الهالوجينات- عناصر المجموعة السابعة - الفلور ، الكلور ، البروم ، اليود ، الأستاتين (تمت دراسة الأستاتين قليلاً بسبب نشاطه الإشعاعي). وضوحا الهالوجينات اللافلزات. يظهر اليود فقط في حالات نادرة بعض الخصائص المشابهة للمعادن.
في حالة عدم الإثارة ، يكون لذرات الهالوجين تكوين إلكتروني مشترك: ns2np5. هذا يعني أن الهالوجينات لها 7 إلكترونات تكافؤ ، باستثناء الفلور.
الخصائص الفيزيائية للهالوجينات: F2 - غاز عديم اللون ، يصعب تسييله ؛ Cl2 هو غاز أصفر مخضر يسهل تسييله برائحة خانقة وخانقة ؛ Br2 هو سائل أحمر-بني. I2 مادة بلورية أرجوانية.
تشكل المحاليل المائية لهاليدات الهيدروجين أحماض. HF - هيدروفلوريك (هيدروفلوريك) ؛ حمض الهيدروكلوريك - هيدروكلوريك (هيدروكلوريك) ؛ HBr - بروميد الهيدروجين ؛ مرحبا - هيدرويودين. تتناقص قوة الأحماض من أعلى إلى أسفل. حمض الهيدروفلوريك هو الأضعف في سلسلة الأحماض المهلجنة ، وحمض الهيدرويوديك هو الأقوى. ويفسر ذلك حقيقة أن طاقة الربط H2 تتناقص من الأعلى. في نفس الاتجاه ، تنخفض أيضًا قوة جزيء NH ، وهو ما يرتبط بزيادة المسافة بين النوى. تنخفض أيضًا قابلية ذوبان الأملاح قليلة الذوبان في الماء:
من اليسار إلى اليمين ، تقل قابلية الذوبان للهاليدات. AgF شديد الذوبان في الماء. جميع الهالوجينات الحرة هي عوامل مؤكسدة.. تقل قوتها كعوامل مؤكسدة من الفلور إلى اليود. في الحالة البلورية والسائلة والغازية ، توجد جميع الهالوجينات كجزيئات فردية. يزداد نصف القطر الذري في نفس الاتجاه مما يؤدي إلى زيادة نقاط الانصهار والغليان. يتفكك الفلور إلى ذرات أفضل من اليود. تنخفض جهود القطب عندما تتحرك أسفل مجموعة الهالوجين الفرعية. يحتوي الفلور على أعلى جهد قطب كهربي. الفلور هو أقوى عامل مؤكسد. أي هالوجين حر أعلى سيحل محل الهالوجين السفلي ، والذي يكون في حالة أيون سالب منفردة الشحنة في المحلول.
20. الكلور. كلوريد الهيدروجين وحمض الهيدروكلوريك
الكلور (Cl) -يقف في الفترة الثالثة ، في المجموعة السابعة من المجموعة الفرعية الرئيسية للنظام الدوري ، الرقم التسلسلي 17 ، الكتلة الذرية 35.453 ؛ يشير إلى الهالوجينات.
الخصائص الفيزيائية:غاز أصفر-أخضر ذو رائحة نفاذة. الكثافة 3.214 جم / لتر ؛ نقطة الانصهار -101 درجة مئوية ؛ نقطة الغليان -33.97 درجة مئوية ، في درجة الحرارة العادية ، يمكن تسييلها بسهولة تحت ضغط 0.6 ميجا باسكال. يذوب في الماء ، فإنه يشكل ماء كلور مصفر. دعونا نذوب جيدًا في المذيبات العضوية ، خاصة في الهكسان (C6H14) ، في رابع كلوريد الكربون.
الخواص الكيميائية للكلور:التكوين الإلكتروني: 1s22s22p63s22p5. هناك 7 إلكترونات في المستوى الخارجي. قبل اكتمال المستوى ، هناك حاجة إلى إلكترون واحد يقبله الكلور ، مما يدل على حالة الأكسدة -1. هناك أيضًا حالات أكسدة موجبة للكلور تصل إلى +7. أكاسيد الكلور التالية معروفة: Cl2O ، ClO2 ، Cl2O6 و Cl2O7. كلهم غير مستقرين. الكلور عامل مؤكسد قوي. يتفاعل مباشرة مع المعادن وغير المعدنية:
يتفاعل مع الهيدروجين. في ظل الظروف العادية ، يستمر التفاعل ببطء ، مع تسخين أو إضاءة قوية - مع انفجار ، وفقًا لآلية سلسلة:
يتفاعل الكلور مع المحاليل القلوية ، ويشكل الأملاح - هيبوكلوريت وكلوريدات:
عندما يتم تمرير الكلور إلى محلول قلوي ، يتكون خليط من محلول الكلوريد والهيبوكلوريت:
الكلور عامل مختزل: Cl2 + 3F2 = 2ClF3.
التفاعل مع الماء:
لا يتفاعل الكلور بشكل مباشر مع الكربون والنيتروجين والأكسجين.
إيصال: 2NaCl + F2 = 2NaF + Cl2.
التحليل الكهربائي: 2NaCl + 2H2O = Cl2 + H2 + 2NaOH.
