Halogene- Elemente der Gruppe VII - Fluor, Chlor, Brom, Jod, Astat (Astat ist aufgrund seiner Radioaktivität wenig untersucht). Halogene sind ausgesprochene Nichtmetalle. Lediglich Jod weist in seltenen Fällen metallähnliche Eigenschaften auf.
Halogenatome haben im nicht angeregten Zustand eine gemeinsame elektronische Konfiguration: ns2np5. Das bedeutet, dass Halogene außer Fluor 7 Valenzelektronen haben.
Physikalische Eigenschaften von Halogenen: F2 - farbloses, schwer verflüssigbares Gas; Cl2 ist ein gelbgrünes, leicht verflüssigbares Gas mit scharfem, erstickendem Geruch; Br2 ist eine rotbraune Flüssigkeit; I2 ist eine violette kristalline Substanz.
Wässrige Lösungen von Halogenwasserstoffen bilden Säuren. HF - Flusssäure (Flusssäure); HCl - Salzsäure (Salzsäure); HBr - Bromwasserstoff; HI - Hydroiod. Die Säurestärke nimmt von oben nach unten ab. In der Reihe der Halogensäuren ist Flusssäure die schwächste und die Iodwasserstoffsäure die stärkste. Dies erklärt sich dadurch, dass die Bindungsenergie H2 von oben abnimmt. In die gleiche Richtung nimmt auch die Stärke des NH-Moleküls ab, was mit einer Vergrößerung des Kernabstands einhergeht. Auch die Löslichkeit schwerlöslicher Salze in Wasser nimmt ab:
Von links nach rechts nimmt die Löslichkeit von Halogeniden ab. AgF ist gut wasserlöslich. Alle freien Halogene sind Oxidationsmittel.. Ihre Stärke als Oxidationsmittel nimmt von Fluor zu Jod ab. Im kristallinen, flüssigen und gasförmigen Zustand liegen alle Halogene als einzelne Moleküle vor. In gleicher Richtung nehmen die Atomradien zu, was zu einer Erhöhung der Schmelz- und Siedepunkte führt. Fluor dissoziiert besser in Atome als Jod. Die Elektrodenpotentiale nehmen ab, wenn man sich in der Halogen-Untergruppe nach unten bewegt. Fluor hat das höchste Elektrodenpotential. Fluor ist das stärkste Oxidationsmittel. Jedes höhere freie Halogen verdrängt das niedrigere, das sich in Lösung im Zustand eines negativ geladenen Ions befindet.
20. Chlor. Chlorwasserstoff und Salzsäure
Chlor (Cl) - steht in der 3. Periode, in der VII. Gruppe der Hauptuntergruppe des Periodensystems, Seriennummer 17, Atommasse 35.453; bezieht sich auf Halogene.
Physikalische Eigenschaften: gelbgrünes Gas mit stechendem Geruch. Dichte 3,214 g/l; Schmelzpunkt -101 °C; Siedepunkt -33,97 °C, Bei normaler Temperatur wird es unter einem Druck von 0,6 MPa leicht verflüssigt. Beim Auflösen in Wasser bildet es gelbliches Chlorwasser. Lassen Sie uns gut in organischen Lösungsmitteln auflösen, insbesondere in Hexan (C6H14), in Tetrachlorkohlenstoff.
Chemische Eigenschaften von Chlor: elektronische Konfiguration: 1s22s22p63s22p5. Es gibt 7 Elektronen in der äußeren Ebene. Bevor das Level abgeschlossen ist, wird 1 Elektron benötigt, das Chlor aufnimmt und eine Oxidationsstufe von -1 zeigt. Es gibt auch positive Oxidationsstufen von Chlor bis +7. Folgende Chloroxide sind bekannt: Cl2O, ClO2, Cl2O6 und Cl2O7. Alle sind instabil. Chlor ist ein starkes Oxidationsmittel. Es reagiert direkt mit Metallen und Nichtmetallen:
Reagiert mit Wasserstoff. Unter normalen Bedingungen verläuft die Reaktion langsam, bei starker Erwärmung oder Beleuchtung - bei einer Explosion nach einem Kettenmechanismus:
Chlor interagiert mit Alkalilösungen und bildet Salze - Hypochlorite und Chloride:
Beim Einleiten von Chlor in eine Alkalilösung entsteht ein Gemisch aus Chlorid- und Hypochloritlösungen:
Chlor ist ein Reduktionsmittel: Cl2 + 3F2 = 2ClF3.
Wechselwirkung mit Wasser:
Chlor interagiert nicht direkt mit Kohlenstoff, Stickstoff und Sauerstoff.
Erhalt: 2NaCl + F2 = 2NaF + Cl2.
Elektrolyse: 2NaCl + 2H2O = Cl2 + H2 + 2NaOH.
In der Natur finden: in der Zusammensetzung enthaltene Mineralien: Halit (Steinsalz), Sylvin, Bischofit; Meerwasser enthält Chloride von Natrium, Kalium, Magnesium und anderen Elementen.
