A halogének számos vegyületet képeznek oxigénnel. Mindezek a vegyületek azonban instabilok, nem állíthatók elő halogének és oxigén közvetlen kölcsönhatásával, és csakis előállíthatók közvetve. A halogének oxigénvegyületeinek ilyen tulajdonságai összhangban vannak azzal a ténnyel, hogy szinte mindegyiküket a standard Gibbs-képződési energia pozitív értékei jellemzik (lásd például a 7. táblázatot a 194. oldalon a 194. oldalon).

Az oxigéntartalmú halogénvegyületek közül a sók a legstabilabbak oxigén savak, legkevesebb - oxidok és savak. Minden oxigéntartalmú vegyületben a halogének a fluor kivételével pozitív oxidációs állapotot mutatnak, elérve a hetet.

Oxigén-fluoridot úgy állíthatunk elő, hogy fluort hűtött oldatba vezetünk. A reakció a következő egyenlet szerint megy végbe:

Emellett mindig képződik oxigén, ózon és hidrogén-peroxid. Normál körülmények között színtelen, szúrós ózonszagú gáz. Az oxigén-fluorid nagyon mérgező, erős oxidáló tulajdonságokkal rendelkezik, és a rakéta-üzemanyagok egyik hatékony oxidálójaként szolgálhat.

A legtöbb és gyakorlatilag legfontosabb a klór oxigénvegyületei, amelyeket részletesebben megvizsgálunk.

Mint már jeleztük, a klór oxigénvegyületei csak közvetett módszerekkel állíthatók elő. Kezdjük a képződésük módozatainak mérlegelését a klórhidrolízis folyamatával, azaz. reverzibilis reakció klór és víz között

melynek eredményeként sósav és hipoklórsav keletkezik.

A klór hidrolízise egy önoxidációs-önredukciós reakció, amelyben az egyik klóratom egy másik atomtól elektront nyerve redukálódik, a másik klóratom pedig oxidálódik.

A keletkező klór hidrolízise kölcsönhatásba léphet egymással, ismét klórt és vizet képezve, így a reakció nem megy végbe; Az egyensúly akkor jön létre, ha megközelítőleg oldott klór reagál. Így a klóros víz a molekulákkal együtt mindig jelentős mennyiségű sósavat és hipoklórsavat tartalmaz.

A hipoklórsav nagyon gyenge sav (), gyengébb, mint a szénsav; sóit hipokloritoknak nevezzük. Mivel nagyon instabil vegyület, a hipoklórsav még híg oldatban is fokozatosan szétesik (lásd alább).

A hipoklórsav nagyon erős oxidálószer; A klór és a víz kölcsönhatása során keletkező képződése magyarázza a klór fehérítő tulajdonságait. A teljesen száraz klór nem fehérít, de nedvesség jelenlétében a klór hidrolízise során képződő hipoklórsav gyorsan elpusztítja a színezőanyagot.

Ha a klóros vízhez lúgot adnak, akkor a hipoklór- és sósav semlegesítése miatt a rendszer egyensúlya

jobbra mozog; a reakció majdnem befejeződik, és hipoklór- és sósav sóit tartalmazó oldatot kapunk:

Ugyanezt az eredményt kapjuk, ha a klórt közvetlenül hideg lúgos oldatba vezetjük

vagy ion-molekuláris formában:

Az így kapott hipoklór- és sósav-sók oldatát fehérítésre használják; fehérítő tulajdonságai annak a ténynek köszönhető, hogy a kálium-hipoklorit már a levegőben lévő szén-dioxid hatására könnyen lebomlik, és hipoklórsav képződik:

Ez utóbbi oxidálásával színteleníti a festékeket.

Hasonló nátrium-hipokloritot tartalmazó oldatot kapunk, ha klórt nátrium-hidroxid-oldatba vezetünk. Mindkét oldat előállítható kálium- vagy nátrium-klorid oldatok elektrolízisével, ha a felszabaduló klórt hagyjuk reagálni az elektrolízis során képződő lúgokkal (lásd 549. oldal).

Ha a klór a száraz oltott mészre hat, akkor az úgynevezett fehérítő vagy fehérítő mész keletkezik. Az ő fő szerves része az egyenlet szerint képzett só:

Ennek a sónak szerkezeti képlete van, amely szerint úgy kell tekinteni, mint vegyes sót sósav és hipoklórsav.

A fehérítő fehér por, szúrós szaggal és erős oxidáló tulajdonságokkal rendelkezik. Nedves levegőben szén-dioxid hatására fokozatosan lebomlik, és hipoklórsavat szabadít fel:

Fehérítő hatásának kitéve sósavból klór szabadul fel:

A mészkloridot növényi rostok (szövetek, papírok) fehérítésére és fertőtlenítésére használják.