البحث في الطبيعة:الواردة في تكوين المعادن: الهاليت (ملح الصخور) ، سيلفين ، بيسكوفيت ؛ تحتوي مياه البحر على كلوريد الصوديوم والبوتاسيوم والمغنيسيوم وعناصر أخرى.
كلوريد الهيدروجين حمض الهيدروكلوريك. الخصائص الفيزيائية:غاز عديم اللون ، أثقل من الهواء ، قابل للذوبان في الماء لتكوين حمض الهيدروكلوريك.
إيصال:في المختبر:
في الصناعة: يحرقون الهيدروجين في تيار من الكلور. بعد ذلك ، يتم إذابة كلوريد الهيدروجين في الماء ، ويتم الحصول على حمض الهيدروكلوريك (انظر أعلاه).
الخواص الكيميائية: حمض الهيدروكلوريك - قوي ، أحادي القاعدة ، يتفاعل مع المعادن الموجودة في سلسلة من الفولتية حتى الهيدروجين: Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2.
كعامل اختزال يتفاعل مع أكاسيد وهيدروكسيدات العديد من المعادن.
تعريف
الهالوجينات- عناصر المجموعة السابعة أ - الفلور (F) والكلور (Cl) والبروم (Br) واليود (I).
التكوين الإلكتروني لمستوى الطاقة الخارجية للهالوجينات ns 2 np 5. نظرًا لأن الهالوجينات ، قبل اكتمال مستوى الطاقة ، تفتقر إلى إلكترون واحد فقط ، فإنها تظهر في الغالب خصائص العوامل المؤكسدة. حالات أكسدة الهالوجين: من "-1" إلى "+7". العنصر الوحيد في مجموعة الهالوجين - الفلور - يعرض حالة أكسدة واحدة فقط "-1" وهو العنصر الأكثر كهرسلبية. جزيئات الهالوجين ثنائية الذرة: F 2 ، Cl 2 ، Br 2 ، I 2.
الخواص الكيميائية للهالوجينات
مع زيادة شحنة نواة ذرة عنصر كيميائي ، أي عند الانتقال من الفلور إلى اليود ، تنخفض القدرة المؤكسدة للهالوجينات ، وهو ما تؤكده القدرة على إزاحة الهالوجينات السفلية عن طريق الهالوجينات الأعلى من الأحماض المائية وأملاحها:
Br 2 + 2HI = I 2 + 2HBr ؛
Cl 2 + 2KBr = Br 2 + 2KCl.
يحتوي الفلور على أعلى نشاط كيميائي. تتفاعل معظم العناصر الكيميائية حتى في درجة حرارة الغرفة مع الفلور ، وتطلق كمية كبيرة من الحرارة. حتى الماء يحترق بالفلور:
2H 2 O + 2F 2 \ u003d 4HF + O 2.
الكلور الحر أقل تفاعلًا من الفلور. لا يتفاعل مباشرة مع الأكسجين والنيتروجين والغازات النبيلة. يتفاعل مع جميع المواد الأخرى مثل الفلور:
2Fe + Cl 2 = 2FeCl 3 ؛
2P + 5Cl 2 = 2 قطعة 5.
عندما يتفاعل الكلور مع الماء في البرد ، يحدث تفاعل قابل للعكس:
Cl 2 + H 2 O↔HCl + HClO.
يسمى الخليط ، وهو نواتج التفاعل ، بماء الكلور.
عندما يتفاعل الكلور مع القلويات في البرد ، تتشكل مخاليط من الكلوريدات والهيبوكلوريت:
Cl 2 + Ca (OH) 2 \ u003d Ca (Cl) OCl + H 2 O.
عندما يذوب الكلور في محلول قلوي ساخن ، يحدث التفاعل التالي:
3Cl 2 + 6KOH \ u003d 5KCl + KClO 3 + 3H 2 O.
البروم ، مثل الكلور ، يذوب في الماء ويتفاعل معه جزئيًا ، ويشكل ما يسمى بـ "ماء البروم" ، بينما اليود غير قابل للذوبان عمليًا في الماء.
يختلف اليود بشكل كبير في النشاط الكيميائي عن الهالوجينات الأخرى. لا يتفاعل مع معظم اللافلزات ، ويتفاعل ببطء مع المعادن فقط عند تسخينه. يحدث تفاعل اليود مع الهيدروجين فقط مع التسخين القوي ، ويكون التفاعل ماصًا للحرارة وقابل للعكس بدرجة كبيرة:
H 2 + I 2 \ u003d 2HI - 53 كيلو جول.
الخصائص الفيزيائية للهالوجينات
في n.o. الفلور غاز أصفر فاتح ذو رائحة نفاذة. سام. الكلور غاز أخضر فاتح ، مثل الفلور ، له رائحة نفاذة. شديد السمية. عند الضغط المرتفع ودرجة حرارة الغرفة ، يتحول بسهولة إلى حالة سائلة. البروم هو سائل ثقيل بني أحمر اللون له رائحة نفاذة مميزة. البروم السائل ، وكذلك أبخرته شديدة السمية. البروم قليل الذوبان في الماء وقابل للذوبان في المذيبات غير القطبية. اليود مادة صلبة رمادية داكنة مع لمعان معدني. أبخرة اليود أرجوانية اللون. يتسامى اليود بسهولة ، أي يتحول إلى حالة غازية من مادة صلبة ، مع تجاوز الحالة السائلة.