Chlorwasserstoff HCl. Physikalische Eigenschaften: farbloses Gas, schwerer als Luft, löslich in Wasser unter Bildung von Salzsäure.
Erhalt: im Labor:
In der Industrie: Sie verbrennen Wasserstoff in einem Chlorstrom. Als nächstes wird Chlorwasserstoff in Wasser gelöst und Salzsäure erhalten (siehe oben).
Chemische Eigenschaften: Salzsäure - stark, monobasisch, interagiert mit Metallen, die in einer Reihe von Spannungen bis zu Wasserstoff stehen: Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2.
Als Reduktionsmittel reagiert es mit Oxiden und Hydroxiden vieler Metalle.
DEFINITION
Halogene- Elemente der Gruppe VII A - Fluor (F), Chlor (Cl), Brom (Br) und Jod (I).
Elektronische Konfiguration des externen Energieniveaus von Halogenen ns 2 np 5 . Da Halogenen vor Vollendung des Energieniveaus nur ein Elektron fehlt, weisen sie im OVR meist die Eigenschaften von Oxidationsmitteln auf. Halogen-Oxidationsstufen: von "-1" bis "+7". Das einzige Element der Halogengruppe – Fluor – weist nur eine Oxidationsstufe „-1“ auf und ist das elektronegativste Element. Halogenmoleküle sind zweiatomig: F 2 , Cl 2 , Br 2 , I 2 .
Chemische Eigenschaften von Halogenen
Mit einer Erhöhung der Ladung des Kerns eines Atoms eines chemischen Elements, d.h. Beim Übergang von Fluor zu Jod nimmt die Oxidationsfähigkeit von Halogenen ab, was durch die Fähigkeit bestätigt wird, niedere Halogene durch höhere aus Halogenwasserstoffsäuren und ihren Salzen zu ersetzen:
Br² + 2HI = I² + 2HBr;
Cl 2 + 2KBr = Br 2 + 2KCl.
Fluor hat die höchste chemische Aktivität. Die meisten chemischen Elemente interagieren bereits bei Raumtemperatur mit Fluor und setzen dabei eine große Menge Wärme frei. Sogar Wasser brennt in Fluor:
2H 2 O + 2F 2 \u003d 4HF + O 2.
Freies Chlor ist weniger reaktiv als Fluor. Es reagiert nicht direkt mit Sauerstoff, Stickstoff und Edelgasen. Es interagiert mit allen anderen Substanzen wie Fluor:
2Fe + Cl 2 = 2FeCl 3;
2P + 5Cl 2 = 2PCl 5 .
Wenn Chlor in der Kälte mit Wasser in Wechselwirkung tritt, tritt eine reversible Reaktion auf:
Cl 2 + H 2 O↔HCl + HClO.
Das Gemisch, das aus den Reaktionsprodukten besteht, wird als Chlorwasser bezeichnet.
Wenn Chlor in der Kälte mit Alkalien in Wechselwirkung tritt, entstehen Mischungen aus Chloriden und Hypochloriten:
Cl 2 + Ca (OH) 2 \u003d Ca (Cl) OCl + H 2 O.
Wenn Chlor in einer heißen Alkalilösung gelöst wird, tritt folgende Reaktion auf:
3Cl 2 + 6KOH \u003d 5KCl + KClO 3 + 3H 2 O.
Brom löst sich wie Chlor in Wasser und bildet teilweise durch Reaktion mit ihm das sogenannte "Bromwasser", während Jod in Wasser praktisch unlöslich ist.
Jod unterscheidet sich in seiner chemischen Aktivität deutlich von anderen Halogenen. Es reagiert nicht mit den meisten Nichtmetallen und nur langsam mit Metallen, wenn es erhitzt wird. Die Wechselwirkung von Jod mit Wasserstoff tritt nur bei starker Erwärmung auf, die Reaktion ist endotherm und hochgradig reversibel:
H 2 + I 2 \u003d 2HI - 53 kJ.
Physikalische Eigenschaften von Halogenen
Bei n.o. Fluor ist ein hellgelbes Gas mit stechendem Geruch. Giftig. Chlor ist ein hellgrünes Gas, wie Fluor, es hat einen stechenden Geruch. Stark giftig. Bei erhöhtem Druck und Raumtemperatur geht es leicht in einen flüssigen Zustand über. Brom ist eine schwere rotbraune Flüssigkeit mit einem charakteristischen unangenehmen stechenden Geruch. Flüssiges Brom sowie seine Dämpfe sind hochgiftig. Brom ist in Wasser schwer löslich und in unpolaren Lösungsmitteln gut löslich. Jod ist ein dunkelgrauer Feststoff mit metallischem Glanz. Joddämpfe haben eine violette Farbe. Jod sublimiert leicht, d.h. wandelt sich von einem festen in einen gasförmigen Zustand um, während der flüssige Zustand umgangen wird.