Az oldatban a hipoklórsav három különböző típusú átalakuláson megy keresztül, amelyek egymástól függetlenül mennek végbe:

A körülmények megváltoztatásával biztosítható, hogy a reakció szinte teljes egészében egy irányba menjen végbe.

Közvetlen napfénynek kitéve és bizonyos katalizátorok vagy redukálószerek jelenlétében a hipoklórsav bomlása az (1) egyenlet szerint megy végbe.

A (2) reakció például vízeltávolító szerek jelenlétében megy végbe. A reakció eredményeként egy oxid (hipoklór-anhidrid) keletkezik, amely rendkívül instabil sárgásbarna gáz, szagával a klórhoz hasonló.

A (3) reakció szerinti bomlás különösen könnyen megy végbe melegítéskor. Ezért, ha klórt ad át egy forró kálium-hidroxid-oldatba, akkor ehelyett azonnal megkapja:

A reakciótermékek a kálium-klorid és a kálium-klorit, a perklórsav sója. Mivel a kálium-klorát (vagy Berthollet-só) gyengén oldódik hideg víz, majd az oldat lehűtésekor kicsapódik.

A klorátoknak megfelelő hipoklórsavat csak vizes oldat formájában ismerjük, amelynek koncentrációja legfeljebb . Erős sav (erőssége körülbelül egyenlő a és) és erős oxidálószer tulajdonságait mutatja. Így ennek koncentrált oldatai meggyújtják a fát.

A szabad klorátokkal ellentétben az oldatban az oxidáló tulajdonságok gyengén kifejeződnek. Legtöbbjük vízben jól oldódik; mind mérgezőek. A klorátok közül a legelterjedtebb a klorát, amely hevítés hatására könnyen lebomlik. Jelenlétében (mint katalizátor) a bomlás általában a következő egyenlet szerint megy végbe:

Különféle gyúlékony anyagokkal (kén, szén, foszfor) keverékeket képez, amelyek ütközéskor felrobbannak. Ez az alapja a tüzérségben való használatának biztosítékok készítésére. A kálium-klorátot pirotechnikában használják az előállításhoz csillagszórókés egyéb gyúlékony keverékek. A kálium-klorát fő fogyasztója a gyufaipar. Egy rendes meccs feje kb.

A klór-anhidrid nem ismert. Ha koncentrált kénsav hat, ehelyett jellegzetes szagú, sárgásbarna gáz szabadul fel - klór-dioxid (vagy dioxid). Ez egy nagyon instabil vegyület, amely hevítéskor, ütközéskor vagy más anyagokkal érintkezve könnyen robbanásszerűen klórra és oxigénre bomlik.

A klór-dioxidot különféle anyagok (papírpép, liszt stb.) fehérítésére vagy sterilizálására használják.

Lúgos oldattal való kölcsönhatás esetén a reakció lassan megy végbe

két sav - perklór és klór - só képződésével.

A klórsav nem túl stabil. Erősségét és oxidatív aktivitását tekintve köztes pozíciót foglal el és között. A klórsókat a szövetek fehérítésére használják.

Ha a kálium-klorátot katalizátor nélkül óvatosan melegítjük, bomlása lényegében a következő séma szerint megy végbe:

A kapott kálium-perklorát vízben nagyon gyengén oldódik, ezért könnyen izolálható.

A tömény kénsav hatására szabad perklórsav keletkezhet, amely színtelen folyadék, amely a levegőben füstölög.

A vízmentes instabil, és tárolás közben néha felrobban, de vizes oldatai meglehetősen stabilak. Oxidáló tulajdonságai kevésbé hangsúlyosak, mint az és savas tulajdonságok- erősebb. A perklórsav az összes ismert sav közül a legerősebb.

A sók néhány kivételtől eltekintve, amelyek közé tartozik a és, jól oldódnak, és oldatban nem mutatnak oxidáló tulajdonságokat.

Ha perklórsavat melegítünk, eltávolítva belőle a vizet, oxid vagy perklórsavanhidrid képződik,

Az oxid olajos folyadék, amely bomlás közben forr. Ütés hatására vagy extrém hőhatásnak kitéve felrobban.

A klór-oxigén savak sorozatában a tulajdonságok változása a következő sémával fejezhető ki:

A klór oxidációs fokának növekedésével oxigénsavainak stabilitása növekszik, oxidációs képességük csökken. A legerősebb oxidálószer a hipoklórsav, a legkevésbé erős a perklórsav.