الحصول على الهالوجينات
يمكن الحصول على الهالوجينات عن طريق التحليل الكهربائي للمحاليل أو إذابة الهاليدات:
MgCl 2 = Mg + Cl 2 (تذوب).
في أغلب الأحيان ، يتم الحصول على الهالوجينات عن طريق تفاعل أكسدة الأحماض المائية:
MnO 2 + 4HCl \ u003d MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O ؛
K 2 Cr 2 O 7 + 14HCl = 3Cl 2 + 2KCl + 2CrCl 3 + 7H 2 O ؛
2KMnO 4 + 16HCl \ u003d 2MnCl 2 + 5Cl 2 + 8H 2 O + 2KCl.
تطبيق الهالوجينات
تستخدم الهالوجينات كمواد خام لمنتجات مختلفة. وهكذا ، يتم استخدام الفلور والكلور لتخليق المواد البوليمرية المختلفة ، والكلور هو أيضًا مادة خام في إنتاج حمض الهيدروكلوريك. يستخدم البروم واليود على نطاق واسع في الطب ، كما يستخدم البروم في صناعة الطلاء.
أمثلة على حل المشكلات
مثال 1
| يمارس | احسب حجم الكلور (غير متوفر) الذي تفاعل مع يوديد البوتاسيوم إذا تشكل اليود بكتلة 508 جم | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| قرار | دعونا نكتب معادلة التفاعل لتفاعل الكلور مع يوديد البوتاسيوم: Cl 2 + 2KI \ u003d I 2 + 2KCl الكتلة المولية لليود ، محسوبة باستخدام جدول العناصر الكيميائية لـ D.I. منديليف يساوي - 254 جم / مول. أوجد كمية مادة اليود المتكونة: ت (أنا 2) = م (أنا 2) / م (أنا 2) في ، افتتح في عام 1940
التوزيع المداري للإلكترونات في طبقة الإلكترون الخارجية هو نفسه لجميع الهالوجينات
لديهم الكثير من القواسم المشتركة في بنية الذرات والجزيئات. لقد انتهوا من بناء ص- قشور الطبقة الخارجية ، بحيث تنتمي جميعها إلى عدد العناصر p. تفتقر طبقة الإلكترون الخارجية من ذرات الهالوجين إلى إلكترون واحد لإكماله ، وبالتالي ، يتم تمييز الكهربية لهذه العناصر وفي تفاعلات الأكسدة والاختزال ، فإنها تتصرف بشكل أساسي كعوامل مؤكسدة. ■ 1. كيف تتغير قيمة نصف القطر الذري حسب الزيادة في شحنة النواة الذرية؟
الخصائص الفيزيائية للهالوجيناتتعتمد جميع خصائص الهالوجينات الفيزيائية والكيميائية على بنية ذرات العناصر. هذه الخصائص لمختلف الهالوجينات متشابهة إلى حد كبير ، ولكن في نفس الوقت ، لكل هالوجين عدد من الميزات. ■ 7. كيف تتغير كثافة اللون للهالوجينات مع زيادة الشحنات النووية؟
10. قم بتجميع وملء جدول "الخصائص الفيزيائية للهالوجينات" وفقًا للنموذج التالي:
العمل الفسيولوجي للهالوجيناتكلها سامة في عملها الفسيولوجي. يعتبر الفلور سامًا بشكل خاص: عند استنشاقه بكميات صغيرة ، فإنه يسبب وذمة رئوية بكميات كبيرة - تدمير أنسجة الرئة والموت. اليودالأقل سمية من بين جميع الهالوجينات. استنشاق بخار اليود عند تسخينه يمكن أن يسبب التسمم ، ولكن من النادر استخدام اليود البخاري ، على سبيل المثال ، عند تنظيفه بالتسامي. لا ينبغي تناول اليود البلوري باليد ، لأنه عندما يلامس الجلد ، فإنه يتسبب في ظهور بقع صفراء مميزة. يجب أن يتم العمل مع الهالوجينات في غطاء دخان. اكتب احتياطات السلامة للعمل مع الهالوجينات والإسعافات الأولية في حالة التسمم في جهاز كمبيوتر محمول. الخواص الكيميائية للهالوجينات
وفقًا لطبيعة خصائصها الكيميائية ، كما هو مذكور أعلاه ، فإن جميع الهالوجينات هي غير معادن نموذجية ذات كفاءة كهربية كبيرة. العنصر الأكثر كهرسلبية مع أعلى نشاط غير معدني هو الفلور ، وأقلها نشاطًا هو اليود. أرز. 21.احتراق الهيدروجين في الكلور. 1- الكلور 2- تفاعل الهالوجينات مع المواد البسيطة. يمكنك تتبع الانخفاض في النشاط الكيميائي من الفلور إلى الكلور باستخدام أمثلة من التفاعلات المختلفة. من الأمور ذات الأهمية الخاصة تفاعل الهالوجينات المختلفة مع الهيدروجين. ظروف رد فعلهم مختلفة. الفلورايد هو المركب الأكثر متانة بين هاليدات الهيدروجين. مع الهيدروجين ، يشكل البروم بروميد الهيدروجين.