Halogene erhalten
Halogene können durch Elektrolyse von Lösungen oder Schmelzen von Halogeniden erhalten werden:
MgCl 2 = Mg + Cl 2 (Schmelze).
Am häufigsten werden Halogene durch die Oxidationsreaktion von Halogenwasserstoffsäuren erhalten:
MnO 2 + 4HCl \u003d MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O;
K 2 Cr 2 O 7 + 14 HCl = 3 Cl 2 + 2 KCl + 2 CrCl 3 + 7 H 2 O;
2KMnO 4 + 16 HCl \u003d 2MnCl 2 + 5Cl 2 + 8H 2 O + 2KCl.
Anwendung von Halogenen
Halogene werden als Rohstoffe für verschiedene Produkte verwendet. So werden Fluor und Chlor für die Synthese verschiedener Polymermaterialien verwendet, Chlor ist auch ein Rohstoff bei der Herstellung von Salzsäure. Brom und Jod sind in der Medizin weit verbreitet, Brom wird auch in der Farbenindustrie verwendet.
Beispiele für Problemlösungen
BEISPIEL 1
| Die Übung | Berechnen Sie das Volumen an Chlor (n.a.), das mit Kaliumjodid reagiert hat, wenn Jod mit einer Masse von 508 g gebildet wurde | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Entscheidung | Schreiben wir die Reaktionsgleichung für die Wechselwirkung von Chlor mit Kaliumiodid auf: Cl 2 + 2KI \u003d I 2 + 2KCl Die Molmasse von Jod, berechnet nach der Tabelle der chemischen Elemente von D.I. Mendelejew, ist gleich - 254 g / mol. Finden Sie die Menge der gebildeten Substanz Jod: v(I 2) = m(I 2)/M(I 2) At, eröffnet 1940
Die Orbitalverteilung der Elektronen in der äußeren Elektronenschicht ist für alle Halogene gleich
Sie haben viel gemeinsam in der Struktur von Atomen und Molekülen. Sie schließen den Bau ab R-Schalen der äußeren Schicht, also gehören sie alle zur Anzahl der p-Elemente. Der äußeren Elektronenschicht von Halogenatomen fehlt ein Elektron zur Vervollständigung, daher ist die Elektronegativität dieser Elemente ausgeprägt und in Redoxreaktionen verhalten sie sich hauptsächlich als Oxidationsmittel. ■ 1. Wie ändert sich der Wert des Atomradius mit zunehmender Ladung des Atomkerns?
Physikalische Eigenschaften von HalogenenAlle physikalischen und chemischen Eigenschaften von Halogenen hängen von der Struktur der Atome der Elemente ab. Diese Eigenschaften verschiedener Halogene sind weitgehend ähnlich, aber gleichzeitig weist jedes Halogen eine Reihe von Merkmalen auf. ■ 7. Wie ändert sich die Farbintensität von Halogenen mit zunehmender Kernladung?
10. Erstellen und füllen Sie die Tabelle „Physikalische Eigenschaften von Halogenen“ nach folgendem Muster aus:
Physiologische Wirkung von HalogenenAlle sind in ihrer physiologischen Wirkung giftig. Fluor ist besonders giftig: In kleinen Mengen eingeatmet führt es zu Lungenödemen, in großen Mengen zur Zerstörung von Lungengewebe und zum Tod. Jod das am wenigsten giftige aller Halogene. Das Einatmen von Joddampf beim Erhitzen kann zu Vergiftungen führen, aber es ist selten, mit dampfförmigem Jod zu arbeiten, beispielsweise wenn es durch Sublimation gereinigt wird. Kristallines Jod sollte nicht mit der Hand eingenommen werden, da es bei Hautkontakt das Auftreten charakteristischer gelber Flecken verursacht. Alle Arbeiten mit Halogenen sollten in einem Abzug durchgeführt werden. Notieren Sie Sicherheitsvorkehrungen für den Umgang mit Halogenen und Erste Hilfe bei Vergiftungen in einem Notizbuch. Chemische Eigenschaften von Halogenen
Aufgrund ihrer chemischen Eigenschaften sind, wie oben erwähnt, alle Halogene typische Nichtmetalle mit signifikanter Elektronegativität. Das elektronegativste Element mit der höchsten nichtmetallischen Aktivität ist Fluor, das am wenigsten aktive ist Jod. Reis. 21. Verbrennung von Wasserstoff in Chlor. 1- Chlor 2- Wechselwirkung von Halogenen mit einfachen Substanzen. Sie können die Abnahme der chemischen Aktivität von Fluor zu Chlor an Beispielen verschiedener Reaktionen nachvollziehen. Von besonderem Interesse ist die Wechselwirkung verschiedener Halogene mit Wasserstoff. Ihre Reaktionsbedingungen sind unterschiedlich. Fluorid ist die beständigste Verbindung unter den Halogenwasserstoffen. Brom bildet mit Wasserstoff Bromwasserstoff.
