Luento 3. Halogeenien happiyhdisteet

Halogeenioksidit.

Halogeenien ja niiden yhdisteiden käyttö.

1. Halogeenioksidit

Halogeenit muodostavat useita yhdisteitä hapen kanssa. Mutta nämä yhdisteet ovat epästabiileja, ∆G o >0, ne räjähtävät helposti kuumennettaessa ja orgaanisten yhdisteiden läsnä ollessa. Niitä saadaan vain epäsuorasti.

Seuraavat happihalogeeniyhdisteet ovat suhteellisen stabiileja:

Ominaisuudet
Ulkonäkö osoitteessa nro.	Keltainen kaasu	Keltaisen ruskea kaasua.	Varo myrkyllistä	Kelta-vihreä. kaasua.	Tummanpunainen neste	Väritön neste. Räjähtävä
Väritön Kristus. aine					Vauhti. pl., noin N	(stabiilimpi kuin muut oksidit)
Diff. t > 350 o C:ssa
∆Go, kJ/mol
	Molekyylirakenne

→ Lisääntynyt oksidatiivinen aktiivisuus →

Cl203, Br203, Br02, Br205, 1204, 1206 ovat myös tunnettuja.

Kuitti.

OF 2 (fluorioksidi tai oikeammin happifluoridi) on voimakas hapetin. Se saadaan F 2:n vaikutuksesta jäähdytettyyn laimeaan alkaliliuokseen:

Kloorin ja jodin oksideja voidaan saada seuraavilla reaktioilla:

Kemialliset ominaisuudet:

Termisesti epävakaa:

Kaikki happea sisältävät halogeeniyhdisteet (paitsi OF 2) ovat happamia oksideja.

Cl 2 O, Cl 2 O 7, I 2 O 5 muodostavat vuorovaikutuksessa veden kanssa happoja:

ClO 2, Cl 2 O 6 (C.O. = +4, +6 – epävakaa) vuorovaikutuksessa veden kanssa ovat suhteettomia:

Halogeenioksidit – hapettavat aineet:

OF 2 sisältää O +2 - erittäin vahvaa hapettavaa ainetta:

Oksidit, joiden halogeenihapetusaste on keskinkertainen:

Halogeenien happea sisältävät hapot

		Kaikki happea sisältävät halogeenihapot liukenevat hyvin veteen. HClO 4 , HIO 3 ja H 5 IO 6 tunnetaan vapaassa muodossa, loput ovat epästabiileja ja esiintyvät vain laimeissa vesiliuoksissa. Stabiiliimmat yhdisteet ovat SO:ssa. -1 ja +5.	Ulkomuoto		Happo-emäksinen ominaisuuksia	Happojen nimet
		Suolojen nimet	Olemassa vain ratkaisussa Heikot hapot		Amfoteerinen liitäntä Fluorattu Hypokloorinen bromattu	Jodipitoinen Hypophtoritis Hypokloriitit Hypobromiitit
			Hypoiodiitti		Hapan väliaine vahvuus
		Kloridi	Väritön		kiteitä Vahvat hapot Klooripitoinen
		Bromoninen Kloridi	Jodi Väritön		nestettä	Vahvin happo Heikko happo Orthoodnaya

Perkloraatit

Perbromaatit

Jaksot

Tämä kuvio ei ole tyypillinen vain kloorille, vaan myös bromille ja jodille.

Kun halogeenin hapetusaste kasvaa, ionin varaus kasvaa, mikä lisää sen vetovoimaa O 2-:een ja vaikeuttaa dissosiaatiota emästyypin mukaan. Samaan aikaan positiivisten ionien H + ja E n + hylkiminen lisääntyy, mikä helpottaa happotyyppistä dissosiaatiota.

Riisi. 1. Kaavio E(OH)n-molekyylin fragmentista

HOCl on amfoteerinen yhdiste: se voi dissosioitua sekä happona että emäksenä:

Sarjassa ClO - - ClO 2 - - ClO 3 - - ClO 4 - happojen ja anionien stabiilisuus kasvaa. Tämä selittyy sidosten muodostumiseen osallistuvien elektronien määrän kasvulla:

Yhteyden moninkertaisuus = 1 Yhteyden moninkertaisuus = 1,5

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

Kun happiatomien lukumäärä hapoissa kasvaa, Cl:n suojaus lisääntyy, joten hapetuskyky heikkenee.

Siten sarjassa HClO → HClO 2 → HClO 3 → HClO 4

happojen vahvuus kasvaa;

happostabiilisuus lisääntyy;

hapetuskyky heikkenee.

HOCl-HOBr-HOI-sarjan happea sisältävien happojen vahvuus laskee kovalenttisen säteen kasvun ja O-Hal-sidoksen heikkenemisen vuoksi:

K d 5∙10 -8 2∙10 -9 2∙10 -10

Hapettavat ominaisuudet heikkenevät

Sarjassa HCO-HBrO-HIO happojen stabiilisuus paranee. Esimerkiksi kuumennettaessa tai valolle altistuessaan ne hajoavat:

, ∆G o (kJ) HClO, HBrO, HIO

Cl203, Br203, Br02, Br205, 1204, 1206 ovat myös tunnettuja.