Éppen ellenkezőleg, a klór oxigénsavainak erőssége növekszik az oxidációs állapot növekedésével. Az összes klór-hidroxidok közül a leggyengébb sav a hipoklórsav, a legerősebb a perklórsav. Ez a mintázat - a hidroxid savas tulajdonságainak növekedése, illetve bázikus tulajdonságainak gyengülése) az elem oxidációs fokának növekedésével nemcsak a klórra, hanem más elemekre is jellemző. Első közelítésképpen ez a mintázat azzal magyarázható, hogy a hidroxidmolekulák összes kémiai kötését tisztán ionosnak tekintjük.

ábrán. A 108. ábra sematikusan mutatja a hidroxidmolekula egy részét, amely egy töltött ionból, egy oxigénionból és egy hidrogénionból (protonból) áll. A molekula ezen részének ionokká történő disszociációja történhet kötéshasadással (ami hasadást eredményez), vagy kötéshasadással (ami ionhasadást eredményez); az első esetben a hidroxid egy bázis, a második esetben egy sav tulajdonságait fogja mutatni.

A hidroxid disszociáció minden lehetséges módja könnyebben végrehajtható, minél gyengébb a kötés a megfelelő ionok között. Egy elem oxidációs fokának növekedésével az ion töltése nő, ami növeli az ionhoz való vonzódását, és ezáltal megnehezíti a hidroxid, mint bázis disszociációját.

Rizs. 108. Hidroxid molekula fragmentumának ionvázlata

Ugyanakkor a hasonló töltésű ionok és a kölcsönös taszítás fokozódik, ami elősegíti a sav típusú disszociációt. Így egy elem oxidációs fokának növekedésével a savas tulajdonságok nőnek, és az elem által képződött hidroxid bázikus tulajdonságai gyengülnek.

Az ion sugarának növekedése, miközben töltése változatlan marad, az ion középpontja és az ionok középpontja közötti távolság növekedéséhez vezet. Ennek eredményeként az ionok kölcsönös elektrosztatikus vonzása gyengébb lesz, ami megkönnyíti a fő típus szerinti disszociációt; ugyanakkor az ionok és ionok kölcsönös taszítása csökkenni fog, így a sav típusú disszociáció nehezebbé válik. Következésképpen egy elem ionjának sugarának növekedésével (töltése változatlan marad) a bázikus tulajdonságai javulnak, és az elem által képződött hidroxid savas tulajdonságai gyengülnek. Ennek a mintának a megnyilvánulására példa a sav disszociációs állandók változása a sorozatban.

Klórt tartalmazó savak

Oxidáló savak és sóik.

Az Egységes Államvizsga erről a témáról nem sokat kérdez. Ismernie kell a savak és sók nevét. És néhány reakció. Igyekeztem ebbe a cikkbe minél több kanonikus egységesített államvizsga-reakciót írni. De a vizsga olyat is mutathat, ami nincs itt. Ezért fontos, hogy az Egységes Államvizsga „kémiai intuíciót” fejlesszen ki a reakciótermékek előrejelzése érdekében. Ha nagyon figyelmesen megnézi az OVR-t, akkor következtethet a főbb mintákra. Vagyis nem minden a zsúfoltságon múlik, a lényeg az elv megértése. És ahhoz, hogy egy elvet levezethess a fejedben, sok reakciót kell megoldanod. Nos, olvassa el cikkeinket.

Valószínűleg már tudja, hogy a klór nagyon sok oxigéntartalmú klór savat és sóit - erős oxidálószerek, és mindegyik instabil.

A savak erőssége az oxidáció mértékével nő:

Hipoklórsav akkor keletkezik, amikor a klór áthalad a vízen.

Ebben az esetben aránytalanság lép fel: a klór oxidálódik (+1-re) és redukálódik (+1-re), sósav (sósav) és hipoklórsav képződik:

Cl 2 + H 2 O → HCl + HClO

Ha a klórt nem vízen, hanem keresztül vezetik át vizes oldat lúgok, akkor ezeknek a savaknak sói keletkeznek: klorid és hipoklorit:

Cl 2 + 2KOH → KCl + KClO + H 2 O

És ha a klórt FORRÓ lúgos oldaton vezetik át, akkor hipoklorit helyett az képződik klorát:

3Cl 2 + 6KOH (t˚)→ 5KCl + KClO 3 + 3H 2 O

Ha a kapott oldatot lehűtjük, fehér kálium-klorát kristályok válnak ki. KClO3.

Emlékezzen ennek a sónak a triviális nevére: Berthollet só , valamint a megszerzésének ezt a történelmi módszerét. Ily módon nyert először kálium-klorátot a francia tudós, Claude Louis Berthollet (innen ered a só neve).

