pretakanje broma iz jedne posude u drugu u gumenim rukavicama i na propuhu.
U slučaju kontakta s kožom, brom treba isprati organskim otapalom - benzenom ili ugljikovim tetrakloridom, brisanjem zahvaćenog područja vatom navlaženom tim otapalima. Kada se brom ispere vodom, često je nemoguće izbjeći opekline.

jod najmanje otrovan od svih halogena. Udisanje pare joda kada se zagrije može uzrokovati trovanje, ali je rijetko raditi s parovitim jodom, na primjer, kada se čisti sublimacijom. Kristalni jod se ne smije uzimati rukom jer u dodiru s kožom izaziva pojavu karakterističnih žutih mrlja. Sve radove s halogenima treba obavljati u napi.
Međutim, halogeni su vitalni elementi. Klor se u obliku kuhinjske soli stalno koristi u ishrani, a ulazi i u sastav zelenih biljaka – klorofila. Nedostatak fluoridnih spojeva u vodi za piće uzrokuje karijes. Jod je neophodan za sve žive organizme, kako biljne tako i životinjske. Uključen je u regulaciju metabolizma. U ljudskom tijelu, jod je koncentriran uglavnom u štitnoj žlijezdi i uključen je u stvaranje njezinog hormona. Nedostatak joda uzrokuje bolne promjene na štitnoj žlijezdi. Da bi se spriječila bolest, jod se dodaje hrani u vrlo malim količinama, razrjeđujući nekoliko kapi jodne tinkture u čaši vode, ali češće u obliku natrijevog jodida i kalijevog jodida.

U bilježnicu zapišite mjere opreza pri radu s halogenima i prvu pomoć u slučaju otrovanja.

Kemijska svojstva halogena

Po prirodi svojih kemijskih svojstava, kao što je gore navedeno, svi halogeni su tipični nemetali sa značajnom elektronegativnošću. Najelektronegativniji element s najvećom nemetalnom aktivnošću je fluor, a najmanje aktivan je jod.

Riža. 21. Izgaranje vodika u kloru. 1- klor 2-

Interakcija halogena sa jednostavne tvari. Na primjerima različitih reakcija možete pratiti smanjenje kemijske aktivnosti od fluora do klora. Od posebnog je interesa interakcija različitih halogena s vodikom. Uvjeti njihove reakcije su različiti.
Dakle, fluor eksplozivno reagira s vodikom čak iu mraku. U tom slučaju nastaje fluorid prema jednadžbi.
H2+F2=2HF

Fluorid je najtrajniji spoj među halogenovodicima.
Interakcija klora s vodikom događa se eksplozijom samo na svjetlu:
Cl2 + H2 = 2HCl
Ako se, međutim, mlaz vodika zapali u atmosferi klora, on će tiho gorjeti bezbojnim plamenom (slika 21).

S vodikom, brom stvara bromovodik.
Br2 + H2 = 2HBr
Proces se odvija na niskoj temperaturi.
Jod reagira s vodikom samo kada se zagrije da nastane hidrogen jodid:
H2 + I2 = 2HI
Međutim, ovaj spoj je vrlo nestabilan i lako se raspada na vodik i jod. U svim tim slučajevima, halogeni se ponašaju kao oksidansi. Vodikovi halogenidi, kada se otope u vodi, tvore kiseline.

Halogeni također pokazuju oksidirajuća svojstva u interakciji s metalima, što se obično odvija vrlo aktivno.
Fluor reagira s gotovo svim metalima. Lako je pratiti interakciju klora s metalima. Mnogi od njih gore u kloru, na primjer, spontano se zapale (slika 22). Drugi reagiraju s klorom kada se zagrijavaju, na primjer (slika 23).
2Na + Sl2 = 2NaCl
Ako mogu imati različit stupanj oksidacije, onda kada reagiraju s klorom, obično pokazuju najviši.

Riža. 22.

Na primjer.
2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3

Cu + Cl2 = CuCl2

Ovdje, u reakciji s klorom, pokazuje oksidacijsko stanje jednako +3 - Fe +3 i jednako +2 - Cu +2. U svim navedenim slučajevima klor se ponaša kao .

DEFINICIJA

Halogeni- elementi VIIA skupine - fluor (F), klor (Cl), brom (Br) i jod (I).

Elektronička konfiguracija vanjske energetske razine halogena ns 2 np 5 . Budući da prije završetka energetske razine halogenima nedostaje samo jedan elektron, u OVR najčešće pokazuju svojstva oksidansa. Stanja oksidacije halogena: od "-1" do "+7". Jedini element halogene skupine - fluor - ima samo jedno oksidacijsko stanje "-1" i najelektronegativniji je element.