Fluorihappoa tuotetaan seuraavilla reaktioilla:

. (nro.)!!!

Hypokloorihappoa saadaan hydrolysoimalla klooria (HCl poistetaan CaCO 3:n vaikutuksesta):

Tasapaino saavutetaan, kun 30 % kloorista reagoi.

HClO ja HBrO saadaan hajottamalla hypokloriitit ja hypobromiitit:

2. HClO 2 saadaan suoloista:

3. HHalO 3 saadaan:

Suoloista:

Halogeenien hapetus vahvoilla hapettimilla:

4. HClO 4, H 5 IO 6 suoloista:

Kemialliset ominaisuudet

Hajoaa kuumennettaessa ja altistuessaan valolle:

Voimakkaat hapettimet (kaikki hapot ovat voimakkaampia hapettimia kuin niiden suolat):

Perkloorihappo on heikko hapetin vain väkevöityissä liuoksissa:

Oksohappojen suolat vakaampi kuin hapot. Niiden stabiilius kasvaa hapetustilan kasvaessa.

Suolojen kemialliset ominaisuudet:

1. Kloraatit ja perkloraatit hajoavat vain kuumennettaessa:

2. Ne, kuten hapot, ovat hapettavia aineita (mutta heikompia kuin niiden hapot):

Suolojen saaminen:

MeHalO saadaan johtamalla halogeeneja kylmän alkali-, sooda- tai potaskaliuoksen läpi:

MeHalO 3 saadaan johtamalla halogeeneja kuumien (60-70 o C) alkaliliuosten läpi:

MeClO 4 ja Me 5 IO 6 kloraattien ja jodaattien hapettuessa elektrolyysin tai heikon kuumennuksen aikana:

7. Sovellus

Fluori

Fluorivetyhappoa käytetään lasin etsaukseen, hiekkajäämien poistamiseen metallivaluista sekä kemiallisessa synteesissä.

UF 6:ta käytetään ydinteollisuudessa.

CF 2 Cl 2:ta käytetään kylmäaineena.

CaF 2:ta käytetään metallurgiassa.

Eteenin fluorijohdannainen, tetrafluorieteeni, tuottaa polymeroinnin seurauksena arvokasta polymeeriä - teflonia, joka kestää kemiallisia reagensseja ja on välttämätön erityisen puhtaiden aineiden valmistuksessa laitteiden valmistukseen.

Fluoratut materiaalit – lääketieteessä, verisuonten ja sydänläppien korvikkeet. Fluorimuovista valmistettuja tuotteita käytetään laajalti lento-, sähkö-, ydin- ja muilla aloilla.

Kloori

Kloori on välttämätön synteesille orgaanisessa ja polymeerisynteesissä. Kloorimetallurgian menetelmällä valmistetaan piitä ja tulenkestäviä ei-rautametalleja (titaani, niobium, tantaali jne.).

Sitä käytetään hapettimena ja juomaveden sterilointiin.

Kloorivetyhappoa ja halogenideja käytetään metallurgiassa, tekstiili- ja elintarviketeollisuudessa.

HClO:ta käytetään bakteereja tappavana ja valkaisuaineena. Hapon liukeneessa vapautuva atomihappi värjää värejä ja tappaa mikrobeja:

Javel vettä- tämä on kaliumkloridin ja hypokloriitin seos, se saadaan emäksen vaikutuksesta "klooriveteen", sillä on valkaisuominaisuuksia:

Valkaisuaine tai valkaisuaine on valkoinen, pistävä hajuinen jauhe, jota käytetään valkaisu- ja desinfiointiaineena:

Bromi

Käytetään orgaanisessa synteesissä.

AgBr:ää käytetään valokuvauksessa.

Bromiyhdisteitä käytetään lääkkeiden valmistukseen.

I 2 on välttämätön metallurgiassa, sitä käytetään antiseptisenä ja desinfiointiaineena. Jodi korvaa vetyatomit mikro-organismien proteiinimolekyyleissä, mikä johtaa niiden kuolemaan:

KI:tä käytetään puuntyöstöön.

Jodiyhdisteitä käytetään lääkkeiden valmistukseen, elintarvikelisäaineissa (NaI), synteesiin ja kemialliseen analyysiin (jodometria).

Fluori voi olla vain hapettava aine, mikä on helppo selittää sen sijainnilla D.I.:n kemiallisten alkuaineiden jaksollisessa taulukossa. Se on voimakas hapetin, joka hapettaa jopa joitain jalokaasuja:

2F 2 + Xe = XeF 4

Fluorin korkea kemiallinen aktiivisuus on syytä selittää

Fluorimolekyylin tuhoutuminen vaatii paljon vähemmän energiaa kuin vapautuu uusien sidosten muodostumisen aikana.

Fluoriatomin pienestä säteestä johtuen fluorimolekyylin yksinäiset elektroniparit törmäävät keskenään ja heikkenevät

Halogeenit ovat vuorovaikutuksessa lähes kaikkien yksinkertaisten aineiden kanssa.