Bertholet-só- Nagyon erős oxidálószer.

Melegítéskor a Berthollet-só lebomlik, ismét klór-aránytalansággal. Leredukálódik (-1-re) és oxidálódik (+7-re, nem mehet tovább):

4 KClO 3 ( t˚)→ KCl + 3 KClO 4

A keletkező kálium-perklorát szintén nem túl stabil,és le is bomlik:

KClO 4 ( t˚)→ KCl + 2 O 2

Hipoklórsav hidrogén-halogenideket (hidrogén-jodidot és hidrogén-bromidot) szabad halogénné oxidál:

2HI + HClO → I 2 ↓ + HCl + H 2 O

3. előadás Halogének oxigénvegyületei

Halogén-oxidok.

Halogének és vegyületeik alkalmazása.

1. Halogén-oxidok

A halogének számos vegyületet képeznek oxigénnel. De ezek a vegyületek instabilak, ∆G o >0, hevítésre és szerves vegyületek jelenlétében könnyen felrobbannak. Csak közvetve szerezhetők be.

A következő oxigén-halogénvegyületek viszonylag stabilak:

A Cl 2 O 3, Br 2 O 3, BrO 2, Br 2 O 5, I 2 O 4, I 2 O 6 is ismert.

Nyugta.

Az OF 2 (fluor-oxid, pontosabban oxigén-fluorid) erős oxidálószer. F 2 hűtött híg lúgoldat hatására nyerik:

A klór és a jód oxidjai a következő reakciókkal állíthatók elő:

Kémiai tulajdonságok:

Termikusan instabil:

Az összes oxigéntartalmú halogénvegyület (az OF 2 kivételével) savas oxid.

A Cl 2 O, Cl 2 O 7, I 2 O 5 vízzel való kölcsönhatás során savakat képeznek:

A ClO 2, Cl 2 O 6 (C.O. = +4, +6 – instabil) a vízzel való kölcsönhatás során aránytalanok:

Halogén-oxidok – oxidálószerek:

Az OF 2 O +2-t tartalmaz – egy nagyon erős oxidálószer:

Oxidok a középfokú végzettség a halogén oxidáció aránytalan:

Halogének oxigéntartalmú savai

Minden oxigéntartalmú halogénsav jól oldódik vízben. A HClO 4, HIO 3 és H 5 IO 6 szabad formában ismert, a többi instabil és csak híg vizes oldatban létezik. A legstabilabb vegyületek SO-ban vannak. -1 és +5.

Saverősségek összehasonlítása

A klór-oxigén savak szerkezete:

A klór-oxigén savak sorozatában a tulajdonságok változását a diagram mutatja:

Ez a mintázat nemcsak a klórra jellemző, hanem a brómra és a jódra is.

A halogén oxidációs állapotának növekedésével az ion töltése növekszik, ez növeli az O 2-hoz való vonzódását, és megnehezíti a bázis típusa szerinti disszociációt. Ugyanakkor a pozitív H + és E n + ionok taszítása növekszik, ez elősegíti a sav típusú disszociációt.

Rizs. 1. Az E(OH)n molekula fragmentumának vázlata

A HOCl amfoter vegyület: savként és bázisként is disszociálhat:

A ClO - -ClO 2 - -ClO 3 - -ClO 4 sorozatban a savak és anionok stabilitása nő. Ez a kötések kialakításában részt vevő elektronok számának növekedésével magyarázható:

Kapcsolatok többszörössége =1 Kapcsolatok többszörössége = 1,5

d(Cl-O)=0,170 nm d(Cl-O)=0,145 nm

A savakban lévő oxigénatomok számának növekedésével a Cl árnyékolása megnő, így az oxidálóképesség csökken.

Így a НClO → НClO 2 → НClO 3 → HClO 4 sorozatban

a savak erőssége nő;

a savstabilitás nő;

oxidatív kapacitása csökken.

A HOCl-HOBr-HOI sorozat oxigéntartalmú savak erőssége csökken a kovalens sugár növekedése és az O-Hal kötés gyengülése miatt:

K d 5∙10 -8 2∙10 -9 2∙10 -10

Az oxidáló tulajdonságok csökkennek

A HCO-HBrO-HIO sorozatban a savak stabilitása nő. Például hevítéskor vagy fény hatására lebomlanak:

, ∆G o (kJ)HClO,HBrO,HIO

Nyugta.

A fluorsavat a következő reakciók segítségével állítják elő:

. (számnál)!!!

A hipoklórsavat klór hidrolízisével állítják elő (a HCl-t CaCO 3 hatására távolítják el):

Az egyensúly akkor jön létre, ha a klór 30%-a reagál.

