Cl 2 + 2KI = I 2 + 2KCl

Molarna masa joda, izračunata pomoću tablice kemijskih elemenata D.I. Mendeljejeva, jednako – 254 g/mol. Nađimo količinu nastalog joda:

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

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 elektronskih orbitala u vanjskom elektronskom sloju svih halogena je istog tipa

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, pa 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) koji su međusobno povezani kovalentnim vezama. nepolarna veza. Između atoma u molekulama halogena pojavljuje se jedan zajednički elektronski par. To ukazuje da su u jednostavnim tvarima ti elementi jednovalentni. Kristalna rešetka halogena molekulskog tipa.
Atomi različitih halogena razlikuju se po broju elektronskih slojeva, pa su stoga polumjeri atoma halogena različiti (tablica 11). S povećanjem nuklearnih naboja povećavaju se radijusi atoma, što dovodi do postupnog smanjenja vrijednosti elektronegativnosti od fluora do joda i smanjenja nemetalnih svojstava. Najizraženiji nemetal među halogenima je fluor, najmanje svijetli je .

■ 1. Kako se mijenja atomski polumjer ovisno o porastu naboja atomske jezgre?
2. Koje vrste molekula halogena postoje?
3. Koju vrstu kristalne rešetke imaju halogeni?
4. Koliki je sadržaj halogena u slobodnom stanju?
5. Zašto se pri nastanku molekule halogena između atoma javlja 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 elementa. Ova svojstva različitih halogena su uglavnom slična, ali u isto vrijeme svaki halogen ima niz značajki.
Fluor- svijetlozelen plin s izrazito toksičnim svojstvima. Vrelište fluora je -188 °, temperatura skrućivanja je -218 °. Gustoća 1,11 g/cm.
- žuto-zeleni plin. Također je otrovna i ima oštar, zagušljiv i neugodan miris. Klor je teži od zraka i relativno se dobro otapa u vodi (na 1 volumen vode, 2 volumena klora), tvoreći klornu vodu; Cl2agi prelazi u tekućinu pri temperaturi od -34°, a skrućuje se pri -101°. Gustoća 1,568 g/cm3..
-jedini tekući nemetal. Ova tvar je crveno-smeđe boje, teška, hlapljiva. Posuda u kojoj se nalazi brom njegova je para uvijek obojena crveno-smeđe.
Brom ima jak neugodan miris ("brom" preveden na ruski znači "smrdljiv"). Slabo se otapa u vodi, stvarajući bromnu vodu Br2aq. Brom se puno bolje otapa u organskim otapalima - benzenu, toluenu, kloroformu.
Dodate li malu količinu benzena u bromnu vodu i dobro je promućkate, nakon što se tekućine odvoje, primijetit ćete kako boja bromne vode nestaje, a benzen koji se skupio na vrhu biva obojen svijetlonarančasto od otopljenog broma. To se objašnjava činjenicom da je benzen izvukao brom iz vode zbog svoje bolje topljivosti u benzenu.
Brom čuvajte u bocama s brušenim čepovima i brušenim čepovima. Gumeni čepovi nisu prikladni za rad s bromom, kao ni za rad s klorom, jer brzo korodiraju. Brom je mnogo teži od vode (gustoća 3,12 g/cm3). Vrelište broma je 63 °, temperatura skrućivanja je -7,3 °.
- kristalna tvar, tamnosive boje, u parama - ljubičasta. Gustoća joda je 4,93 g/cm3, talište 113°, vrelište 184°. Nije ga moguće dovesti do taljenja, a još manje do vrenja, u normalnim uvjetima, jer čak i pri slabom zagrijavanju odmah prelazi iz krutog stanja u paru i sublimira. Prijelaz iz krutog u plinovito stanje, zaobilazeći tekuće stanje, i natrag naziva se sublimacija. Ovo svojstvo je karakteristično ne samo za jod, već i za neke druge tvari. Pogodno je koristiti za pročišćavanje tvari od nečistoća.
Jod je slabo topljiv u vodi. Boja jodne vode I2aq je uvijek svijetlo žuta. Ali savršeno se otapa u alkoholu. Ovo se koristi za pripremu 5-10% otopine joda u alkoholu, koja se naziva jodna tinktura. Jod se također otapa u benzenu, toluenu, eteru, ugljikovom disulfidu i drugim organskim otapalima. Zanimljivo je da se jod vrlo dobro otapa u otopini vlastitih soli, primjerice u kalijevom jodidu. Ova otopina, nazvana Lugolova otopina, naširoko se koristi u kliničkim laboratorijima.
Dodate li malo benzena jodnoj vodi I2aq, mućkanjem se na površini također stvara obojena boja. benzenski prsten, ali samo grimizno.