Auch Halogene zeigen oxidierende Eigenschaften bei der Wechselwirkung mit Metallen, die meist sehr aktiv abläuft. Reis. 22. Zum Beispiel. Cu + Cl2 = CuCl2 Hier weist es in Reaktion mit Chlor einen Oxidationszustand gleich +3 – Fe +3 und gleich +2 – Cu +2 auf. In allen oben genannten Fällen verhält sich Chlor wie . Chemie der Elemente Nichtmetalle der VIIA-Untergruppe Elemente der VIIA-Untergruppe sind typische Nichtmetalle mit einem Rausch Elektronegativität, sie haben einen Gruppennamen - "Halogene". Kernfragen der Vorlesung Allgemeine Eigenschaften der Nichtmetalle der VIIA-Untergruppe. Elektronische Struktur, die wichtigsten Eigenschaften von Atomen. Das charakteristischste Oxidationsschaum. Merkmale der Chemie der Halogene. einfache Substanzen. natürliche Verbindungen. Halogenverbindungen Halogenwasserstoffsäuren und ihre Salze. Salz und Flusssäure Slots, Erhalt und Bewerbung. Halogenidkomplexe. Binäre Sauerstoffverbindungen von Halogenen. Instabilität ok- Die Redoxeigenschaften einfacher Substanzen und Co- Einheiten. Disproportionierungsreaktionen. Latimer-Diagramme.
Chemie der Elemente der VIIA-Untergruppe allgemeine Charakteristiken
Die VIIA-Gruppe wird von p-Elementen gebildet: Fluor F, Chlor Cl, Brom Br, Jod I und Astat At. Die allgemeine Formel für Valenzelektronen ist ns 2 np 5. Alle Elemente der Gruppe VIIA sind typische Nichtmetalle.
um ein stabiles Acht-Elektronen zu bilden lochki, das haben sie eine starke Neigung zu die Addition eines Elektrons. Alle Elemente bilden leicht einfache einfach aufgeladene Elemente nye Anionen Г – . In Form einfacher Anionen kommen Elemente der Gruppe VIIA in natürlichem Wasser und in Kristallen natürlicher Salze vor, beispielsweise Halit NaCl, Sylvin KCl, Fluorit CaF2. Gemeinsamer Gruppenname der Elemente VIIA- Gruppe "Halogene", d.h. "Salze gebären", aufgrund der Tatsache, dass die meisten ihrer Verbindungen mit Metallen vor- ist ein typisches Salz (CaF2, NaCl, MgBr2, KI), das die direkt auf Gegenseitigkeit bezogen werden können Wechselwirkung eines Metalls mit einem Halogen. Freie Halogene werden aus natürlichen Salzen gewonnen, daher wird der Name "Halogene" auch mit "aus Salzen geboren" übersetzt.
Die minimale Oxidationsstufe (–1) ist die stabilste alle Halogene. Einige Eigenschaften der Atome der Elemente der Gruppe VIIA sind in angegeben Die wichtigsten Eigenschaften von Atomen von Elementen der VIIA-Gruppe
Halogene haben eine hohe Elektronenaffinität (maximal z Cl) und eine sehr hohe Ionisationsenergie (Maximum für F) und Maximum mögliche Elektronegativität in jeder der Perioden. Fluor ist das meiste Elektronegativ aller chemischen Elemente. Das Vorhandensein eines ungepaarten Elektrons in Halogenatomen verursacht führt zur Vereinigung von Atomen in einfachen Substanzen zu zweiatomigen Molekülen Г2. Für einfache Halogensubstanzen sind Oxidationsmittel am charakteristischsten. Eigenschaften, die für F2 am stärksten sind und beim Übergang zu I2 schwächer werden. Halogene zeichnen sich durch die größte Reaktivität aller nichtmetallischen Elemente aus. Fluor wird sogar unter Halogenen isoliert ist äußerst aktiv. Das Element der zweiten Periode, Fluor, unterscheidet sich am stärksten von den anderen. einige Elemente der Untergruppe. Dies ist ein allgemeines Muster für alle Nichtmetalle.