A HClO és a HBrO hipokloritok és hipobromitok bomlásával keletkezik:

2. A HClO 2-t sókból nyerik:

3. HHalO 3 -ot kapunk:

Sókból:

Halogének oxidációja erős oxidálószerekkel:

4. HClO 4,H 5 IO 6 sókból:

Kémiai tulajdonságok

Melegítéskor és fény hatására lebomlik:

Erős oxidálószerek (minden sav erősebb oxidálószer, mint a sóik):

A perklórsav csak koncentrált oldatokban gyenge oxidálószer:

Oxosavak sói stabilabb, mint a savak. Stabilitásuk az oxidációs állapot növekedésével növekszik.

A sók kémiai tulajdonságai:

1. A klorátok és a perklorátok csak hevítés hatására bomlanak le:

2. A savakhoz hasonlóan oxidálószerek (de gyengébbek, mint a savak):

Sók beszerzése:

A MeHalO-t úgy nyerik, hogy halogéneket vezetnek át hideg lúg-, szóda- vagy káliumoldaton:

A MeHalO 3-t úgy nyerik, hogy halogéneket vezetnek át forró (60-70 o C-os) lúgos oldatokon:

MeClO 4 és Me 5 IO 6 klorátok és jodátok oxidációja révén elektrolízis vagy gyenge melegítés során:

7. Jelentkezés

Fluor

A fluorhidrogénsavat üveg maratására, fémöntvények homokmaradványainak eltávolítására és kémiai szintézisre használják.

Az UF 6-ot a nukleáris iparban használják.

A CF 2 Cl 2 hűtőközegként használatos.

A CaF 2-t a kohászatban használják.

Az etilén fluor származéka, a tetrafluor-etilén a polimerizáció eredményeként értékes polimert - teflont - állít elő, amely ellenáll a kémiai reagenseknek, és nélkülözhetetlen a különleges tisztaságú anyagok előállításához, berendezések gyártásához.

Fluorozott anyagok – a gyógyászatban, az erek és a szívbillentyűk helyettesítői. A fluor-műanyagból készült termékeket széles körben használják a repülési, elektromos, nukleáris és más iparágakban.

Klór

A klór elengedhetetlen a szintézishez a szerves és polimer szintézisben. A klórkohászat módszerével szilíciumot és tűzálló színesfémeket (titán, nióbium, tantál stb.) állítanak elő.

Oxidálószerként és ivóvíz sterilizálására használják.

A sósavat és a halogenideket a kohászatban, a textiliparban és az élelmiszeriparban használják.

A HClO-t baktériumölő és fehérítő szerként használják. A sav oldódása során felszabaduló atomi oxigén elszínezi a festékeket és elpusztítja a mikrobákat:

Javel víz- ez kálium-klorid és hipoklorit keveréke, lúg „klórvíz” hatására nyerik, fehérítő tulajdonságokkal rendelkezik:

A fehérítő vagy fehérítő egy szúrós szagú fehér por, amelyet fehérítő- és fertőtlenítőszerként használnak:

Bróm

Szerves szintézisben használják.

Az AgBr-t a fotózásban használják.

A brómvegyületeket gyógyszerek előállítására használják.

Az I 2 a kohászathoz szükséges, antiszeptikus és fertőtlenítőszerként használják. A jód helyettesíti a hidrogénatomokat a mikroorganizmusok fehérjemolekuláiban, ami halálához vezet:

A KI-t famegmunkáláshoz használják.

A jódvegyületeket gyógyszerek előállítására, élelmiszer-adalékanyagokban (NaI), szintézisre és kémiai elemzésre (jodometria) használják.

táblázatban 16.12 mutatja szisztematikus és hagyományos nevek oxigéntartalmú klórsavak és sóik. Minél magasabb a klór oxidációs állapota ezekben a savakban, annál nagyobb a hőstabilitásuk és a saverősségük:

Az 5 erős savak, a 6 pedig az egyik legerősebb sav az összes ismert sav közül. A maradék két sav csak részben disszociál vízben és

16.12. táblázat. Oxigéntartalmú klórsavak és anionjaik

vizes oldatban főleg molekuláris formában léteznek. Az oxigéntartalmú klórsavak közül csak 7 izolálható szabad formában. Más savak csak oldatban léteznek.