■ 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 popunite tablicu “Fizikalna svojstva halogena” prema sljedećem modelu:
11. Kako objasniti niska tališta i vrelišta halogena s gledišta strukture kristalne rešetke?
12. Kolika je relativna gustoća fluora i klora prema 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. Tada ćete moći odgovoriti na pitanje.
13. Koliki će volumen zauzeti 20 kg klora u normalnim uvjetima? Ako ste zaboravili kako izračunati volumen plina u normalnim uvjetima, pogledajte.

Fiziološki učinak halogena

Svi su otrovni u svojim fiziološkim učincima. Fluorid je posebno otrovan: kada se udiše u malim količinama uzrokuje plućni edem, au većim 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 promjene u tenu, plućne i bronhalne bolesti. U slučaju trovanja klorom, kao protuotrov se mora koristiti mješavina alkoholnih para s eterom, kao i vodena para pomiješana s amonijakom, a unesrećenog je potrebno prethodno izvesti na svježi zrak.
U malim količinama, klor može izliječiti bolesti gornjih dišnih putova, jer ima štetan učinak na bakterije. Zbog svog dezinfekcijskog djelovanja, klor se koristi za dezinfekciju vode iz slavine.
Pare broma uzrokuju gušenje. Tekući brom također je otrovan i uzrokuje ozbiljne opekline ako dođe u dodir s kožom. Preporuča se pretakanje broma iz jedne posude u drugu uz pomoć gumenih rukavica i pod pritiskom.
U slučaju kontakta s kožom, brom treba isprati organskim otapalom - benzenom ili ugljikovim tetrakloridom, brisanjem zahvaćenog područja vatom natopljenom tim otapalima. Kada se brom ispere vodom, često je nemoguće izbjeći opekline.

Jod Najmanje toksičan od svih halogena. Udisanje jodnih para kada se zagrijavaju može uzrokovati trovanje, ali je rijetko raditi s parovitim jodom, na primjer, kada se pročišćava sublimacijom. Kristalni jod se ne smije uzimati rukama jer u dodiru s kožom nastaju karakteristične žute mrlje. Sve radove s halogenima treba izvoditi u napi.
Međutim, halogeni su vitalni elementi. Klor u obliku stolna sol Stalno se koristi u hrani, a također je dio zelenih biljaka - klorofila. Nedostatak fluoridnih spojeva u pitkoj vodi uzrokuje karijes. Jod je neophodan svim živim organizmima, kako biljkama tako i životinjama. 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.

Zapišite u svoju bilježnicu mjere opreza pri radu s halogenima i prvu pomoć kod trovanja.

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 s jednostavnim tvarima. Na primjerima različitih reakcija možete pratiti smanjenje kemijske aktivnosti od fluora do klora. Posebno je zanimljiva interakcija različitih halogena s vodikom. Uvjeti njihove reakcije su različiti.
Dakle, fluor reagira s vodikom eksplozivno 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 eksplozivno samo na svjetlu:
Cl2+ H2 = 2HCl
Zapalite li struju vodika u atmosferi klora, ona će tiho gorjeti bezbojnim plamenom (slika 21).