Molekule halogena su dvoatomne: F 2 , Cl 2 , Br 2 , I 2 . S povećanjem naboja jezgre atoma kemijskog elementa, tj. pri prelasku s fluora na jod smanjuje se oksidacijska sposobnost halogena, što potvrđuje sposobnost zamjene nižih halogena višim iz halogenovodičnih kiselina i njihovih soli:

Br 2 + 2HI \u003d I 2 + 2HBr

Cl2 + 2KBr = Br2 + 2KCl

Fizikalna svojstva halogena

Na n.o. Fluor je svijetložuti plin oštrog mirisa. Otrovno. Klor je svijetlozelen plin, poput fluora, ima oštar miris. Jako otrovno. Pri povišenom tlaku i sobnoj temperaturi lako prelazi u tekuće stanje. Brom je teška crveno-smeđa tekućina karakterističnog neugodnog oštrog mirisa. Tekući brom, kao i njegove pare, vrlo su otrovni. Brom je slabo topljiv u vodi, a dobro u nepolarnim otapalima. Jod je tamno siva krutina s metalnim sjajem. Pare joda su ljubičaste boje. Jod se lako sublimira, t.j. prelazi u plinovito stanje iz krutog, zaobilazeći pritom tekuće stanje.

Dobivanje halogena

Halogeni se mogu dobiti elektrolizom otopina ili talina halogenida:

MgCl 2 \u003d Mg + Cl 2 (talina)

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

2KMnO4 + 16HCl \u003d 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H2O + 2KCl

Kemijska svojstva halogena

Najveću kemijsku aktivnost ima fluor. Većina kemijskih elemenata čak i na sobnoj temperaturi stupa u interakciju s fluorom, oslobađajući veliku količinu topline. Čak i voda gori u fluoru:

2H 2 O + 2F 2 \u003d 4HF + O 2

Slobodni klor manje je reaktivan od fluora. Ne reagira izravno s kisikom, dušikom i plemenitim plinovima. U interakciji je sa svim drugim tvarima poput fluora:

2Fe + Cl 2 = 2FeCl 3

2P + 5Cl 2 = 2PCl 5

Kada klor stupi u interakciju s hladnom vodom, dolazi do reverzibilne reakcije:

Cl 2 + H 2 O↔HCl + HClO

Smjesa, koja je produkt reakcije, naziva se klorna voda.

Kada klor na hladnom stupi u interakciju s alkalijama, nastaju smjese klorida i hipoklorita:

Cl 2 + Ca (OH) 2 \u003d Ca (Cl) OCl + H 2 O

Kada se klor otopi u vrućoj otopini lužine, dolazi do sljedeće reakcije:

3Cl 2 + 6KOH \u003d 5KCl + KClO 3 + 3H 2 O

Brom se, kao i klor, otapa u vodi i, djelomično reagirajući s njom, stvara takozvanu "bromnu vodu", dok je jod praktički netopljiv u vodi.

Jod se značajno razlikuje po kemijskoj aktivnosti od ostalih halogena. S većinom nemetala ne reagira, a s metalima sporo reagira samo pri zagrijavanju. 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 volumen klora (n.p.) koji je reagirao s kalijevim jodidom ako je nastao jod mase 508 g

Riješenje

Napišimo jednadžbu reakcije:

Cl 2 + 2KI \u003d I 2 + 2KCl

Odredite količinu tvari koja nastaje jodom:

v(I 2)=m(I 2)/M(I 2)

v (I 2) \u003d 508/254 \u003d 2 mol

Prema jednadžbi reakcije količina tvari klora.

Iz udžbenika kemije mnogi ljudi znaju da su halogeni kemijski elementi periodni sustav Mendeljejeva iz skupine 17 u tablici.

Prevedeno s grčkog kao rođenje, porijeklo. Gotovo svi su vrlo aktivni, zbog čega burno reagiraju s jednostavnim tvarima, osim nekoliko nemetala. Što su halogeni i koja su njihova svojstva?

U kontaktu s

Kolege

Popis halogena

Halogeni su dobri oksidansi, zbog toga se u prirodi mogu naći samo u bilo kakvim spojevima. Što je veći serijski broj, to je manja kemijska aktivnost elemenata ove skupine. Skupina halogena uključuje sljedeće elemente:

klor (Cl);
fluor (F);
jod (I);
brom (Br);
astatin (At).