Fluor als das elektronegativste Element zeigt kein Geschlecht lebende Oxidationsstufen. In allen Verbindungen, auch mit Ki- Sauerstoff befindet sich Fluor in der Oxidationsstufe (-1). Alle anderen Halogene weisen positive Oxidationsstufen auf. bis maximal +7. Die charakteristischsten Oxidationsstufen von Halogenen: F: -1, 0; Cl, Br, I: -1, 0, +1, +3, +5, +7. Für Cl sind Oxide bekannt, in denen es in den Oxidationsstufen: +4 und +6 vorliegt. Die wichtigsten Halogenverbindungen im Positiv Oxidationsschäume sind sauerstoffhaltige Säuren und deren Salze. Alle Halogenverbindungen in positiven Oxidationsstufen sind sind starke Oxidationsmittel. schrecklicher Oxidationszustand. Die Disproportionierung wird durch ein alkalisches Milieu gefördert. Praktische Anwendung einfacher Stoffe und Sauerstoffverbindungen Halogenen liegt vor allem an ihrer oxidierenden Wirkung. Einfache Substanzen Cl2 finden die breiteste praktische Anwendung. und F2. Die größte Menge an Chlor und Fluor wird in der Industrie verbraucht. organische Synthese: bei der Herstellung von Kunststoffen, Kältemitteln, Lösungsmitteln, Pestizide, Medikamente. Zur Gewinnung von Metallen und zu deren Raffination werden erhebliche Mengen an Chlor und Jod verwendet. Auch Chlor kommt zum Einsatz zum Bleichen von Zellulose, zur Desinfektion von Trinkwasser und bei der Herstellung von Bleichwasser und Salzsäure. Salze von Oxosäuren werden bei der Herstellung von Sprengstoffen verwendet.
Säuren sind in der Praxis weit verbreitet - Salzsäure und Schmelzen Fluor und Chlor gehören zu den zwanzig häufigsten Elementen dort viel weniger Brom und Jod in der Natur. Alle Halogene kommen in der Natur in der Oxidationsstufe vor(-ein). Nur Jod kommt in Form von Salz KIO3 vor, der als Verunreinigung im chilenischen Salpeter (KNO3) enthalten ist. Astatin ist ein künstlich gewonnenes radioaktives Element (es kommt in der Natur nicht vor). Die Instabilität von At spiegelt sich im Namen wider, der aus dem Griechischen stammt. "astatos" - "instabil". Astatin ist ein praktischer Emitter für die Strahlentherapie von Krebstumoren. Einfache Substanzen Einfache Substanzen von Halogenen werden von zweiatomigen Molekülen G2 gebildet. Bei einfachen Stoffen beim Übergang von F2 nach I2 mit Zunahme der Elektronenzahl Elektronenschichten und eine Zunahme der Polarisierbarkeit von Atomen gibt es eine Zunahme intermolekulare Wechselwirkung, die zu einer Veränderung des Aggregats führt Stehen unter Standardbedingungen. Fluor ist (unter normalen Bedingungen) ein gelbes Gas, bei -181 ° C verwandelt es sich in flüssigen Zustand. Chlor ist ein gelbgrünes Gas, es wird bei -34 ° C flüssig. Mit einer Farbe von Ha- der Name Cl ist damit verbunden, er kommt vom griechischen „chloros“ – „gelb- grün". Ein starker Anstieg des Siedepunkts von Cl2 im Vergleich zu F2, zeigt eine Zunahme der intermolekularen Wechselwirkung an. Brom ist eine dunkelrote, sehr flüchtige Flüssigkeit, siedet bei 58,8 °C. Der Titel des Elements ist mit einem scharfen unangenehmen Gasgeruch verbunden und bildet sich aus "bromos" - "stinkend". Jod - dunkelviolette Kristalle mit einem leichten "metallischen" Glanz Skom, das beim Erhitzen leicht sublimiert und violette Dämpfe bildet;
der Siedepunkt von Jod liegt bei 183o C. Sein Name kommt von der Farbe des Joddampfes - "iodos" - "violett". Alle einfachen Substanzen haben einen stechenden Geruch und sind giftig. Das Einatmen ihrer Dämpfe führt zu Reizungen der Schleimhäute und Atmungsorgane und bei hohen Konzentrationen zum Ersticken. Während des Ersten Weltkriegs wurde Chlor als Gift verwendet. Gasförmiges Fluor und flüssiges Brom verursachen Hautverbrennungen. Arbeiten mit ha- logen, sollten Vorsichtsmaßnahmen getroffen werden. Da die einfachen Substanzen von Halogenen von unpolaren Molekülen gebildet werden kühlt, lösen sie sich gut in unpolaren organischen Lösungsmitteln: Alkohol, Benzol, Tetrachlorkohlenstoff usw. In Wasser sind Chlor, Brom und Jod schwer löslich, ihre wässrigen Lösungen heißen Chlor-, Brom- und Jodwasser. Br2 löst sich besser als andere, die Konzentration von Brom in gesättigten Solelösung erreicht 0,2 mol/l und Chlor - 0,1 mol/l. Fluor zersetzt Wasser: 2F2 + 2H2O = O2 + 4HF Halogene weisen eine hohe oxidative Aktivität und einen hohen Übergang auf dyat in Halogenidanionen. Ã2 + 2e– 2Ö Fluor hat eine besonders hohe oxidative Aktivität. Fluor oxidiert Edelmetalle (Au, Pt). Pt + 3F2 = PtF6 Es interagiert sogar mit einigen Inertgasen (Krypton, Xenon und Radon), beispielsweise Xe + 2F2 = XeF4 Viele sehr stabile Verbindungen brennen in einer F2-Atmosphäre, zum Beispiel Wasser, Quarz (SiO2). SiO2 + 2F2 = SiF4 + O2