1. Reaktio metallien kanssa tapahtuu voimakkaimmin. Kuumennettaessa fluori reagoi kaikkien metallien kanssa (mukaan lukien kulta ja platina); kylmässä se reagoi alkalimetallien, lyijyn, raudan kanssa. Kuparin ja nikkelin kanssa reaktio ei tapahdu kylmässä, koska metallin pinnalle muodostuu suojaava fluorikerros, joka suojaa metallia lisähapettumiselta.

Kloori reagoi kiivaasti alkalimetallien kanssa, ja kuparin, raudan ja tinan kanssa reaktio tapahtuu kuumennettaessa. Bromi ja jodi käyttäytyvät samalla tavalla.

Halogeenien vuorovaikutus metallien kanssa on eksoterminen prosessi, ja se voidaan ilmaista yhtälöllä:

2M+nHal 2 = 2MHaI DH<0

Metallihalogenidit ovat tyypillisiä suoloja.

Tämän reaktion halogeeneilla on voimakkaita hapettavia ominaisuuksia. Tässä tapauksessa metalliatomit luovuttavat elektroneja ja halogeeniatomit hyväksyvät mm.

2. Normaaleissa olosuhteissa fluori reagoi vedyn kanssa pimeässä räjähdyksellä. Kloorin vuorovaikutus vedyn kanssa tapahtuu kirkkaassa auringonvalossa.

Bromi ja vety ovat vuorovaikutuksessa vain kuumennettaessa, ja jodi reagoi vedyn kanssa voimakkaassa kuumennuksessa (jopa 350 °C), mutta tämä prosessi on palautuva.

H2 + Cl2 = 2 HCI H2 + Br2 = 2 HBr

Н 2 +I 2 « 350° 2HI

Halogeeni on hapettava aine tässä reaktiossa.

Tutkimukset ovat osoittaneet, että vedyn ja kloorin välisellä reaktiolla valossa on seuraava mekanismi.

Cl2-molekyyli absorboi valon kvantti-hv ja hajoaa epäorgaanisiksi Cl-radikaaleiksi. . Tämä toimii reaktion alkuna (reaktion alkuviritys). Sitten se jatkuu itsestään. Klooriradikaali Cl. reagoi vetymolekyylin kanssa. Tässä tapauksessa muodostuu vetyradikaali H ja HCl. Vetyradikaali H. puolestaan ​​reagoi Cl2-molekyylin kanssa muodostaen HCl:a ja Cl:a. jne.

Сl 2 +hv=Сl. +Cl.

Cl. +H2=HCl+H.

N. +Cl2 = HCl+C1.

Alkuperäinen jännitys aiheutti ketjun peräkkäisiä reaktioita. Tällaisia ​​reaktioita kutsutaan ketjureaktioksi. Tuloksena on kloorivetyä.

3. Halogeenit eivät ole suoraan vuorovaikutuksessa hapen ja typen kanssa.

4. Halogeenit reagoivat hyvin muiden ei-metallien kanssa, esimerkiksi:

2P+3Cl2 =2PCl3 2P+5Cl2=2PCl5Si+2F2=SiF4

Halogeenit (paitsi fluori) eivät reagoi inerttien kaasujen kanssa. Bromin ja jodin kemiallinen aktiivisuus ei-metalleja kohtaan on vähemmän voimakasta kuin fluorin ja kloorin.

Kaikissa yllä olevissa reaktioissa halogeeneilla on hapettavia ominaisuuksia.

Halogeenien vuorovaikutus monimutkaisten aineiden kanssa. 5. Veden kanssa.

Fluori reagoi räjähdysmäisesti veden kanssa muodostaen atomihappea:

H20+F2 = 2HF+O

Loput halogeenit reagoivat veden kanssa seuraavan kaavion mukaisesti:

Gal 0 2 + H 2 O «NGal -1 + NGal + 1 O

Tämä reaktio on disproportionaatioreaktio, jossa halogeeni on sekä pelkistävä että hapettava aine, esimerkiksi:

Cl2+H20«HCl+HClO

Cl 2 +H 2O«H + +Cl - +HClO

Сl°+1e - ®Сl - Cl°-1e - ®Сl +

jossa HCl on vahva kloorivetyhappo; HClO - heikko hypokloorihappo

6. Halogeenit pystyvät poistamaan vetyä muista aineista, tärpätti + C1 2 = HC1 + hiili

Kloori korvaa vedyn tyydyttyneissä hiilivedyissä: CH 4 + Cl 2 = CH 3 Cl + HCl

ja yhdistää tyydyttymättömät yhdisteet:

C 2 H 4 + Cl 2 = C 2 H 4 Cl 2

7. Halogeenien reaktiivisuus laskee sarjassa F-Cl - Br - I. Siksi edellinen alkuaine syrjäyttää seuraavan NG-tyyppisistä hapoista (G - halogeeni) ja niiden suoloista. Tässä tapauksessa aktiivisuus laskee: F 2 > Cl 2 > Br 2 > I 2

Sovellus

Klooria käytetään juomaveden, valkaisukankaiden ja paperimassan desinfiointiin. Suuria määriä sitä kulutetaan kloorivetyhapon, valkaisuaineen jne. valmistukseen. Fluori on löytänyt laajan sovelluksen polymeerimateriaalien synteesissä - fluoroplastien, joilla on korkea kemiallinen kestävyys, ja myös rakettipolttoaineen hapettimena. Joitakin fluoriyhdisteitä käytetään lääketieteessä. Bromi ja jodi ovat voimakkaita hapettimia ja niitä käytetään erilaisissa aineiden synteesissä ja analyyseissä.