Potonji je razvijen u Institutu za nuklearna istraživanja koji se nalazi u gradu Dubna. Fluor je otrovni plin blijedožute boje. Klor je također otrovan. To je plin koji ima prilično oštar i neugodan miris svijetlo zelene boje. Brom ima crveno-smeđu boju, to je otrovna tekućina koja čak može utjecati na osjetilo mirisa. Vrlo je hlapljiv, pa se čuva u ampulama. Jod je kristalna, lako sublimirajuća tvar tamnoljubičaste boje. Astat je radioaktivan, boja kristala je crna s plavom bojom, poluživot je 8,1 sat.

Visoka aktivnost oksidacije halogena pada s fluora na jod. Najaktivniji od braće je fluor, koji sklon je reagirati s bilo kojim metalom, stvarajući soli, neki od njih se spontano zapale, pri čemu se oslobađa ogromna količina topline. Bez zagrijavanja, ovaj element reagira s gotovo svim nemetalima., reakcije su popraćene oslobađanjem određene količine topline (egzotermne).

Fluor međudjeluje s inertnim plinovima, dok se zrači (Xe + F 2 = XeF 2 + 152 kJ). Kada se zagrijava, fluor utječe na druge halogene, oksidirajući ih. Formula se odvija: Hal 2 + F 2 \u003d 2HalF, gdje je Hal \u003d Cl, Br, I, At, u slučaju kada su HalF oksidacijska stanja klora, broma, joda i astatina + 1.

Tako složene tvari fluor također djeluje prilično snažno. Rezultat je oksidacija vode. U tom slučaju dolazi do eksplozivne reakcije, koja je ukratko napisana formulom: 3F 2 + ZH 2 O \u003d OF 2 + 4HF + H 2 O 2.

Klor

Aktivnost slobodnog klora je nešto manja od aktivnosti fluora, ali također ima dobru reaktivnost. To se može dogoditi u interakciji s mnogim jednostavnim tvarima, s rijetkim iznimkama u obliku kisika, dušika i inertnih plinova. On može burno reagirati sa složenim tvarima, stvarajući supstitucijske reakcije, svojstvo dodavanja ugljikovodika također je svojstveno kloru. Zagrijavanjem se iz spojeva s vodikom ili metalima istiskuju brom ili jod.

Ovaj element ima neobičan odnos s vodikom. Na sobnoj temperaturi i bez svjetla, klor nikako ne reagira na ovaj plin, ali čim se zagrije ili obasja svjetlom, doći će do eksplozivne lančane reakcije. Formula je u nastavku:

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 iniciraju početak sljedeće faze. U povijesti kemije ovaj se fenomen istraživao. Ruski kemičar i dobitnik Nobelove nagrade Semjonov N.N. 1956. godine bavio se proučavanjem lančane fotokemijske reakcije i time dao velik doprinos znanosti.

Klor reagira s mnogim složenim tvarima, to su reakcije supstitucije i adicije. Dobro se otapa u vodi.

Cl 2 + H 2 O \u003d HCl + HClO - 25 kJ.

S alkalijama, kada se zagrijava, klor može neproporcionalan.

Brom, jod i astat

Kemijska aktivnost broma nešto je manja od one gore spomenutog fluora ili klora, ali je također prilično visoka. Brom se često koristi u tekućem obliku. On je, kao i klor, vrlo topiv u vodi. S njim postoji djelomična reakcija, što vam omogućuje da dobijete "bromnu vodu".

Kemijska aktivnost joda značajno se razlikuje od ostalih predstavnika ove serije. Gotovo ne stupa u interakciju s nemetalima i sa metala, reakcija je vrlo spora i to samo pri zagrijavanju. U tom slučaju dolazi do velike apsorpcije topline (endotermna reakcija), koja je vrlo reverzibilna. osim jod se nikako ne može otopiti u vodi, to se ne može postići niti zagrijavanjem, pa u prirodi ne postoji "jodna voda". Jod se može otopiti samo u otopini jodida. U tom slučaju nastaju složeni anioni. U medicini se takav spoj naziva Lugolova otopina.

Astat reagira s metalima i vodikom. U nizu halogena kemijska aktivnost opada u smjeru od fluora prema astatu. Svaki halogen u seriji F - At sposoban je istisnuti sljedeće elemente iz spojeva s metalima ili vodikom. Astat je najpasivniji među tim elementima. Ali ima inherentnu interakciju s metalima.

Primjena

Kemija čvrsto ulazi u naše živote, ukorijenivši se u svim sferama. Osoba je naučila koristiti halogene, kao i njihove spojeve za vlastitu korist. Biološki značaj halogena je neporeciv. Njihova područja primjene su različita:

lijek;
farmakologija;
proizvodnja raznih plastičnih masa, boja i dr.;
Poljoprivreda.