تظهر الهالوجينات أيضًا خصائص مؤكسدة عند التفاعل مع المعادن ، والتي عادة ما تستمر بنشاط كبير. أرز. 22. علي سبيل المثال. النحاس + Cl2 = CuCl2 هنا ، بالتفاعل مع الكلور ، تظهر حالة أكسدة تساوي +3 - Fe +3 ، وتساوي +2- Cu +2. في جميع الحالات المذكورة أعلاه ، يتصرف الكلور مثل. كيمياء العناصر اللافلزات من المجموعة الفرعية VIIA عناصر المجموعة الفرعية VIIA هي غير فلزية نموذجية ذات ارتفاع الكهربية ، لديهم اسم مجموعة - "الهالوجينات". القضايا الرئيسية التي تم تناولها في المحاضرة الخصائص العامة لغير المعادن للمجموعة الفرعية VIIA. التركيب الإلكتروني ، أهم خصائص الذرات. الأكثر تميزا رغوة الأكسدة. ملامح كيمياء الهالوجينات. مواد بسيطة. مركبات طبيعية. مركبات الهالوجين الأحماض المائية وأملاحها. ملح وحمض الهيدروفلوريك فتحات واستلام وتطبيق. مجمعات هاليد. مركبات الأكسجين الثنائية من الهالوجينات. عدم الاستقرار طيب- خصائص الأكسدة والاختزال للمواد البسيطة و الوحدات. تفاعلات عدم التناسب. مخططات لاتيمر.
كيمياء عناصر المجموعة الفرعية VIIA الخصائص العامة
تتكون مجموعة VIIA من عناصر p: الفلور F ، الكلور Cl ، Bromine Br ، اليود I و Astatine At. الصيغة العامة لإلكترونات التكافؤ هي ns 2 np 5. جميع عناصر المجموعة VIIA هي غير فلزية نموذجية.
لتكوين ثمانية إلكترون مستقر lochki ، لذلك لديهماتجاه قوي نحو إضافة إلكترون. تتشكل جميع العناصر بسهولة مشحونة منفردة ناي الأنيون Г -. في شكل الأنيونات البسيطة ، توجد عناصر المجموعة VIIA في المياه الطبيعية وفي بلورات الأملاح الطبيعية ، على سبيل المثال ، Halite NaCl ، sylvin KCl ، fluorite CaF2. اسم المجموعة المشترك للعناصر VIIA- مجموعة "الهالوجينات" ، أي "ولادة الأملاح" ، وذلك بسبب حقيقة أن معظم مركباتها مع المعادن قبل- هو ملح نموذجي (CaF2 ، NaCl ، MgBr2 ، KI) ، والذي التي يمكن الحصول عليها عن طريق التبادل المباشر تفاعل معدن مع الهالوجين. يتم الحصول على الهالوجينات الحرة من الأملاح الطبيعية ، لذلك فإن اسم "الهالوجينات" يُترجم أيضًا على أنه "مولود من الأملاح".
أدنى حالة أكسدة (-1) هي الأكثر استقرارًا كل الهالوجينات. بعض خصائص ذرات عناصر المجموعة VIIA معطاة في أهم خصائص ذرات عناصر مجموعة VIIA
الهالوجينات لها تقارب إلكترون عالٍ (الحد الأقصى لـ Cl) وطاقة تأين عالية جدًا (الحد الأقصى لـ F) والحد الأقصى الكهربية المحتملة في كل فترة من الفترات. الفلور هو الأكثر كهربية لجميع العناصر الكيميائية. يسبب وجود إلكترون واحد غير متزاوج في ذرات الهالوجين يؤدي إلى اتحاد الذرات في المواد البسيطة في جزيئات ثنائية الذرة Г2. بالنسبة لمواد الهالوجين البسيطة ، فإن العوامل المؤكسدة هي الأكثر تميزًا. تكون الخصائص أقوى بالنسبة لـ F2 وتضعف عند المرور إلى I2. تتميز الهالوجينات بأكبر قدر من التفاعل لجميع العناصر غير المعدنية. الفلور معزول حتى بين الهالوجينات نشط للغاية. يختلف عنصر الفترة الثانية ، الفلور ، بشدة عن العناصر الأخرى. بعض عناصر المجموعة الفرعية. هذا هو النمط العام لجميع اللافلزات.