Lääkkeiden valmistukseen käytetään suuria määriä bromia ja jodia.

Vetyhalogenidit

Halogeenien yhdisteitä, joissa on vety HX, jossa X on mikä tahansa halogeeni, kutsutaan vetyhalogenideiksi. Halogeenien suuresta elektronegatiivisuudesta johtuen sidoselektronipari siirtyy niitä kohti, joten näiden yhdisteiden molekyylit ovat polaarisia.

Halogenidit ovat värittömiä kaasuja, joilla on pistävä haju ja jotka liukenevat helposti veteen. Liuota 0 °C:ssa 500 tilavuutta HCl:tä, 600 tilavuutta HBr:a ja 450 tilavuutta HI:tä 1 tilavuuteen vettä. Fluorivety sekoittuu veden kanssa missä suhteessa tahansa. Näiden yhdisteiden hyvä liukoisuus veteen mahdollistaa väkevöityjen saamisen

Taulukko 16. Halogenivetyhappojen dissosiaatioasteet

kylpyratkaisut. Veteen liuotettuna halogenidit hajoavat kuten hapot. HF kuuluu heikosti dissosioituneisiin yhdisteisiin, mikä selittyy jäähdytysnesteen erityisellä sidoslujuudella. Loput vetyhalogenidien liuokset luokitellaan vahvoiksi hapoiksi.

HF - fluorivetyhappo HC1 - kloorivetyhappo HBr - bromivetyhappo HI - jodihappo

Sarjojen HF - HCl - HBr - HI happojen vahvuus kasvaa, mikä selittyy sitoutumisenergian vähenemisellä samaan suuntaan ja ytimien välisen etäisyyden kasvulla. HI on vahvin happo halogenidivetyhappojen sarjasta (katso taulukko 16).

Polarisoituvuus lisääntyy johtuen siitä, että vesi polarisoituu

Suurempi yhteys on se, jonka pituus on suurempi. I Halogenidivetyhappojen suoloilla on vastaavasti seuraavat nimet: fluoridit, kloridit, bromidit, jodidit.

Halogenivetyhappojen kemialliset ominaisuudet

Kuivassa muodossaan vetyhalogenideilla ei ole vaikutusta useimpiin metalleihin.

1. Vetyhalogenidien vesiliuoksilla on hapettomien happojen ominaisuuksia. Voimakkaasti vuorovaikutuksessa monien metallien, niiden oksidien ja hydroksidien kanssa; ne eivät vaikuta metalleihin, jotka ovat metallien sähkökemiallisessa jännitesarjassa vedyn jälkeen. Ole vuorovaikutuksessa joidenkin suolojen ja kaasujen kanssa.

Fluorivetyhappo tuhoaa lasin ja silikaatit:

SiO 2 + 4HF = SiF 4 + 2 H 2 O

Siksi sitä ei voida säilyttää lasisäiliöissä.

2. Redox-reaktioissa halogenidivetyhapot toimivat pelkistysaineina ja pelkistysaktiivisuus sarjoissa Cl - , Br - , I - kasvaa.

Kuitti

Fluorivetyä tuotetaan väkevän rikkihapon vaikutuksesta fluorisälpään:

CaF2+H2S04=CaS04+2HF

Kloorivetyä tuotetaan vedyn suoralla reaktiolla kloorin kanssa:

H2 + Cl2 = 2HCl

Tämä on synteettinen tuotantomenetelmä.

Sulfaattimenetelmä perustuu väkevöityyn reaktioon

rikkihappo NaCl:lla.

Pienellä lämmityksellä reaktio etenee HCl:n ja NaHS04:n muodostuksella.

NaCl+H2S04 =NaHS04+HCl

Korkeammassa lämpötilassa reaktion toinen vaihe tapahtuu:

NaCl+NaHS04 =Na2S04+HCl

Mutta on mahdotonta saada HBr ja HI samalla tavalla, koska niiden yhdisteet metallien kanssa ollessaan vuorovaikutuksessa konsentroitujen kanssa

hapettuu rikkihapolla, koska I - ja Br - ovat vahvoja pelkistäviä aineita.

2NaBr-1 +2H2S+6O4(k) =Br02+S+402+Na2S04+2H2O

Bromivetyä ja vetyjodidia saadaan PBr3:n ja PI3:n hydrolyysillä: PBr3 +3H2O=3HBr+H3PO3PI3 +3H2O=3HI+H3PO3

Halidit

Metallihalogenidit ovat tyypillisiä suoloja. Niille on ominaista ioninen sidostyyppi, jossa metalli-ioneilla on positiivinen varaus ja halogeeni-ioneilla on negatiivinen varaus. Niissä on kristallihila.

Halogenidien pelkistyskyky kasvaa järjestyksessä Cl - , Br - , I - (katso §2.2).

Heikosti liukenevien suolojen liukoisuus laskee sarjassa AgCl - AgBr - AgI; Sitä vastoin AgF-suola liukenee hyvin veteen. Useimmat halogenidivetyhappojen suolat liukenevat hyvin veteen.