A klór oxigéntartalmú savak oxidációs képessége az oxidációs fok növekedésével csökken:

8 különösen jó oxidálószerek. Például a 9-es savas oldat:

1) a vas (II) ionokat vas (III) ionokká oxidálja:

2) napfény hatására lebomlik, oxigént képezve:

3) kb. 75 °C-ra melegítve aránytalanul kloridionokká és klorát 10-ionokká válik:

Oxigéntartalmú klórsavak sói

Ezek a sók általában stabilabbak, mint maguk a savak. Ez alól kivételt képeznek a szilárd klorátsók (III), amelyek hevítéskor és gyúlékony anyagokkal érintkezve felrobbannak. Az oldatokban az oxigéntartalmú klórsók oxidációs képessége annál nagyobb, minél nagyobb a klór oxidációs állapota ezekben a sókban. Ezek azonban nem olyan jó oxidálószerek, mint a megfelelő savak. A nátrium- és káliumsók 11 nagy ipari jelentőséggel bírnak. Előállításukat és alkalmazásukat a következő részben ismertetjük. A kálium(V)-klorátot általában használják laboratóriumi beszerzés oxigén, katalizátorként 12-es oxid jelenlétében:

Ha ezt a sót katalizátor hiányában alacsonyabb hőmérsékletre hevítjük, 13-kálium képződik:

A kálium-jodát (V) 14 kálium-15 erős oxidálószerek, és mennyiségi elemzésben oxidálószerként használják.

Tehát ismételjük meg még egyszer: 1. Különböző elemek halogenideinek tulajdonságai egy perióduson belül balról jobbra haladva a következőképpen változnak: a) karakter kémiai kötés egyre kovalensebbé és kevésbé ionossá válik; b) a halogenidek vizes oldatai a hidrolízis következtében egyre savasabbá válnak. 2. Ugyanazon elem különböző halogenideinek tulajdonságai a VII. csoport alsó részébe kerülve a következőképpen változnak: a) a halogenidek kémiai kötésének jellege egyre kovalensebbé válik: b) a kötés erőssége a hidrogén-halogenidben a molekulák száma csökken; c) a hidrogén-halogenidek savassága csökken; d) a hidrogén-halogenidek könnyű oxidációja nő. 3. A halogén oxidációs fokának növekedésével a következő változások következnek be: a) nő oxigéntartalmú savainak hőstabilitása; b) oxigéntartalmú savainak savassága megnő; c) oxigéntartalmú savainak oxidációs képessége csökken; d) oxigéntartalmú savai sóinak oxidációs képessége megnő. 4. A halogenidek közvetlen szintézissel nyerhetők az alkotóelemeikből. 5. Hidrogén-halogenidek előállításához egy halogenidsóból egy kevésbé illékony savval történő helyettesítési reakciót alkalmazhatjuk. 6. A fluorvegyületek rendellenes tulajdonságai: a) az ezüst-fluorid vízben oldódik, a kalcium-fluorid pedig oldhatatlan; b) a hidrogén-fluorid olvadáspontja és forráspontja rendkívül magas; c) a hidrogén-fluorid vizes oldatának savassága alacsony; d) a fluor csak egy stabil oxidációs állapotot mutat. Más halogének többszörös oxidációs állapotot mutatnak, ami azzal magyarázható, hogy 16 elektronjuk könnyen hozzáférhető 17 alacsony energiájú pályára kerül.

===============================================================================

31. Oxigén. Az oxigén termelése és tulajdonságai. Az oxigén allotrópiája. Az ózon, tulajdonságai. Ózon a természetben. Oxigén elemmel sorozatszám 8, relatív atomtömege = 15,999. A második periódusban, a 6. csoport fő alcsoportjában található.
A legtöbb vegyületében az oxigén oxidációs foka -2. A hidrogén- és fém-peroxidokban (H2O2, Na2O, CaO2 stb.) az oxigén oxidációs foka -1. Csak egy olyan vegyület van, amelyben az oxigén +2 pozitív oxidációs állapot - ez az OF2 oxigén-fluorid (a fluor az egyetlen elem, amelynek EO-ja nagyobb, mint az oxigén EO-ja, amely 3,5). A közönséges oxigén O2 színtelen és szagtalan gáz, nehezebb a levegőnél. Vízben kevéssé oldódik. Nyugta. Laboratóriumi módszerek Az O2-termelés meglehetősen nagy. 1. A berthollet só (kálium-klorát) hígítása mangán(IV)-oxid, mint katalizátor jelenlétében hevítve: 2KClO3(t)(MnO2)=2KCl + 3O2
2. A kálium-permanganát hőbomlása: 2KMnO4(t)=K2MnO4 + MnO2 + O2
3.A nitrátok termikus bomlása alkálifémek, például: 2NaNo3(t)=2NaNO2 + O2 4. Hidrogén-peroxid katalitikus lebontása: 2H2O2(MnO2)=2H2O + O2
5. Alkálifém-peroxidok kölcsönhatása a szén-dioxid: 2Na2O2 + 2CO2=2NaCO3 + O2 6. Lúgok vagy oxigéntartalmú savak sóinak vizes oldatainak elektrolízise. Az ebben az esetben lezajló folyamatok lényege a víz hatás alatti lebomlásában rejlik elektromos áram: 2H2O (elektrolízis) = 2H2 + O2