Bei Reaktionen mit Fluor sogar so starke Oxidationsmittel wie Stickstoff und Schwefel Säure wirken als Reduktionsmittel, während Fluor oxidiert in ihrer Zusammensetzung O(–2) enthalten. 2HNO3 + 4F2 = 2NF3 + 2HF + 3O2 H2 SO4 + 4F2 = SF6 + 2HF + 2O2 Die hohe Reaktivität von F2 bereitet Schwierigkeiten bei der Wahl der Kon- Strukturmaterialien, um damit zu arbeiten. Üblicherweise werden für diese Zwecke Sie enthalten Nickel und Kupfer, die bei Oxidation dichte Schutzfilme aus Fluoriden auf ihrer Oberfläche bilden. Der Name F ist mit seiner aggressiven Wirkung verbunden. Ich meine, es kommt aus dem Griechischen. "Ftoros" - "zerstören". In der Reihe F2, Cl2, Br2, I2 schwächt sich die Oxidationsfähigkeit aufgrund einer Erhöhung von ab Veränderung der Größe von Atomen und Verringerung der Elektronegativität. In wässrigen Lösungen nehmen die oxidierenden und reduzierenden Eigenschaften von Substanzen werden üblicherweise mit Elektrodenpotentialen charakterisiert. Die Tabelle zeigt die Standard-Elektrodenpotentiale (Eo, V) für die Halbreaktionen der Bildung von Halogenen. Zum Vergleich der Wert von Eo für ki- Sauerstoff ist das häufigste Oxidationsmittel. Standard-Elektrodenpotentiale für einfache Substanzen Halogene
Verminderte oxidative Aktivität Wie aus der Tabelle ersichtlich, F2 - das Oxidationsmittel ist viel stärker, als O2, daher kommt F2 in wässrigen Lösungen nicht vor , es oxidiert Wasser, Erholung auf F–. Nach dem Wert von Eo zu urteilen, die Oxidationsfähigkeit von Cl2
auch höher als die von O2. Tatsächlich zersetzt sich Chlorwasser bei längerer Lagerung unter Freisetzung von Sauerstoff und unter Bildung von HCl. Aber die Reaktion ist langsam (das Cl2-Molekül ist merklich stärker als das F2-Molekül und Aktivierungsenergie für Reaktionen mit Chlor höher), dispro- Portionierung: Cl2 + H2 O HCl + HOCl In Wasser erreicht es nicht das Ende (K = 3.9.10–4), daher existiert Cl2 in wässrigen Lösungen. Br2 und I2 sind sogar noch stabiler in Wasser. Disproportionierung ist ein sehr charakteristisches Oxidationsmittel Reduktionsreaktion für Halogene. Die Disproportionierung der in alkalischem Milieu gegossen. Die Disproportionierung von Cl2 in Alkali führt zur Bildung von Anionen Cl– und ClO– . Die Disproportionierungskonstante beträgt 7,5. 1015 . Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H2O Wenn Jod in Alkali disproportioniert wird, werden I– und IO3 – gebildet. Ana- Br2 disproportioniert Jod logischerweise. Die Veränderung des Produkts ist unverhältnismäßig Die Ionisierung beruht darauf, dass die Anionen GO– und GO2 – in Br und I instabil sind. Die Disproportionierungsreaktion von Chlor wird industriell genutzt sti, um ein starkes und schnell wirkendes Hypochlorit-Oxidationsmittel zu erhalten, Bleichkalk, Bartholitsalz. 3Cl2 + 6KOH = 5KCl + KClO3 + 3H2O
Wechselwirkung von Halogenen mit Metallen Halogene interagieren heftig mit vielen Metallen, zum Beispiel: Mg + Cl2 = MgCl2 Ti + 2I2 TiI4 Na + -Halogenide, bei denen das Metall eine niedrige Oxidationsstufe hat (+1, +2), sind salzartige Verbindungen mit überwiegend ionischer Bindung. Wie man- lo, ionische Halogenide sind Feststoffe mit hohem Schmelzpunkt Metallhalogenide, bei denen das Metall eine hohe Oxidationsstufe hat niya, sind Verbindungen mit überwiegend kovalenter Bindung. Viele von ihnen sind unter normalen Bedingungen Gase, Flüssigkeiten oder schmelzbare Feststoffe. Beispielsweise ist WF6 ein Gas, MoF6 ist eine Flüssigkeit, TiCl4 ist eine Flüssigkeit. Wechselwirkung von Halogenen mit Nichtmetallen Halogene interagieren direkt mit vielen Nichtmetallen: Wasserstoff, Phosphor, Schwefel usw. Zum Beispiel: H2 + Cl2 = 2HCl 2P + 3Br2 = 2PBr3 S + 3F2 = SF6 Die Bindung in Nichtmetallhalogeniden ist überwiegend kovalent. Diese Verbindungen haben normalerweise niedrige Schmelz- und Siedepunkte. Beim Übergang von Fluor zu Jod wird der kovalente Charakter der Halogenide verstärkt. Kovalente Halogenide typischer Nichtmetalle sind saure Verbindungen; Bei der Wechselwirkung mit Wasser hydrolysieren sie zu Säuren. Zum Beispiel: PBr3 + 3H2O = 3HBr + H3PO3 PI3 + 3H2O = 3HI + H3PO3 PCl5 + 4H2O = 5HCl + H3PO4