Iz prirodni spoj kriolit, čija je kemijska formula sljedeća: Na3AlF6, get aluminij. Spojevi fluora naširoko se koriste u proizvodnji zubne paste. Poznato je da se fluor koristi za prevenciju karijesa. Koristi se alkoholna tinktura joda za dezinfekciju i dekontaminaciju rana.

Klor je našao najširu primjenu u našem životu. Opseg njegove primjene je vrlo raznolik. Primjeri korištenja:

Proizvodnja plastike.
Dobivanje klorovodične kiseline.
Proizvodnja sintetičkih vlakana, otapala, gume itd.
Izbjeljivanje tkanina (lan i pamuk), papira.
Dezinfekcija vode za piće. Ali sve češće se u tu svrhu koristi ozon, budući da je uporaba klora štetna za ljudski organizam.
Dezinfekcija prostorija

Mora se zapamtiti da su halogeni vrlo otrovne tvari. Ovo svojstvo je posebno izraženo kod fluora. Halogeni mogu imati gušenje i respiratorne učinke te utjecati na biološka tkiva.

Pare klora mogu predstavljati veliku opasnost, kao i aerosol fluora, koji ima blagi miris, osjeća se u visokim koncentracijama. Osoba može dobiti učinak gušenja. Pri radu s takvim spojevima moraju se poduzeti mjere opreza.

Metode za proizvodnju halogena su složene i raznolike. U industriji se tome pristupa uz određene zahtjeve čije se poštivanje strogo poštuje.

Fizikalna svojstva halogena

U normalnim uvjetima F2 i C12 su plinovi, Br2 je tekućina, I2 i At2 su krutine. U čvrstom stanju halogeni tvore molekularne kristale. Tekući halogeni dielektrici. Svi halogeni osim fluora otapaju se u vodi; jod se otapa lošije od klora i broma, ali su jako topljivi u alkoholu.

Kemijska svojstva halogeni

Svi halogeni pokazuju visoku oksidativnu aktivnost, koja se smanjuje kada prelazi s fluora na astat. Fluor je najaktivniji od halogena, reagira sa svim metalima bez iznimke, 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 su reakcije jako egzotermne, na primjer:

H2 + F2 = 2HF + 547 kJ,

Si + 2F2 = SiF4(g) + 1615 kJ.

Kada se zagrijava, fluor oksidira sve ostale halogene prema shemi

Hal2 + F2 = 2HalF

gdje je Hal = Cl, Br, I, At, au spojevima HalF oksidacijska stanja klora, broma, joda i astatina su +1.

Konačno, kada je ozračen, fluor reagira čak i s inertnim (plemenitim) plinovima:

Xe + F2 = XeF2 + 152 kJ.

Interakcija fluora sa složenim tvarima također se odvija vrlo snažno. Dakle, oksidira vodu, a reakcija je eksplozivna:

3F2 + 3H2O = OF2 + 4HF + H2O2.

Slobodni klor također je vrlo reaktivan, iako je njegova aktivnost manja od aktivnosti fluora. Reagira izravno sa svim jednostavnim tvarima osim s kisikom, dušikom i plemenitim plinovima. Za usporedbu predstavljamo jednadžbe za reakcije klora s istim jednostavnim tvarima 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.

Posebno je zanimljiva reakcija s vodikom. Dakle, na sobnoj temperaturi, bez osvjetljenja, klor praktički ne reagira s vodikom, dok kada se zagrije ili osvijetli (na primjer, na izravnoj 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.

Pobuda 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, koja pokreće početak sljedećeg pozornici.

Reakcija između H2 i Cl2 poslužila je kao jedan od prvih predmeta proučavanja fotokemijskih lančanih reakcija. Najveći doprinos razvoju ideja o lančanim reakcijama dao je ruski znanstvenik, nobelovac (1956.) N. N. Semjonov.

Klor reagira s mnogim složenim tvarima, poput supstitucije i adicije s ugljikovodicima:

CH3-CH3 + Cl2 → CH3-CH2Cl + HCl,

CH2=CH2 + Cl2 → CH2Cl - CH2Cl.

Klor je sposoban istisnuti brom ili jod iz njihovih spojeva s vodikom ili metalima kada se zagrijava:

Cl2 + 2HBr = 2HCl + Br2,

Cl2 + 2HI = 2HCl + I2,

Cl2 + 2KBr = 2KCl + Br2,

a također reverzibilno reagira s vodom:

Cl2 + H2O = HCl + HClO - 25 kJ.