S vodikom, brom stvara bromovodik.
Br2 + H2 = 2NVg
Proces se odvija na niskoj temperaturi.
Jod reagira s vodikom samo kada se zagrije da nastane hidrogen jodid:
N2 + I2 = 2NI
Međutim, ovaj spoj je vrlo nestabilan i lako se raspada uz stvaranje vodika i joda. U svim tim slučajevima halogeni se ponašaju kao oksidansi. Vodikovi halogeni tvore kiseline kada se otope u vodi.

Halogeni također pokazuju oksidirajuća svojstva u interakciji s metalima, koja je obično vrlo aktivna.
Fluor reagira s gotovo svim metalima. Lako je pratiti interakciju klora s metalima. Mnogi gore u kloru, na primjer, spontano se zapale (slika 22). Drugi reagiraju s klorom kada se zagrijavaju, na primjer (slika 23).
2Na + Cl2 = 2NaCl
Ako mogu imati različita oksidacijska stanja, onda kada reagiraju s klorom obično pokazuju najviše.

Riža. 22.

Na primjer.
2Fe + 3Sl2 = 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.

Kemija elemenata

Nemetali VIIA podskupine

Elementi VIIA podskupine tipični su nemetali s visokim

elektronegativnosti, imaju naziv grupe - "halogeni".

Glavna pitanja obrađena na predavanju

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

oksidacijske kazne. Značajke kemije halogena.

Jednostavne tvari.

Prirodni spojevi.

Halogeni spojevi

Halovodične kiseline i njihove soli. Sol i fluorovodična kiselina

utora, računa i prijave.

Halidni kompleksi.

Binarni spojevi kisika halogeni. Nestabilnost cca.

Redoks svojstva jednostavnih tvari i ko-

jedinstva. Reakcije disproporcionalnosti. Latimerovi dijagrami.

Kemija elemenata VIIA podskupine

opće karakteristike

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.

da se formira stabilna ljuska od osam elektrona

kutije, zato i imaju postoji snažna tendencija prema

dodavanje elektrona.

Svi elementi lako se tvore jednostavnim jednostrukim punjenjem

ny anioni G – .

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

CaF2.

Opći skupni naziv elemenata VIIA-

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

čini tipične soli(CaF2, NaCl, MgBr2, KI), ko-

koji se može dobiti izravnom interakcijom

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

Minimalno oksidacijsko stanje (–1) je najstabilnije

za sve halogene.

Neke karakteristike atoma elemenata VIIA skupine date su u

Najvažnije karakteristike atoma elemenata VIIA skupine

Halogeni imaju visok afinitet prema elektronu (maksimalno pri

Cl) i vrlo visoka energija ionizacije (maksimum na F) i maksimum

moguća elektronegativnost u svakoj periodi. Fluor je najviše

elektronegativnost svih kemijskih elemenata.

Prisutnost jednog nesparenog elektrona u atomima halogena određuje

predstavlja spajanje atoma u jednostavnim tvarima u dvoatomne molekule G2.

Za jednostavne tvari, halogene, najkarakterističnija su oksidacijska sredstva

svojstva, koja su najjača u F2, a slabe kada prelaze na I2.

Halogene karakterizira najveća reaktivnost od svih nemetalnih elemenata. Fluor se, čak i među halogenima, ističe

ima izrazito visoku aktivnost.

Element druge periode, fluor, najjače se razlikuje od ostalih

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

Fluor, kao najelektronegativniji element, ne pokazuje seks

stalna oksidacijska stanja. U bilo kojoj vezi, uključujući i ki-

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

Svi ostali halogeni pokazuju pozitivne stupnjeve oksidacije

lenija do najviše +7.

Najkarakterističnija oksidacijska stanja halogena:

F: -1, 0;

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

Cl ima poznate okside u kojima se nalazi u oksidacijskim stanjima: +4 i +6.