Yleiset luonteenpiirteet

Halogeeneihin kuuluu viisi tärkeintä ei-metallista alkuainetta, jotka sijaitsevat jaksollisen järjestelmän ryhmässä VII. Tähän ryhmään kuuluvat sellaiset kemialliset alkuaineet kuin fluori F, kloori Cl, bromi Br, jodi I, astatiini At.

Halogeenit ovat saaneet nimensä kreikan sanasta, joka käännöksessä tarkoittaa suolaa muodostavaa tai "suolan muodostavaa", koska periaatteessa suurinta osaa halogeeneja sisältävistä yhdisteistä kutsutaan suoloiksi.

Halogeenit reagoivat lähes kaikkien yksinkertaisten aineiden kanssa, lukuun ottamatta vain muutamia metalleja. Ne ovat melko energisiä hapettavia aineita, niillä on erittäin voimakas ja pistävä haju, ne ovat hyvin vuorovaikutuksessa veden kanssa, ja niillä on myös korkea haihtuvuus ja korkea elektronegatiivisuus. Mutta luonnossa niitä löytyy vain yhdisteinä.

Halogeenien fysikaaliset ominaisuudet

1. Yksinkertaiset kemikaalit, kuten halogeenit, koostuvat kahdesta atomista;
2. Jos tarkastelemme halogeeneja normaaleissa olosuhteissa, sinun pitäisi tietää, että fluori ja kloori ovat kaasumaisessa tilassa, kun taas bromi on nestemäinen aine ja jodi ja astatiini ovat kiinteitä aineita.

3. Halogeenien sulamispiste, kiehumispiste ja tiheys kasvavat atomimassan kasvaessa. Myös samaan aikaan niiden väri muuttuu, se tulee tummemmaksi.
4. Jokaisella sarjanumeron lisäyksellä kemiallinen reaktiivisuus ja elektronegatiivisuus pienenevät ja ei-metalliset ominaisuudet heikkenevät.
5. Halogeeneilla on kyky muodostaa yhdisteitä keskenään, kuten BrCl.
6. Huoneenlämpötilassa halogeeneja voi esiintyä kaikissa kolmessa aineen tilassa.
7. On myös tärkeää muistaa, että halogeenit ovat melko myrkyllisiä kemikaaleja.

Halogeenien kemialliset ominaisuudet

Kun halogeenit reagoivat kemiallisesti metallien kanssa, ne toimivat hapettimina. Jos esimerkiksi otamme fluoria, se reagoi jopa normaaleissa olosuhteissa useimpien metallien kanssa. Mutta alumiini ja sinkki syttyvät jopa ilmakehässä: +2-1: ZnF2.

Halogeenien tuotanto

Kun fluoria ja klooria valmistetaan teollisessa mittakaavassa, käytetään elektrolyysi- tai suolaliuoksia.

Jos katsot tarkasti alla olevaa kuvaa, näet kuinka klooria voidaan tuottaa laboratoriossa elektrolyysiyksiköllä:

Ensimmäisessä kuvassa on laitteisto sulalle natriumkloridille ja toisessa natriumkloridiliuoksen valmistusta varten.

Tämä natriumkloridisulan elektrolyysiprosessi voidaan esittää tämän yhtälön muodossa:

Tällaisen elektrolyysin avulla muodostuu kloorin tuottamisen lisäksi myös vetyä ja natriumhydroksidia:

Vetyä tuotetaan tietysti yksinkertaisemmalla ja halvemmalla tavalla, mitä ei voida sanoa natriumhydroksidista. Sitä, kuten klooria, saadaan melkein aina vain ruokasuolan liuoksen elektrolyysillä.

Jos katsot yllä olevaa kuvaa, näet kuinka klooria voidaan tuottaa laboratoriossa. Ja se saadaan saattamalla suolahappo reagoimaan mangaanioksidin kanssa:

Teollisuudessa bromia ja jodia saadaan korvaamalla nämä aineet bromideista ja jodideista saatavalla kloorilla.

Halogeenien käyttö

Fluorilla, tai olisi oikeampaa kutsua kuparifluoridiksi (CuF2), on varsin laaja käyttöalue. Sitä käytetään keramiikan, emalien ja erilaisten lasitteiden valmistukseen. Fluorin ansiosta ilmestyivät myös jokaisesta kodista löytyvä teflonpaistinpannu sekä jääkaappien ja ilmastointilaitteiden kylmäaine.

Teflonia käytetään kotitalouksien lisäksi myös lääketieteellisiin tarkoituksiin, sillä sitä käytetään implanttien valmistuksessa. Fluori on välttämätön linssien valmistuksessa optiikoissa ja hammastahnoissa.

Klooria löytyy myös kirjaimellisesti elämämme joka vaiheessa. Yleisin ja yleisin kloorin käyttö on tietysti ruokasuola NaCl. Se toimii myös myrkkyjä poistavana aineena ja sitä käytetään taistelussa jäätä vastaan.

Lisäksi kloori on korvaamaton muovin, synteettisen kumin ja polyvinyylikloridin valmistuksessa, jonka ansiosta saamme vaatteita, kenkiä ja muuta jokapäiväisessä elämässämme tarpeellista. Sitä käytetään valkaisuaineiden, jauheiden, väriaineiden ja muiden kotitalouskemikaalien valmistukseen.