Az iparban az oxigént a levegőből nyerik. Kémiai tulajdonságok.
Az oxigén mindennel vegyületeket képez kémiai elemek, kivéve a könnyű inert gázokat (He, ne, Ar), és mindennel együtt egyszerű anyagok A fluor, klór, arany és platina fémek kivételével közvetlenül kölcsönhatásba lép. Az O2 minden reakcióban oxidálószer szerepét tölti be. Amikor az oxigén kölcsönhatásba lép egyszerű anyagokkal - fémekkel és nemfémekkel - általában oxidok képződnek; például: 4Li+O2=2LiO2 4P+5O2(60 fok)=2P2O5 Az O2-t érintő reakciók szinte mindegyike exoterm, ritka kivételektől eltekintve; például: N2+O2=2NO-Q Az oxigén két allotróp módosulat formájában létezhet: oxigén O2 és ózon O3. Az allotrópia (a görög allos - más és tropos - kép, módszer szóból) vagy társítható különböző számok atomok egy molekulában vagy szerkezettel. Ha összehasonlítjuk fizikai tulajdonságok oxigén és ózon, tanácsos megjegyezni, mi az gáznemű anyagok, különböző sűrűségűek (az ózon 1,5-szer nehezebb, mint az oxigén), olvadáspontjuk és forráspontjuk. Az ózon jobban oldódik vízben. Az oxigén normál körülmények között színtelen és szagtalan gáz, az ózon gáz kék szín jellegzetes csípős, de kellemes illatú. Abban is vannak különbségek kémiai tulajdonságok.
Az ózon kémiailag aktívabb, mint az oxigén. Az ózon aktivitását az magyarázza, hogy bomlása során oxigénmolekula és atomi oxigén keletkezik, amely aktívan reagál más anyagokkal. Például az ózon könnyen reagál az ezüsttel, míg az oxigén még hevítés közben sem keveredik vele: Ugyanakkor az ózon és az oxigén is reakcióba lép az aktív fémekkel, például a kálium K-val. Az ózon a következő egyenlet szerint keletkezik: A reakció az energia elnyelésével megy végbe, amikor elektromos kisülés áthalad az oxigénen, például zivatar idején, amikor villámlik. A fordított reakció normál körülmények között megy végbe, mivel az ózon instabil anyag. A természetben az ózont az emberi antropogén tevékenység során a légkörbe kibocsátott gázok, például a freonok tönkreteszik. Ennek eredményeként úgynevezett ózonlyukak keletkeznek, vagyis a legvékonyabb ózonmolekulákból álló rétegben törések keletkeznek.
Kémiai tulajdonságok: az ózon erős oxidálószer, minden fémet oxidál, beleértve az aranyat - Au-t és platinát - Pt-t (és a platinacsoport fémeit). Az ózon egy fényes ezüstlemezre hat, amelyet azonnal fekete ezüst-peroxid – Ag2O2 – borít be; a terpentinnel átitatott papír meggyullad, a fémkénvegyületek kénsavsóvá oxidálódnak; sok festék elszíneződik; elpusztítja szerves anyag– ebben az esetben az ózonmolekula egy oxigénatomot hasít le, és az ózon közönséges oxigénné alakul. A legtöbb nemfémhez hasonlóan az alacsonyabb oxidokat magasabb rendűekké, a fémek szulfidjait pedig szulfátokká alakítja át: A kálium-jodid az ózont molekuláris jóddá oxidálja: A H2O2 hidrogén-peroxiddal azonban az ózon redukálószerként működik: Kémiailag ózonmolekulák instabil - az ózon spontán molekuláris oxigénre bomlik:

A természetben lenni: A légkörben ózon keletkezik közben elektromos kisülések. Alkalmazása: Erős oxidálószerként az ózon elpusztítja a különböző típusú baktériumokat, ezért széles körben használják víztisztításra és levegőfertőtlenítésre, valamint fehérítőszerként használják.

================================================================================

32) . A hidrogén-peroxid, szerkezete és tulajdonságai.