Najvažniji halogeni spojevi, u pozitivnim stanjima,

Kazne za oksidaciju su kiseline koje sadrže kisik i njihove soli.

Svi halogeni spojevi u pozitivnim oksidacijskim stupnjevima su

su jaki oksidansi.

užasan stupanj oksidacije. Disproporcionalnost potiče alkalni okoliš.

Praktična primjena jednostavnih tvari i kisikovih spojeva

Redukcija halogena uglavnom je posljedica njihovog oksidacijskog učinka.

Najširi praktičnu upotrebu pronaći jednostavne tvari Cl2

i F2. Najveća količina klor i fluor troše se u industrijskim

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

pesticidi, lijekovi. Značajne količine klora i joda koriste se za dobivanje metala i njihovo rafiniranje. Također se koristi klor

za izbjeljivanje celuloze, za dezinfekciju piti vodu i u proizvodnji

voda izbjeljivača i klorovodične kiseline. Soli oksokiselina koriste se u proizvodnji eksploziva.

Kiseline - klorovodična i rastaljena kiselina - imaju široku primjenu u praksi.

Fluor i klor su među dvadeset najčešćih elemenata

tamo je broma i joda u prirodi znatno manje. Svi halogeni se u prirodi pojavljuju u svom oksidacijskom stanju(-1). Samo se jod javlja u obliku soli KIO3,

koji je uključen kao nečistoća u čileansku salitru (KNO3).

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

Jednostavne tvari

Jednostavne tvari halogena tvore dvoatomne molekule G2.

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

tronskih slojeva i povećanja polarizabilnosti atoma, dolazi do povećanja

intermolekularna interakcija, koja dovodi do promjene u agregatnom ko-

stoji pod standardnim uvjetima.

Fluor (u normalnim uvjetima) je žuti plin, na –181o C prelazi u

tekuće stanje.

Klor je žutozeleni plin koji prelazi u tekućinu na –34o C. Boje ha-

Ime Cl povezano je s njim, dolazi od grčke riječi "chloros" - "žuto-

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

ukazuje na povećanu međumolekularnu interakciju.

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

naziv elementa povezan je s oštrim neugodnim mirisom plina i potječe od

"bromos" - "smrdljiv".

Jod - tamnoljubičasti kristali, sa slabim "metalnim"

grudice, koje se pri zagrijavanju lako sublimiraju, stvarajući ljubičaste pare;

Vrelište joda je 183 ° C. Ime mu dolazi od boje jodnih para -

"jodos" - "ljubičasta".

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 jednostavne tvari halogena tvore nepolarne molekule

hladi, dobro se otapaju u nepolarnim organskim otapalima:

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

Otopina doseže 0,2 mol/l, a klor – 0,1 mol/l.

Fluorid razgrađuje vodu:

2F2 + 2H2 O = O2 + 4HF

Halogeni pokazuju visoku oksidativnu aktivnost i prijelaz

u halogenidne anione.

G2 + 2e–  2G–

Fluor ima posebno visoku oksidativnu aktivnost. Fluor oksidira plemenite metale (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, npr.

voda, kvarc (SiO2).

SiO2 + 2F2 = SiF4 + O2

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

nitna kiselina, djeluju kao redukcijski agensi, dok fluor oksidira ulaz

koji u svom sastavu sadrže 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 za ove svrhe koristimo

Postoje nikal i bakar koji, kada oksidiraju, stvaraju guste zaštitne filmove fluorida na svojoj površini. Naziv F je dobio zbog svog agresivnog djelovanja.

Jedem, dolazi od grč. “fluoros” – “destruktivan”.

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

povećanje veličine atoma i smanjenje elektronegativnosti.