Klor, otapajući se u vodi i djelomično reagirajući s njom, kao što je prikazano gore, tvori ravnotežnu smjesu tvari koja se naziva klorna voda.

Klor može reagirati (disproporcionirati) s alkalijama na isti način:

Cl2 + 2NaOH \u003d NaCl + NaClO + H2O (na hladnom),

3Cl2 + 6KOH = 5KCl + KClO3 + 3H2O (zagrijavanjem).

Kemijska aktivnost broma manja je od one fluora i klora, ali još uvijek prilično visoka zbog činjenice da se brom obično koristi u tekućem stanju pa su njegove početne koncentracije, pod jednakim uvjetima, veće od koncentracije klora.

Na primjer, dajemo reakcije interakcije broma sa silicijem i vodikom:

Si + 2Br2 = SiBr4(l) + 433 kJ,

H2 + Br2 = 2HBr(g) + 73 kJ.

H2 + I2 = 2HI - 53 kJ.

Astat je još manje reaktivan od joda. Ali također reagira s metalima (na primjer, s litijem):

2Li + At2 = 2LiAt - litijev astatid.

Dakle, kemijska aktivnost halogena dosljedno opada od fluora do astatina. Svaki halogen u nizu F - At može istisnuti sljedeći iz njegovih spojeva s vodikom ili metalima.

Cinkov - element sekundarne podskupine druge skupine, četvrte periode periodnog sustava, s atomskim brojem 30. Cink je krti prijelazni metal plavkasto-bijele boje (potamni na zraku, prekriven tankim slojem cinkovog oksida ).

U prirodi. Cink se ne nalazi u prirodi kao samorodni metal. Od 27 minerala cinka praktički su važni cinkova mješavina ZnS i cinkov spar ZnCO3.

Priznanica. Cink se vadi iz polimetalnih ruda koje sadrže Zn u obliku sulfida. Rude se obogaćuju, dobivaju koncentrate cinka i istovremeno koncentrate olova i bakra. Koncentrati cinka se pale u pećima, pretvarajući cinkov sulfid u ZnO oksid:

2ZnS + 3O2 = 2ZnO = 2SO2

Čisti cink iz ZnO oksida dobiva se na dva načina. Prema pirometalurškoj metodi, koja postoji već duže vrijeme, kalcinirani koncentrat se podvrgava sinteriranju kako bi se dobila veličina zrna i propusnost plina, a zatim se reducira ugljenom ili koksom na 1200-1300 ° C: ZnO + C = Zn + CO .

Glavna metoda dobivanja cinka je elektrolitička (hidrometalurška). Kalcinirani koncentrati tretiraju se sumpornom kiselinom; dobivena otopina sulfata se pročišćava od nečistoća (taloženjem cinkovom prašinom) i podvrgava elektrolizi u kupkama koje su iznutra čvrsto obložene olovom ili vinilnom plastikom. Cink se taloži na aluminijskim katodama.

Fizička svojstva . U svom najčišćem obliku, to je duktilni srebrno-bijeli metal. Na sobnoj temperaturi je krt, na 100-150 °C cink je duktilan. Talište = 419,6 °C, Vrelište = 906,2 °C.

Kemijska svojstva. Tipičan primjer metala koji gradi amfoterne spojeve. Spojevi cinka ZnO i Zn(OH)2 su amfoterni. Standardni elektrodni potencijal je -0,76 V, u nizu standardnih potencijala nalazi se ispred željeza.

Na zraku je cink prekriven tankim filmom ZnO oksida. Pri jakom zagrijavanju izgara uz stvaranje amfoternog bijelog oksida ZnO:

Cinkov oksid reagira s kiselim otopinama:

i lužine:

Cink obične čistoće aktivno reagira s kiselim otopinama:

i otopine lužina:

stvarajući hidrokso-cinkate. Vrlo čisti cink ne reagira s otopinama kiselina i lužina. Interakcija započinje dodatkom nekoliko kapi otopine bakrenog sulfata CuSO4.

Kada se zagrije, cink reagira s halogenima stvarajući ZnHal2 halogenide. S fosforom cink stvara fosfide Zn3P2 i ZnP2. Uz sumpor i njegove analoge - selen i telur - razni halkogenidi, ZnS, ZnSe, ZnSe2 i ZnTe.

Cink ne reagira izravno s vodikom, dušikom, ugljikom, silicijem i borom. Nitrid Zn3N2 dobiva se reakcijom cinka s amonijakom pri 550-600 °C.

U vodenim otopinama ioni cinka Zn2+ tvore akvakomplekse 2+ i 2+.

Pogledi