Die ersten beiden Reaktionen werden verwendet, um Brom und Jodwasserstoff zu erhalten Säure. Interhalogenide. Halogene, die sich miteinander verbinden, bilden eine Inter- führt. In diesen Verbindungen befindet sich das leichtere und elektronegativere Halogen in der Oxidationsstufe (–1) und das schwerere im positiven Zustand. Oxidationsschaum. Durch die direkte Wechselwirkung von Halogenen beim Erhitzen erhält man: ClF, BrF, BrCl, ICl. Es gibt auch komplexere Interhalogenide: ClF3, BrF3, BrF5, IF5, IF7, ICl3. Alle Interhalogenide sind unter normalen Bedingungen flüssige Substanzen mit niedrigen Siedepunkten. Interhalogenide haben eine hohe Oxidationswirkung Aktivität. Beispielsweise verbrennen in ClF3-Dämpfen chemisch stabile Substanzen wie SiO2, Al2O3, MgO usw. 2Al2O3 + 4ClF3 = 4AlF3 + 3O2 + 2Cl2 Fluorid ClF 3 ist ein aggressives Fluorierungsreagenz, das schnell wirkt Hof F2 . Es wird in organischen Synthesen verwendet und um Schutzfilme auf der Oberfläche von Nickelgeräten für die Arbeit mit Fluor zu erhalten. In Wasser werden Interhalogenide zu Säuren hydrolysiert. Zum Beispiel, ClF5 + 3H2O = HClO3 + 5HF Halogene in der Natur. Einfache Substanzen erhalten In der Industrie werden Halogene aus ihren natürlichen Verbindungen gewonnen. Alles Verfahren zur Gewinnung freier Halogene beruhen auf der Oxidation von Halogen- Nid-Ionen. 2D – Г2 + 2e– Eine beträchtliche Menge an Halogenen kommt in natürlichen Wässern in Form von Anionen vor: Cl–, F–, Br–, I–. Meerwasser kann bis zu 2,5 % NaCl enthalten. Brom und Jod werden aus Ölquellenwasser und Meerwasser gewonnen.
Die Struktur und Eigenschaften von Atomen. Die Elemente der Hauptuntergruppe der VII. Gruppe des Periodensystems von D. I. Mendeleev, vereint unter dem allgemeinen Namen Halogene - Fluor F, Chlor Cl, Brom Br, Jod I, Astat At (selten in der Natur vorkommend) sind typische Nichtmetalle. Das ist verständlich, denn ihre Atome enthalten sieben Elektronen auf der äußeren Energieebene, und ihnen fehlt nur ein Elektron, um sie zu vervollständigen. Halogenatome nehmen bei der Wechselwirkung mit Metallen ein Elektron von Metallatomen auf. In diesem Fall tritt eine ionische Bindung auf und Salze werden gebildet. Daher der gebräuchliche Name der Untergruppe "Halogene", dh "Salze gebären". Halogene sind sehr starke Oxidationsmittel. Fluor zeigt in chemischen Reaktionen nur oxidierende Eigenschaften und ist in Verbindungen nur durch die Oxidationsstufe -1 gekennzeichnet. Die verbleibenden Halogene zeigen auch reduzierende Eigenschaften, wenn sie mit elektronegativeren Elementen interagieren - Fluor, Sauerstoff, Stickstoff. Ihre Oxidationsstufen können die Werte +1, +3, +5, +7 annehmen. Die reduzierenden Eigenschaften von Halogenen nehmen von Chlor zu Jod zu, was mit einer Vergrößerung der Radien ihrer Atome einhergeht: Chloratome sind etwa eineinhalb Mal kleiner als Jod. Halogene sind einfache Substanzen. Alle Halogene existieren im freien Zustand als zweiatomige Moleküle mit einer kovalenten unpolaren chemischen Bindung zwischen den Atomen. Im festen Zustand haben F 2 , Cl 2 , Br 2 , I 2 molekulare Kristallgitter, was durch ihre physikalischen Eigenschaften bestätigt wird (Tabelle 7). Tabelle 7
Wie Sie sehen können, steigen mit zunehmendem Molekulargewicht von Halogenen deren Schmelz- und Siedepunkte (Abb. 88), die Dichte nimmt zu: Fluor und Chlor sind Gase, Brom ist eine Flüssigkeit, Jod ist ein Feststoff.
Reis. 88. Dies liegt daran, dass mit zunehmender Größe von Halogenatomen und -molekülen (Abb. 89) auch die Kräfte der intermolekularen Wechselwirkung zwischen ihnen zunehmen.