Bromia tarvitaan yleensä valoherkänä aineena valokuvia tulostettaessa. Lääketieteessä sitä käytetään rauhoittavana lääkkeenä. Bromia käytetään myös hyönteis- ja torjunta-aineiden jne. valmistukseen.

No, tuttua jodia, joka löytyy jokaisen lääkekaapista, käytetään ensisijaisesti antiseptisenä aineena. Antiseptisten ominaisuuksiensa lisäksi jodia on läsnä valonlähteissä ja se on myös apuväline sormenjälkien tunnistamisessa paperipinnalta.

Halogeenien ja niiden yhdisteiden rooli ihmiskehossa

Valitessaan hammastahnaa kaupasta luultavasti jokainen teistä kiinnitti huomiota siihen, että fluoriyhdisteiden pitoisuus on ilmoitettu sen etiketissä. Ja tämä ei ole turhaa, koska tämä komponentti osallistuu hammaskiilteen ja luiden rakentamiseen ja lisää hampaiden vastustuskykyä kariesta vastaan. Sillä on myös tärkeä rooli aineenvaihduntaprosesseissa, se osallistuu luun luuston rakentamiseen ja estää sellaisen vaarallisen sairauden kuin osteoporoosin esiintymisen.

Kloorilla on myös tärkeä rooli ihmiskehossa, sillä se osallistuu aktiivisesti vesi-suolatasapainon ja osmoottisen paineen ylläpitämiseen. Kloori osallistuu ihmiskehon aineenvaihduntaan, kudosten rakentamiseen ja, mikä on myös tärkeää, ylipainosta eroon pääsemisessä. Kloorivetyhappo, joka on osa mahanestettä, on erittäin tärkeä ruoansulatukselle, koska ilman sitä ruoansulatusprosessi on mahdotonta.

Kloori on välttämätön elimistöllemme ja sitä tulee toimittaa sille päivittäin tarvittavina annoksina. Mutta jos sen saanti kehoon ylittyy tai vähenee jyrkästi, tunnemme sen välittömästi turvotuksen, päänsäryn ja muiden epämiellyttävien oireiden muodossa, jotka voivat paitsi häiritä aineenvaihduntaa, myös aiheuttaa suolistosairauksia.

Ihmisillä pieniä määriä bromia on aivoissa, munuaisissa, veressä ja maksassa. Lääketieteellisiin tarkoituksiin bromia käytetään rauhoittavana aineena. Mutta sen yliannostuksella voi olla haitallisia seurauksia, jotka voivat johtaa hermoston masentuneeseen tilaan ja joissakin tapauksissa mielenterveyshäiriöihin. Ja bromin puute kehossa johtaa epätasapainoon viritys- ja estoprosessien välillä.

Kilpirauhasemme ei tule toimeen ilman jodia, sillä se pystyy tappamaan elimistöön joutuvia mikrobeja. Jos ihmiskehossa on jodin puute, kilpirauhassairaus, nimeltään struuma, voi alkaa. Tämä sairaus aiheuttaa melko epämiellyttäviä oireita. Struumaa sairastava henkilö tuntee heikkoutta, uneliaisuutta, kuumetta, ärtyneisyyttä ja voimien menetystä.

Kaikesta tästä voidaan päätellä, että ilman halogeeneja ihminen ei vain menettäisi monia jokapäiväisessä elämässä tarpeellisia asioita, mutta ilman niitä kehomme ei pystyisi toimimaan normaalisti.

Halogeenien alaryhmä koostuu alkuaineista fluori, kloori, bromi ja jodi.

Halogeenien ulomman valenssikerroksen elektroniset konfiguraatiot ovat fluorin, kloorin, bromin ja jodin vastaavasti). Tällaiset elektroniset konfiguraatiot määrittävät halogeenien tyypilliset hapettavat ominaisuudet - kaikilla halogeeneilla on kyky saada elektroneja, vaikka jodiin siirtyessä halogeenien hapetuskyky heikkenee.

Tavallisissa olosuhteissa halogeenit ovat yksinkertaisten aineiden muodossa, jotka koostuvat kovalenttisia sidoksia sisältävistä diatomisista molekyyleistä. Halogeenien fysikaaliset ominaisuudet vaihtelevat merkittävästi: esimerkiksi fluori on normaaliolosuhteissa vaikeasti nesteytettävä kaasu, kloori on myös kaasu, mutta nesteytyy helposti, bromi on nestettä, jodi on kiinteä aine.

Halogeenien kemialliset ominaisuudet.

Toisin kuin kaikki muut halogeenit, fluorilla kaikissa yhdisteissään on vain yksi hapetusaste, 1-, eikä sillä ole vaihtelevaa valenssia. Muille halogeeneille tyypillisin hapetusaste on myös 1-, mutta ulkoisella tasolla olevien vapaiden -orbitaalien vuoksi niillä voi olla myös muita outoja hapetustiloja välillä - valenssielektronien osittaisesta tai täydellisestä pariutumisesta johtuen.