U vodene otopine oksidativna i reduktivna svojstva ver-

Tvari se obično karakteriziraju pomoću elektrodnih potencijala. Tablica prikazuje standardne elektrodne potencijale (Eo, V) za redukcijske polureakcije

stvaranje halogena. Za usporedbu, vrijednost Eo za ki-

ugljik je najčešće oksidacijsko sredstvo.

Standardni elektrodni potencijali za jednostavne halogene tvari

Smanjena oksidativna aktivnost

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

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

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

također viši od O2. Doista, tijekom dugotrajnog skladištenja klorirane vode, ona se razgrađuje uz oslobađanje kisika i stvaranje 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 karakterizira još veća stabilnost u vodi.

Disproporcioniranje je vrlo karakterističan oksidans

reakcija redukcije halogena. Disproporcionalnost pojačanja

lije u alkalnoj sredini.

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-

Logično, Br2 disproporcionira jod. Promjena proizvoda je neproporcionalna

nacija je zbog činjenice da su anioni GO– i GO2– u Br i I nestabilni.

Reakcija disproporcioniranja klora koristi se u industriji

mogućnost dobivanja jakog i brzodjelujućeg hipokloritnog oksidansa,

vapno za izbjeljivanje, bertholet sol.

3Cl2 + 6 KOH = 5KCl + KClO3 + 3H2 O

Interakcija halogena s metalima

Halogeni snažno reagiraju s mnogim metalima, na primjer:

Mg + Cl2 = MgCl2 Ti + 2I2  TiI4

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

- To su soli slični spojevi s pretežno ionskim vezama. Kako da

evo, ionski halidi su krute tvari s visokim talištem

Metalni halogenidi, u kojima metal ima visok stupanj oksidacija

cije su spojevi s pretežno kovalentnim vezama.

Mnogi od njih su plinovi, tekućine ili taljivi u normalnim uvjetima čvrste tvari. 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.

Ti spojevi obično imaju niske točke taljenja i vrelišta.

Pri prelasku s fluora na jod povećava se kovalentna priroda halogenida.

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

PBr3 + 3H2O = 3HBr + H3PO3

PI3 + 3H20 = 3HI + H3PO3

PCl5 + 4H20 = 5HCl + H3PO4

Prve dvije reakcije koriste se za proizvodnju broma i hidrogen jodida.

noična kiselina.

Interhalidi. Halogeni spojevi međusobno tvore među-

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

oksidacijske kazne.

Izravnom interakcijom halogena pri zagrijavanju dobivaju se: ClF, BrF, BrCl, ICl. Postoje i složeniji interhalogenidi:

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

Svi interhalogenidi u normalnim uvjetima su tekuće tvari sa niske temperature ključanje. Interhalogenidi imaju visoku oksidativnu aktivnost

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

2Al2 O3 + 4ClF3 = 4 AlF3 + 3O2 + 2Cl2

Fluorid ClF 3 je agresivan fluorirajući reagens koji djeluje brzo

dvorište F2. Koristi se u organske sinteze te za dobivanje zaštitnih filmova na površini opreme od nikla za rad s fluorom.

U vodi se interhalogenidi hidroliziraju u kiseline. Na primjer,

ClF5 + 3H20 = 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 halogena

Nid ioni.

2G –  G2 + 2e–

Značajna količina halogena nalazi se u prirodne vode u obliku aniona: Cl–, F–, Br–, I–. U morska voda može sadržavati do 2,5% NaCl.

Brom i jod dobivaju se iz vode naftne bušotine i morske vode.

Građa i svojstva atoma. Elementi glavne podskupine VII Periodni sustav elemenata D. I. Mendeleev, objedinjeni pod općim nazivom halogeni - fluor F, klor Cl, brom Br, jod I, astat At (rijetko se nalazi u prirodi) - tipični su nemetali. To je razumljivo, jer se njihovi atomi nalaze na vanjskoj razina energije sedam elektrona i potreban im je samo jedan elektron da ga dovrše. Atomi halogena, u interakciji s metalima, prihvaćaju elektron od atoma metala. U ovom slučaju, postoji ionska veza te nastaju soli.