Reis. 89. Von F 2 bis I 2 nimmt die Farbintensität der Halogene zu. Jodkristalle haben einen metallischen Glanz. Die chemische Aktivität von Halogenen als Nichtmetalle schwächt sich von Fluor zu Jod ab. Jedes Halogen ist in seiner Periode das stärkste Oxidationsmittel. Die oxidierenden Eigenschaften von Halogenen zeigen sich deutlich, wenn sie mit Metallen interagieren. In diesem Fall werden, wie Sie bereits wissen, Salze gebildet. So reagiert Fluor bereits unter normalen Bedingungen mit den meisten Metallen und beim Erhitzen - mit Gold, Silber, Platin, die für ihre chemische Passivität bekannt sind. Aluminium und Zink entzünden sich in Fluoratmosphäre:
Die restlichen Halogene reagieren hauptsächlich beim Erhitzen mit Metallen. In einem mit Chlor gefüllten Kolben flammen also Kristalle aus zerkleinertem Antimon auf und brennen schön (Abb. 90), während sie eine Mischung aus zwei Antimonchloriden (III) und (V) bilden:
Reis. 90. Erhitztes Eisenpulver entzündet sich auch bei der Wechselwirkung mit Chlor. Der Versuch kann auch mit Antimon durchgeführt werden, aber nur Eisenspäne müssen zuerst in einem Eisenlöffel erhitzt und dann in kleinen Portionen in einen Kolben mit Chlor gegossen werden. Da Chlor ein starkes Oxidationsmittel ist, entsteht durch die Reaktion Eisen(III)-chlorid (Abb. 91):
Reis. 91. Heißer Kupferdraht brennt in Bromdampf:
Jod oxidiert Metalle langsamer, aber in Gegenwart von Wasser, das ein Katalysator ist, verläuft die Reaktion von Jod mit Aluminiumpulver sehr schnell:
Die Reaktion wird von der Freisetzung violetter Joddämpfe begleitet (warum?). Die Abnahme der oxidierenden und Zunahme der reduzierenden Eigenschaften von Halogenen von Fluor zu Jod kann auch anhand ihrer Fähigkeit beurteilt werden, sich aus Salzlösungen gegenseitig zu verdrängen.
Reis. 92. Freies Brom verdrängt Jod aus Salzen:
Für Fluor ist diese Reaktion nicht typisch, da sie in Lösung auftritt und Fluor mit Wasser interagiert und Sauerstoff daraus verdrängt:
Dabei spielt Sauerstoff als Reduktionsmittel eine ungewöhnliche Rolle. Dies ist vielleicht der einzige Fall, wenn Sauerstoff bei der Verbrennungsreaktion nicht einer der Ausgangsstoffe, sondern dessen Produkt ist. Die Schwächung der oxidierenden Eigenschaften von Halogenen von Fluor zu Jod zeigt sich deutlich, wenn sie mit Wasserstoff wechselwirken. Die Gleichung für diese Reaktion kann in allgemeiner Form geschrieben werden: H2 + G2 \u003d 2NG (G - herkömmliche chemische Bezeichnung von Halogenen). Wenn Fluor unter allen Bedingungen explosionsartig mit Wasserstoff wechselwirkt, reagiert ein Gemisch aus Chlor mit Wasserstoff nur dann explosionsartig, wenn es gezündet oder mit direktem Sonnenlicht bestrahlt wird, Brom wechselwirkt mit Wasserstoff beim Erhitzen und ohne Explosion. Diese Reaktionen sind exotherm. Die Reaktion der Verbindung von kristallinem Jod mit Wasserstoff ist schwach endotherm, sie verläuft auch bei Erwärmung langsam. Als Ergebnis dieser Reaktionen werden jeweils Fluorwasserstoff HF, Chlorwasserstoff HCl, Bromwasserstoff HBr und Jodwasserstoff HI gebildet. Entdeckung von Halogenen. Fluor in freier Form wurde erstmals 1886 von dem französischen Chemiker A. Moissan gewonnen, der dafür mit dem Nobelpreis ausgezeichnet wurde. Das Element hat seinen Namen vom griechischen Fluoros - "zerstören". Chlor wurde 1774 vom schwedischen Chemiker K. Scheele entdeckt. Das Element wurde nach der Farbe einer einfachen Substanz benannt (vom griechischen Chloros - gelbgrün). Brom wurde 1826 von dem französischen Chemiker A. Balard entdeckt. Das Element ist so nach dem Geruch einer einfachen Substanz benannt (aus dem Griechischen. Bromos - übelriechend). Jod wurde 1811 vom französischen Wissenschaftler B. Courtois gewonnen und erhielt den Namen für die Farbe der Dämpfe einer einfachen Substanz (von den griechischen Joden - Violett). Neue Wörter und Konzepte
Aufgaben zum selbstständigen Arbeiten
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