Fluorilla on suurin aktiivisuus. Useimmat metallit, jopa huoneenlämmössä, syttyvät ilmakehässään vapauttaen suuren määrän lämpöä, esimerkiksi:

Ilman kuumennusta fluori reagoi myös monien ei-metallien (vety - katso yllä) kanssa, samalla kun se vapauttaa suuren määrän lämpöä:

Kuumennettaessa fluori hapettaa kaikki muut halogeenit seuraavan kaavion mukaisesti:

jossa , ja yhdisteissä kloorin, bromin ja jodin hapetusasteet ovat yhtä suuret.

Lopuksi fluori reagoi säteilytettynä jopa inerttien kaasujen kanssa:

Fluorin vuorovaikutus monimutkaisten aineiden kanssa tapahtuu myös erittäin voimakkaasti. Joten se hapettaa vettä ja reaktio on räjähtävä:

Vapaa kloori on myös erittäin reaktiivista, vaikka sen aktiivisuus on pienempi kuin fluorin. Se reagoi suoraan kaikkien yksinkertaisten aineiden kanssa paitsi hapen, typen ja jalokaasujen kanssa, esimerkiksi:

Näille reaktioille, kuten kaikille muillekin, niiden esiintymisen olosuhteet ovat erittäin tärkeitä. Siten huoneenlämpötilassa kloori ei reagoi vedyn kanssa; kuumennettaessa tämä reaktio tapahtuu, mutta osoittautuu erittäin palautuvaksi, ja voimakkaalla säteilytyksellä se etenee peruuttamattomasti (räjähdyksellä) ketjumekanismin kautta.

Kloori reagoi monien monimutkaisten aineiden kanssa, esimerkiksi substituutio ja lisääminen hiilivedyillä:

Kloori pystyy syrjäyttää bromi tai jodi lämmitettäessä yhdisteistään vedyllä tai metalleilla:

ja reagoi myös palautuvasti veden kanssa:

Kloori, liukenee veteen ja reagoi osittain sen kanssa, kuten yllä on esitetty, muodostaa kloorivedeksi kutsuttujen aineiden tasapainoseoksen.

Huomaa myös, että viimeisen yhtälön vasemmalla puolella olevan kloorin hapetusaste on 0. Reaktion seurauksena joidenkin klooriatomien hapetusasteeksi tuli 1- (in), toisten (hypokloorihapossa). Tämä reaktio on esimerkki itsehapetus-itsepelkistysreaktiosta tai epäsuhtautumisesta.

Muistetaan, että kloori voi reagoida (epäsuhtaisesti) emästen kanssa samalla tavalla (katso kohta ”Emäkset” §:ssä 8).

Bromin kemiallinen aktiivisuus on pienempi kuin fluorilla ja kloorilla, mutta on silti melko korkea johtuen siitä, että bromia käytetään yleensä nestemäisessä tilassa ja siksi sen alkupitoisuudet ovat muiden tekijöiden pysyessä samana suuremmat kuin kloorin. Koska bromi on "pehmeämpi" reagenssi, sitä käytetään laajalti orgaanisessa kemiassa.

Huomaa, että bromi, kuten kloori, liukenee veteen ja muodostaa sen kanssa osittain reagoidessaan niin sanotun "bromiveden", kun taas jodi on käytännössä veteen liukenematon eikä pysty hapettamaan sitä edes kuumennettaessa; tästä syystä ei ole olemassa "jodivettä".

Halogeenien tuotanto.

Yleisin teknologinen menetelmä fluorin ja kloorin tuottamiseksi on sulien suolojen elektrolyysi (ks. § 7). Teollisuudessa bromi ja jodi saadaan yleensä kemiallisesti.

Laboratoriossa klooria tuotetaan erilaisten hapettimien vaikutuksesta suolahappoon, esimerkiksi:

Hapetus tapahtuu vielä tehokkaammin kaliumpermanganaatilla - katso kohta "Hapot" kohdasta 8.

Vetyhalogenidit ja halogenidivetyhapot.

Kaikki vetyhalogenidit ovat kaasumaisia ​​normaaleissa olosuhteissa. Niiden molekyyleissä suoritettu kemiallinen sidos on polaarinen kovalenttinen ja sidoksen polariteetti pienenee sarjassa. Myös sidoslujuus heikkenee tässä sarjassa. Polaarisuudestaan ​​johtuen kaikki vetyhalogenidit, toisin kuin halogeenit, liukenevat hyvin veteen. Joten huoneenlämpötilassa 1 tilavuuteen vettä voit liuottaa noin 400 tilavuutta ja noin 400 tilavuutta

Kun vetyhalogenidit liuotetaan veteen, ne hajoavat ioneiksi ja vastaavien halogenidihappojen liuoksia muodostuu. Lisäksi HCl hajoaa liukeneessaan lähes täydellisesti, joten tuloksena olevia happoja pidetään vahvoina. Sitä vastoin fluorivetyhappo on heikkoa. Tämä selittyy HF-molekyylien assosiaatiolla, joka johtuu vetysidosten esiintymisestä niiden välillä. Siten happojen vahvuus laskee HI:stä HF:ään.