Odatle dolazi uobičajeno ime podskupine “halogeni”, tj. “rađanje soli”.

Halogeni su vrlo jaki oksidansi. Fluorid u kemijske reakcije pokazuje samo oksidacijska svojstva, a karakterizira ga samo -1 oksidacijsko stanje u spojevima. Preostali halogeni također pokazuju redukcijska svojstva u interakciji s više elektronegativnih elemenata - fluorom, kisikom, dušikom. Njihova oksidacijska stanja mogu poprimiti vrijednosti +1, +3, +5, +7.

Reducirajuća svojstva halogena povećavaju se od klora do joda, što je povezano s povećanjem polumjera njihovih atoma: atomi klora su otprilike jedan i pol puta manji od joda.

Halogeni su jednostavne tvari. Svi halogeni postoje u slobodnom stanju u obliku dvoatomnih molekula s kovalentnim nepolarnim kemijska veza između atoma. U čvrstom stanju, F 2, Cl 2, Br 2, I 2 imaju molekularne kristalne rešetke, što potvrđuju i njihovi fizička svojstva(Tablica 7).

Tablica 7
Fizikalna svojstva halogena

Kao što se vidi, s povećanjem Molekularna težina halogena, povećava im se talište i vrelište (slika 88), povećava se gustoća: fluor i klor su plinovi, brom je tekućina, jod je kruta tvar.

Riža. 88.
Tališta i vrelišta halogena

To je zbog činjenice da s povećanjem veličine atoma i molekula halogena (slika 89) rastu i sile međumolekulskog međudjelovanja među njima.

Riža. 89.
Duljina veze u molekulama halogena

Od F 2 do I 2 intenzitet boje halogena raste. Kristali joda imaju metalni sjaj.

Kemijska aktivnost halogena, kao i nemetala, slabi od fluora do joda.

Svaki halogen je najjači oksidans u svojoj periodi. Oksidirajuća svojstva halogena jasno se očituju u interakciji s metalima. U ovom slučaju, kao što već znate, nastaju soli. Dakle, fluor već u normalnim uvjetima reagira s većinom metala, a zagrijavanjem reagira i sa zlatom, srebrom i platinom koji su poznati po svojoj kemijskoj pasivnosti. Aluminij i cink se zapale u atmosferi fluora:

Preostali halogeni reagiraju s metalima uglavnom pri zagrijavanju. Dakle, u tikvici napunjenoj klorom, kristali smrvljenog antimona se rasplamsaju i lijepo gore (slika 90), tvoreći smjesu dvaju antimonovih klorida (III) i (V):

Riža. 90.
Izgaranje antimona u kloru

Zagrijani željezni prah također se zapali kada reagira s klorom. Pokus se može izvesti i s antimonom, ali se samo željezne strugotine moraju najprije zagrijati u željeznoj žlici, a zatim u malim obrocima sipati u tikvicu s klorom. Budući da je klor jako oksidacijsko sredstvo, reakcija rezultira stvaranjem željezovog (III) klorida (slika 91):

Riža. 91.
Spaljivanje željeza u kloru

Užarena bakrena žica gori u parama broma:

Jod sporije oksidira metale, ali u prisutnosti vode, koja je katalizator, reakcija joda s aluminijskim prahom odvija se vrlo burno:

Reakcija je popraćena oslobađanjem ljubičastih jodnih para (zašto?).

O smanjenju oksidativnih svojstava i povećanju redukcijskih svojstava halogena od fluora do joda može se procijeniti i njihovom sposobnošću međusobnog istiskivanja iz otopina soli.