Oxidációs állapotok. A halogenidvegyületekben lévő összes halogén oxidációs foka 1. Általában ez az oxidációs állapot a vegyületekben lévő fluor esetében az egyetlen lehetséges. Más halogének továbbra is létezhetnek pozitív oxidációs állapotú állapotban. Ezek az állapotok a halogénatomok -pályáiról a szabad (elektronok által nem elfoglalt) d-pályákra történő elektronok előmozdítása eredményeképpen jönnek létre (16.2. ábra). A halogénatomokban a d-pályák energiája viszonylag alacsony, ezért könnyen hozzáférhetők a támogatott elektronok általi megszálláshoz.

A klór és a bróm lehetséges stabil állapota a következő oxidációs állapotokkal: A jód oxidációs állapotot mutat.

Rizs. 16.2. A klór -elektronjainak előmozdítása a magas fokok oxidáció.

A klór oxigéntartalmú savai (oxosavai).

táblázatban A 16.12 az oxigéntartalmú klórsavak és sóik szisztematikus és hagyományos elnevezéseit mutatja be. Minél magasabb a klór oxidációs állapota ezekben a savakban, annál nagyobb a hőstabilitásuk és a saverősségük:

Erős savak, az egyik legerősebb az összes ismert sav között. A maradék két sav csak részben disszociál vízben és

16.12. táblázat. Oxigéntartalmú klórsavak és anionjaik

vizes oldatban főleg molekuláris formában léteznek. Az oxigéntartalmú savak közül a klór csak szabad formában izolálható. Más savak csak oldatban léteznek.

A klór oxigéntartalmú savak oxidációs képessége az oxidációs állapot növekedésével csökken:

Különösen jó oxidálószerek. Például egy savas oldat:

1) a vas (II) ionokat vas (III) ionokká oxidálja:

2) napfény hatására lebomlik, oxigént képezve:

3) kb. 75 °C-ra melegítve aránytalanul kloridionokká és klorát-ionokká válik:

Oxigéntartalmú klórsavak sói

Ezek a sók általában stabilabbak, mint maguk a savak. Ez alól kivételt képeznek a szilárd klorátsók (III), amelyek hevítéskor és gyúlékony anyagokkal érintkezve felrobbannak. Az oldatokban az oxigéntartalmú klórsók oxidációs képessége annál nagyobb, minél magasabb a klór oxidációs állapota ezekben a sókban. Ezek azonban nem olyan jó oxidálószerek, mint a megfelelő savak.

A nátrium- és káliumsók nagy ipari jelentőséggel bírnak. Előállításukat és alkalmazásukat a következő részben ismertetjük. A kálium-klorátot (V) általában oxigén laboratóriumi előállítására használják, katalizátorként oxid jelenlétében:

Ha ezt a sót katalizátor hiányában alacsonyabb hőmérsékletre hevítjük, kálium képződik:

A kálium-jodát(V) erős oxidálószer, és mennyiségi elemzésben oxidálószerként használják.

Szóval mondjuk el még egyszer

1. A különböző elemek halogenideinek tulajdonságai egy perióduson belül balról jobbra haladva a következők szerint változnak:

a) a kémiai kötés természete egyre inkább kovalenssé és egyre kevésbé ionossá válik;

b) a halogenidek vizes oldatai a hidrolízis következtében egyre savasabbá válnak.

2. Ugyanazon elem különböző halogenideinek tulajdonságai a VII. csoport alsó részébe kerülve a következőképpen változnak:

a) a halogenidek kémiai kötéseinek természete egyre kovalensebbé válik:

b) csökken a kötés erőssége a hidrogén-halogenid molekulákban;

c) a hidrogén-halogenidek savassága csökken;

d) a hidrogén-halogenidek könnyű oxidációja nő.

3. A halogén oxidációs állapotának növekedésével a következő változások következnek be:

a) oxigéntartalmú savainak termikus stabilitása nő;

b) oxigéntartalmú savainak savassága megnő;

c) oxigéntartalmú savainak oxidációs képessége csökken;

d) oxigéntartalmú savai sóinak oxidációs képessége megnő.

4. A halogenidek közvetlen szintézissel nyerhetők az alkotóelemeikből.

5. Hidrogén-halogenidek előállításához egy halogenidsóból egy kevésbé illékony savval történő helyettesítési reakciót alkalmazhatjuk.

6. A fluorvegyületek rendellenes tulajdonságai:

a) az ezüst-fluorid vízben oldódik, de a kalcium-fluorid oldhatatlan;

b) a hidrogén-fluorid olvadáspontja és forráspontja rendkívül magas;

c) a hidrogén-fluorid vizes oldatának savassága alacsony;

d) a fluor csak egy stabil oxidációs állapotot mutat. Más halogének többszörös oxidációs állapotot mutatnak, ami azzal magyarázható, hogy -elektronjaik könnyen hozzáférhető, alacsony energiájú pályákra lépnek.