الفلور ، باعتباره العنصر الأكثر كهرسلبية ، لا يظهر الجنس حالات الأكسدة الحية. في أي اتصالات ، بما في ذلك مع Ki- الأكسجين ، الفلور في حالة الأكسدة (-1). تظهر جميع الهالوجينات الأخرى حالات أكسدة موجبة. بحد أقصى +7. أكثر حالات الأكسدة المميزة للهالوجينات: المتوقع: -1 ، 0 ؛ Cl ، Br ، I: -1 ، 0 ، +1 ، +3 ، +5 ، +7. الأكاسيد معروفة بـ Cl ، حيث توجد في حالات الأكسدة: +4 و +6. أهم مركبات الهالوجين موجبة رغاوي الأكسدة هي أحماض تحتوي على الأكسجين وأملاحها. جميع مركبات الهالوجين في حالات الأكسدة الإيجابية هي عوامل مؤكسدة قوية. حالة الأكسدة الرهيبة.يتم تعزيز عدم التناسب من خلال البيئة القلوية. التطبيق العملي للمواد البسيطة ومركبات الأكسجين الهالوجينات ترجع بشكل رئيسي إلى تأثيرها المؤكسد. المواد البسيطة Cl2 تجد أوسع تطبيق عملي. و F2. يتم استهلاك أكبر كمية من الكلور والفلور في الصناعة أو- التوليف الغاني: في إنتاج اللدائن ، المبردات ، المذيبات ، المبيدات الحشرية والمخدرات. يتم استخدام كمية كبيرة من الكلور واليود للحصول على المعادن وتكريرها. كما يستخدم الكلور لتبييض السليلوز ولتطهير مياه الشرب وفي إنتاج ماء التبييض وحمض الهيدروكلوريك. تستخدم أملاح أحماض أوكسو في صناعة المتفجرات.
تستخدم الأحماض على نطاق واسع في الممارسة العملية - الهيدروكلوريك والذوبان الفلور والكلور من بين أكثر عشرين عنصرًا شيوعًا هناك ، أقل بكثير من البروم واليود في الطبيعة. تم العثور على جميع الهالوجينات في الطبيعة في حالة الأكسدة(-واحد). تم العثور على اليود فقط في شكل ملح KIO3 ، والذي ، باعتباره شوائب ، مدرج في الملح الصخري التشيلي (KNO3). الأستاتين هو عنصر مشع تم الحصول عليه صناعياً (لا يوجد في الطبيعة). ينعكس عدم استقرار At في الاسم الذي يأتي من اليونانية. "أستاتوس" - "غير مستقر". الأستاتين هو باعث مناسب للعلاج الإشعاعي للأورام السرطانية. مواد بسيطة تتكون المواد البسيطة من الهالوجينات بواسطة جزيئات ثنائية الذرة G2. في المواد البسيطة ، أثناء الانتقال من F2 إلى I2 مع زيادة عدد الإلكترونات طبقات الإلكترون وزيادة في استقطاب الذرات ، هناك زيادة التفاعل بين الجزيئات ، مما يؤدي إلى تغيير في المجموع يقف في ظل الظروف القياسية. الفلور (في الظروف العادية) هو غاز أصفر يتحول إلى -181 درجة مئوية الحالة السائلة. الكلور هو غاز أصفر مخضر يتحول إلى سائل عند درجة حرارة -34 درجة مئوية مع لون هكتار. يرتبط الاسم Cl به ، وهو مشتق من الكلمة اليونانية "chloros" - "yellow- لون أخضر". زيادة حادة في درجة غليان Cl2 مقارنة بـ F2 ، يشير إلى زيادة في التفاعل بين الجزيئات. البروم هو سائل أحمر داكن شديد التقلب ، يغلي عند 58.8 درجة مئوية. يرتبط عنوان العنصر برائحة غاز كريهة حادة ويتكون من "بروموس" - "نتن". اليود - بلورات أرجوانية داكنة ، مع بريق خفيف "معدني" skom ، والتي ، عند تسخينها ، تسامي بسهولة ، مكونة أبخرة بنفسجية ؛
درجة غليان اليود هي 183 درجة مئوية. اسمها مشتق من لون بخار اليود - "iodos" - "البنفسجي". جميع المواد البسيطة لها رائحة نفاذة وهي سامة. استنشاق أبخرتها يسبب تهيج الأغشية المخاطية وأعضاء الجهاز التنفسي ، وبتركيزات عالية - الاختناق. خلال الحرب العالمية الأولى ، تم استخدام الكلور كسم. يتسبب الفلور الغازي والبروم السائل في حروق الجلد. العمل مع ha- تسجيل الدخول ، يجب اتخاذ الاحتياطات. لأن المواد البسيطة من الهالوجينات تتشكل بواسطة جزيئات غير قطبية يبرد ، يذوب جيدًا في المذيبات العضوية غير القطبية: الكحول ، البنزين ، رابع كلوريد الكربون ، إلخ. في الماء ، الكلور ، البروم واليود قابلة للذوبان بشكل ضئيل ، وتسمى محاليلها المائية بالكلور والبروم وماء اليود. يذوب Br2 أفضل من غيره ، تركيز البروم في يصل محلول المحلول الملحي إلى 