Riža. 92.
Istiskivanje broma iz njegove soli aktivnijim halogenom - klornom vodom

Slobodni brom istiskuje jod iz soli:

Ova reakcija nije tipična za fluor, jer se događa u otopini, a fluor stupa u interakciju s vodom, istiskujući kisik iz nje:

Ovdje kisik igra neobičnu ulogu redukcijskog sredstva. Ovo je možda jedini slučaj kada kisik u reakciji izgaranja nije jedna od polaznih tvari, već njezin proizvod.

Slabljenje oksidativnih svojstava halogena od fluora do joda jasno se očituje u njihovoj interakciji s vodikom. Jednadžba za ovu reakciju može se napisati u općem obliku:

N 2 + G 2 = 2NG

(G - uvjetno kemijska oznaka halogeni).

Ako fluor reagira s vodikom pod bilo kojim uvjetima uz eksploziju, tada smjesa klora i vodika reagira eksplozijom samo kada se zapali ili ozrači izravnom sunčevom svjetlošću, brom reagira s vodikom kada se zagrije i bez eksplozije. Ove reakcije su egzotermne. Reakcija spoja kristalnog joda s vodikom je slabo endotermna, teče sporo čak i pri zagrijavanju.

Kao rezultat ovih reakcija nastaju fluorovodik HF, klorovodik HCl, bromovodik HBr i jodovodik HI.

Otkriće halogena. Fluor u slobodnom obliku prvi je dobio 1886. godine francuski kemičar A. Moissan, koji je za to nagrađen. Nobelova nagrada. Element je dobio ime od grčke riječi fluoros - "uništavajući".

Klor je otkrio švedski kemičar K. Scheele 1774. Element je dobio ime po svojoj boji jednostavna tvar(od grčkog klorosa - žuto-zeleno).

Brom je 1826. godine otkrio francuski kemičar A. Balard. Element je tako nazvan po mirisu jednostavne tvari (od grčkog bromosa - smrdljiv).

Jod je dobio 1811. godine francuski znanstvenik B. Courtois, a ime je dobio po boji para jednostavne tvari (od grčkih iodes - ljubičasta).

Nove riječi i pojmovi

1. Struktura atoma halogena i njihova oksidacijska stanja.
2. Fizikalna svojstva halogena.
3. Kemijska svojstva halogena: međudjelovanje s metalima, vodikom, otopinama soli halogena.
4. Promjene redoks svojstava halogena od fluora do joda.

Zadaci za samostalan rad

1. Izračunajte masu 1 litre fluora i klora na sobnoj temperaturi. u. Odredite njihove relativne gustoće za vodik i zrak.
2. Otopine klora, broma i joda u vodi nazivaju se klorna, bromna i jodna voda. Zašto nema fluorirane vode?
3. Napravite analogiju između reakcija alkalijski metali a fluor s otopinama soli.
4. Izračunajte oksidacijska stanja atoma kemijskih elemenata u sljedećim spojevima: KClO 3 (Bertholletova sol), HClO (hipoklorna kiselina), HClO 4 (perklorna kiselina). Napiši formule oksida koji odgovaraju kiselinama.
5. Izračunajte volumen klora (br.) koji će biti potreban da istisne sav jod iz 300 g 15% otopine kalijevog jodida. Izračunajte količinu nove soli koja nastaje.
6. Izračunajte volumen klorovodika koji nastane kada 150 litara klora reagira s 200 litara vodika. Koji plin se uzima u višku? Izračunajte volumen koji će višak tog plina zauzeti.
7. U mnogim zemljama fluor ima drugačije ime - fluor, što na latinskom znači "teče". Pronađite objašnjenje za ovaj naziv pomoću kemijski rječnici i druge literature.

Pročitajte također:

• 0

  Željezo - opće karakteristike elementa, kemijska svojstva željeza i njegovih spojeva

  2024-01-09 04:37:13

• 0

  Vasilisa Yaviks - inteligentna tražilica

  2024-01-09 04:37:13

• 0

  Michelle Knudsen "Marilyn i njezina zvijer" Druge knjige slične tematike

  2024-01-09 04:37:13