0.2 مول / لتر ، والكلور - 0.1 مول / لتر. يتحلل الفلور في الماء: 2F2 + 2H2O = O2 + 4HF تُظهر الهالوجينات نشاطًا مؤكسدًا عاليًا وانتقالية ديات إلى أنيون هاليد. Г2 + 2e– 2Г– يحتوي الفلور على نشاط مؤكسد مرتفع بشكل خاص. يؤكسد الفلور المعادن النبيلة (Au ، Pt). Pt + 3F2 = PtF6 حتى أنه يتفاعل مع بعض الغازات الخاملة (الكريبتون ، زينون وغاز الرادون) ، على سبيل المثال ، Xe + 2F2 = XeF4 تحترق العديد من المركبات المستقرة جدًا في جو F2 ، على سبيل المثال ، الماء ، الكوارتز (SiO2). SiO2 + 2F2 = SiF4 + O2
في التفاعلات مع الفلور ، حتى العوامل المؤكسدة القوية مثل النيتريك والكبريت يعمل كعوامل اختزال ، بينما يتأكسد الفلور المدرجة في تكوينها O (–2). 2HNO3 + 4F2 = 2NF3 + 2HF + 3O2 H2 SO4 + 4F2 = SF6 + 2HF + 2O2 تخلق الفعالية العالية لـ F2 صعوبات في اختيار التحكم المواد الإنشائية للعمل معها. عادة لهذه الأغراض ، أنها تحتوي على النيكل والنحاس ، والتي ، عندما تتأكسد ، تشكل أغشية واقية كثيفة من الفلورايد على سطحها. يرتبط الاسم F بعمله العدواني. أعني أنها تأتي من اليونانية. "فتوروس" - "تدمير". في السلسلة F2 ، Cl2 ، Br2 ، I2 ، تضعف قدرة الأكسدة بسبب الزيادة في تغيير حجم الذرات وتقليل الكهربية. في المحاليل المائية ، فإن خصائص الأكسدة والاختزال يتم تمييز المواد عادةً باستخدام جهود القطب. يوضح الجدول جهود القطب القياسية (Eo ، V) لأنصاف تفاعلات تشكيل الهالوجينات. للمقارنة ، قيمة Eo لـ ki- الأكسجين هو العامل المؤكسد الأكثر شيوعًا. إمكانات القطب القياسي لمواد الهالوجينات البسيطة
انخفاض نشاط الأكسدة كما يتضح من الجدول ، F2 - العامل المؤكسد أقوى بكثير ، من O2 ، لذلك لا يوجد F2 في المحاليل المائية يؤكسد الماء ، يتعافى إلى F–. انطلاقا من قيمة Eo ، القدرة المؤكسدة لـ Cl2
أيضا أعلى من O2. في الواقع ، أثناء التخزين طويل الأمد لمياه الكلور ، يتحلل مع إطلاق الأكسجين وتكوين حمض الهيدروكلوريك. لكن التفاعل بطيء (جزيء Cl2 أقوى بشكل ملحوظ من جزيء F2 و طاقة التنشيط للتفاعلات مع الكلور أعلى) ، التقسيم: Cl2 + H2 O HCl + HOCl في الماء ، لا يصل إلى النهاية (K = 3.9.10-4) ، لذلك يوجد Cl2 في المحاليل المائية. يعتبر Br2 و I2 أكثر استقرارًا في الماء. عدم التناسب هو مادة مؤكسدة مميزة للغاية رد فعل الاختزال للهالوجينات. عدم تناسب سكب في بيئة قلوية. يؤدي عدم تناسق Cl2 في القلويات إلى تكوين الأنيونات Cl- و ClO-. ثابت عدم التناسب 7.5. 1015. Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H2O عندما يكون اليود غير متناسب في القلويات ، يتشكل I- و IO3. آنا- لا يتناسب BR2 مع اليود منطقيًا. التغيير في المنتج غير متناسب يرجع التأين إلى حقيقة أن الأنيونات GO - و GO2 - في Br وأنا غير مستقرة. يستخدم تفاعل الكلور غير المتناسب في الصناعة sti للحصول على عامل مؤكسد هيبوكلوريت قوي وسريع المفعول ، تبيض الجير ، ملح بارثوليت. 3Cl2 + 6KOH = 5KCl + KClO3 + 3H2O
تفاعل الهالوجينات مع المعادن تتفاعل الهالوجينات بقوة مع العديد من المعادن ، على سبيل المثال: ملغ + Cl2 = MgCl2 Ti + 2I2 TiI4 Na + هاليدات ، حيث يكون للمعدن حالة أكسدة منخفضة (+1 ، +2) ، هي مركبات شبيهة بالملح ذات رابطة أيونية في الغالب. كيف- لو ، الهاليدات الأيونية عبارة عن مواد صلبة ذات درجة انصهار عالية هاليدات المعادن ، حيث يكون للمعدن حالة أكسدة عالية نيا ، هي مركبات ذات رابطة تساهمية في الغالب. العديد منهم في الظروف العادية عبارة عن غازات أو سوائل أو مواد صلبة قابلة للانصهار. على سبيل المثال ، WF6 غاز ، MoF6 سائل ، TiCl4 هو سائل. تفاعل الهالوجينات مع اللافلزات تتفاعل الهالوجينات بشكل مباشر مع العديد من اللافلزات: الهيدروجين والفوسفور والكبريت ، إلخ. على سبيل المثال: H2 + Cl2 = 2HCl 2P + 3Br2 = 2PBr3 S + 3F2 = SF6 الرابطة في الهاليدات غير المعدنية هي في الغالب تساهمية. عادة ما يكون لهذه المركبات نقاط انصهار وغليان منخفضة. في الانتقال من الفلور إلى اليود ، يتم تحسين الطابع التساهمي للهاليدات. الهاليدات التساهمية للفلزات النموذجية عبارة عن مركبات حمضية ؛ عند التفاعل مع الماء ، تتحلل بالماء لتشكيل الأحماض. علي سبيل المثال: PBr3 + 3H2O = 3HBr + H3PO3 PI3 + 3H2O = 3HI + H3PO3 PCl5 + 4H2O = 5HCl + H3PO4
يتم استخدام أول تفاعلين للحصول على يوديد الهيدروجين والبروم حمض نويك. إنتهاليد. الهالوجينات ، تتحد مع بعضها البعض ، تشكل inter- يؤدي. في هذه المركبات ، يكون الهالوجين الأخف والأكثر كهرسلبية في حالة الأكسدة (-1) ، والأثقل في الحالة الإيجابية. رغوة الأكسدة. بسبب التفاعل المباشر للهالوجينات عند تسخينها ، يتم الحصول على ما يلي: ClF ، BrF ، BrCl ، ICl. هناك أيضًا interhalides أكثر تعقيدًا: ClF3 ، BrF3 ، BrF5 ، IF5 ، IF7 ، ICl3. جميع interhalides في الظروف العادية هي مواد سائلة ذات نقاط غليان منخفضة. Interhalides لها نسبة عالية من الأكسدة نشاط. على سبيل المثال ، تحترق المواد المستقرة كيميائيًا مثل SiO2 و Al2 O3 و MgO وما إلى ذلك في أبخرة ClF3. 2Al2O3 + 4ClF3 = 4AlF3 + 3O2 + 2Cl2 الفلورايد ClF 3 هو كاشف مفلور قوي يعمل بسرعة ساحة F2. يتم استخدامه في التوليفات العضوية والحصول على أغشية واقية على سطح معدات النيكل للعمل مع الفلور. في الماء ، تتحلل interhalides لتشكيل الأحماض. علي سبيل المثال، ClF5 + 3H2O = HClO3 + 5HF الهالوجينات في الطبيعة. الحصول على المواد البسيطة في الصناعة ، يتم الحصول على الهالوجينات من مركباتها الطبيعية. الجميع تعتمد عمليات الحصول على الهالوجينات الحرة على أكسدة الهالة- nid الأيونات. ثنائي الأبعاد - Г2 + 2e– توجد كمية كبيرة من الهالوجينات في المياه الطبيعية على شكل الأنيونات: Cl–، F–، Br–، I–. يمكن أن تحتوي مياه البحر على 2.5٪ كلوريد الصوديوم. يتم الحصول على البروم واليود من مياه آبار النفط ومياه البحر.
هيكل وخصائص الذرات. عناصر المجموعة الفرعية الرئيسية للمجموعة السابعة من النظام الدوري لـ D.I Mendeleev ، المتحدة تحت الاسم العام للهالوجينات - الفلور F ، الكلور Cl ، البروم Bromine ، اليود I ، الأستاتين At (نادرًا ما توجد في الطبيعة) هي غير معادن نموذجية. هذا أمر مفهوم ، لأن ذراتهم تحتوي على سبعة إلكترونات في مستوى الطاقة الخارجي ، ولا ينقصهم سوى إلكترون واحد لإكماله. ذرات الهالوجين ، عند تفاعلها مع المعادن ، تقبل إلكترونًا من ذرات المعادن. في هذه الحالة ، تحدث رابطة أيونية وتتكون الأملاح. ومن هنا جاء الاسم الشائع للمجموعة الفرعية "الهالوجينات" ، أي "تلد الأملاح". الهالوجينات هي عوامل مؤكسدة قوية جدا. يظهر الفلور في التفاعلات الكيميائية خصائص مؤكسدة فقط ، ويتميز فقط بحالة الأكسدة -1 في المركبات. تُظهر الهالوجينات المتبقية أيضًا خصائص مختزلة عند التفاعل مع المزيد من العناصر الكهربية - الفلور والأكسجين والنيتروجين. يمكن أن تأخذ حالات الأكسدة الخاصة بهم القيم +1 ، +3 ، +5 ، +7. تزداد خصائص الاختزال للهالوجينات من الكلور إلى اليود ، وهو ما يرتبط بزيادة نصف قطر ذراتها: ذرات الكلور أصغر بنحو مرة ونصف من اليود. الهالوجينات هي مواد بسيطة. توجد جميع الهالوجينات في الحالة الحرة كجزيئات ثنائية الذرة مع رابطة كيميائية تساهمية غير قطبية بين الذرات. في الحالة الصلبة ، تحتوي F 2 ، Cl 2 ، Br 2 ، I 2 على شبكات بلورية جزيئية ، والتي تؤكدها خواصها الفيزيائية (الجدول 7). الجدول 7
كما ترون ، مع زيادة الوزن الجزيئي للهالوجينات ، تزداد نقاط انصهارها وغليانها (الشكل 88) ، تزداد الكثافة: الفلور والكلور غازات ، والبروم سائل ، واليود مادة صلبة.
أرز. 88. هذا يرجع إلى حقيقة أنه مع زيادة حجم ذرات وجزيئات الهالوجينات (الشكل 89) ، تزداد قوى التفاعل الجزيئي بينها أيضًا.
أرز. 89. من F 2 إلى I 2 ، تزداد كثافة لون الهالوجينات. بلورات اليود لها لمعان معدني. يضعف النشاط الكيميائي للهالوجينات ، مثل اللافلزات ، من الفلور إلى اليود. كل هالوجين هو أقوى عامل مؤكسد في فترته. تتجلى الخصائص المؤكسدة للهالوجينات بوضوح عندما تتفاعل مع المعادن. في هذه الحالة ، كما تعلم ، تتشكل الأملاح. وهكذا ، يتفاعل الفلور بالفعل في ظل الظروف العادية مع معظم المعادن ، وعند تسخينه - مع الذهب والفضة والبلاتين المعروفين بفاعليتهما الكيميائية. يشتعل الألمنيوم والزنك في جو الفلور:
تتفاعل الهالوجينات المتبقية مع المعادن بشكل أساسي عند تسخينها. لذلك ، في دورق مليء بالكلور ، تومض بلورات الأنتيمون المسحوق وتحترق بشكل جميل (الشكل 90) ، بينما تشكل خليطًا من كلوريد الأنتيمون (III) و (V):
أرز. 90. يشتعل مسحوق الحديد الساخن أيضًا عند التفاعل مع الكلور. يمكن أيضًا إجراء التجربة باستخدام الأنتيمون ، ولكن يجب أولاً تسخين برادة الحديد بملعقة حديدية ، ثم صب أجزاء صغيرة في دورق يحتوي على الكلور. نظرًا لأن الكلور عامل مؤكسد قوي ، يتشكل كلوريد الحديد (III) نتيجة للتفاعل (الشكل 91):
أرز. 91. يحترق الأسلاك النحاسية الساخنة في بخار البروم:
يعمل اليود على أكسدة المعادن بشكل أبطأ ، ولكن في وجود الماء ، وهو عامل مساعد ، يستمر تفاعل اليود مع مسحوق الألمنيوم بسرعة كبيرة:
يترافق رد الفعل مع إطلاق أبخرة اليود البنفسجية (لماذا؟). يمكن أيضًا الحكم على الانخفاض في الأكسدة وزيادة خصائص تقليل الهالوجينات من الفلور إلى اليود من خلال قدرتها على إزاحة بعضها البعض من المحاليل الملحية.
أرز. 92. البروم الحر يزيح اليود من الأملاح:
بالنسبة للفلور ، هذا التفاعل ليس نموذجيًا ، لأنه يحدث في المحلول ، ويتفاعل الفلور مع الماء ، مما يؤدي إلى إزاحة الأكسجين منه:
هنا ، يلعب الأكسجين دورًا غير عادي كعامل مختزل. ربما تكون هذه هي الحالة الوحيدة عندما لا يكون الأكسجين في تفاعل الاحتراق أحد المواد الأولية ، ولكن نتاجه. يتجلى ضعف الخواص المؤكسدة للهالوجينات من الفلور إلى اليود بوضوح عندما تتفاعل مع الهيدروجين. يمكن كتابة معادلة هذا التفاعل بشكل عام: H 2 + G 2 \ u003d 2NG (G - التعيين الكيميائي التقليدي للهالوجينات). إذا تفاعل الفلور مع الهيدروجين تحت أي ظرف من الظروف مع حدوث انفجار ، فإن خليط الكلور مع الهيدروجين يتفاعل مع الانفجار فقط عند إشعاله أو تشعيعه بأشعة الشمس المباشرة ، يتفاعل البروم مع الهيدروجين عند تسخينه وبدون انفجار. هذه التفاعلات طاردة للحرارة. يكون تفاعل مركب اليود البلوري مع الهيدروجين ماصًا للحرارة بشكل ضعيف ؛ ويستمر ببطء حتى عند تسخينه. نتيجة لهذه التفاعلات ، يتم تكوين فلوريد الهيدروجين HF وكلوريد الهيدروجين HCl وبروميد الهيدروجين HBr ويوديد الهيدروجين HI ، على التوالي. اكتشاف الهالوجينات. تم الحصول على الفلور الحر لأول مرة في عام 1886 من قبل الكيميائي الفرنسي أ. مويسان ، الذي حصل على جائزة نوبل لهذا الغرض. حصل العنصر على اسمه من الكلمة اليونانية fluoros - "تدمير". تم اكتشاف الكلور بواسطة الكيميائي السويدي K. Scheele في عام 1774. تمت تسمية العنصر للون مادة بسيطة (من الكلمة اليونانية chloros - أصفر-أخضر). تم اكتشاف البروم في عام 1826 بواسطة الكيميائي الفرنسي أ. بالارد. تم تسمية العنصر لرائحة مادة بسيطة (من اليونانية. بروموس - نتنة). تم الحصول على اليود في عام 1811 من قبل العالم الفرنسي ب. كورتوا ، وحصل على اسم لون أبخرة مادة بسيطة (من اليود اليوناني - البنفسجي). كلمات ومفاهيم جديدة
مهام للعمل المستقل
اقرأ أيضا:
| |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