Koska halogeenivetyhappojen negatiiviset ionit voivat osoittaa vain pelkistäviä ominaisuuksia, näiden happojen ollessa vuorovaikutuksessa metallien kanssa, jälkimmäisten hapettumista voi tapahtua vain ionien vaikutuksesta. Siksi hapot reagoivat vain sellaisten metallien kanssa, jotka ovat vedyn vasemmalla puolella.

Kaikki metallihalogenidit, lukuun ottamatta Ag- ja Pb-suoloja, liukenevat hyvin veteen. Hopeahalogenidien alhainen liukoisuus mahdollistaa vaihtoreaktion kaltaisen käytön

kvalitatiivisena vastaavien ionien havaitsemiseksi. Reaktion seurauksena AgCl saostuu valkoisena sakkana, AgBr kellertävänvalkoisena, Agl kirkkaan keltaisena.

Toisin kuin muut halogenidihapot, fluorivetyhappo reagoi pii(IV)oksidin kanssa:

Koska piioksidi on osa lasia, fluorivetyhappo syövyttää lasia, ja siksi sitä säilytetään laboratorioissa polyeteenistä tai teflonista valmistetuissa astioissa.

Kaikki halogeenit fluoria lukuun ottamatta voivat muodostaa yhdisteitä, joissa niillä on positiivinen hapetusaste. Näistä yhdisteistä tärkeimmät ovat halogeenityyppiset happea sisältävät hapot ja niitä vastaavat suolat ja anhydridit.

MÄÄRITELMÄ

Halogeenit– ryhmän VII A alkuaineet – fluori (F), kloori (Cl), bromi (Br) ja jodi (I).

Halogeenien ulkoisen energiatason elektroninen konfiguraatio ns 2 np 5. Koska halogeeneilta puuttuu vain yksi elektroni ennen energiatason saavuttamista, ORR:ssä niillä on useimmiten hapettavien aineiden ominaisuuksia. Halogeenien hapetustilat: "-1" - "+7". Halogeeniryhmän ainoalla alkuaineella, fluorilla, on vain yksi hapetusaste "-1" ja se on elektronegatiivisin alkuaine. Halogeenimolekyylit ovat kaksiatomisia: F 2, Cl 2, Br 2, I 2.

Halogeenien kemialliset ominaisuudet

Kemiallisen alkuaineen atomin ytimen varauksen kasvaessa, ts. siirryttäessä fluorista jodiin halogeenien hapetuskyky heikkenee, minkä vahvistaa kyky syrjäyttää alemmat halogeenit korkeammilla halogeenivetyhapoista ja niiden suoloista:

Br2 + 2HI = 12 + 2HBr;

Cl2 + 2KBr = Br2 + 2KCl.

Fluorilla on suurin kemiallinen aktiivisuus. Useimmat kemialliset alkuaineet, jopa huoneenlämmössä, ovat vuorovaikutuksessa fluorin kanssa vapauttaen suuren määrän lämpöä. Jopa vesi palaa fluorissa:

2H 2O + 2F 2 = 4HF + O 2.

Vapaa kloori on vähemmän reaktiivista kuin fluori. Se ei reagoi suoraan hapen, typen ja jalokaasujen kanssa. Se on vuorovaikutuksessa kaikkien muiden aineiden, kuten fluorin, kanssa:

2Fe + Cl2 = 2FeCl3;

2P + 5Cl 2 = 2PCl 5.

Kun kloori on vuorovaikutuksessa veden kanssa kylmässä, tapahtuu palautuva reaktio:

Cl2 + H20↔HCl + HClO.

Reaktiotuotteiden seosta kutsutaan kloorivedeksi.

Kun kloori on vuorovaikutuksessa emästen kanssa kylmässä, muodostuu kloridien ja hypokloriittien seoksia:

Cl 2 + Ca(OH) 2 = Ca(Cl)OCl + H 2 O.

Kun klooria liuotetaan kuumaan alkaliliuokseen, tapahtuu seuraava reaktio:

3Cl2 + 6KOH = 5KCl + KClO3 + 3H20.

Bromi, kuten kloori, liukenee veteen ja reagoi osittain sen kanssa muodostaa niin sanotun "bromiveden", kun taas jodi on käytännössä liukenematon veteen.

Jodin kemiallinen aktiivisuus eroaa merkittävästi muista halogeeneista. Se ei reagoi useimpien ei-metallien kanssa ja reagoi hitaasti metallien kanssa vain kuumennettaessa. Jodin vuorovaikutus vedyn kanssa tapahtuu vain voimakkaalla lämmityksellä, reaktio on endoterminen ja erittäin palautuva:

H2 + I 2 = 2HI - 53 kJ.

Halogeenien fysikaaliset ominaisuudet

Osoitteessa nro fluori on vaaleankeltainen kaasu, jolla on pistävä haju. Varo myrkyllistä. Kloori on vaaleanvihreä kaasu, aivan kuten fluorilla, sillä on pistävä haju. Erittäin myrkyllinen. Korotetussa paineessa ja huoneenlämmössä se muuttuu helposti nestemäiseksi. Bromi on punaruskean värinen raskas neste, jolla on tyypillinen epämiellyttävä pistävä haju. Nestemäinen bromi, samoin kuin sen höyryt, ovat erittäin myrkyllisiä. Bromi liukenee huonosti veteen ja hyvin ei-polaarisiin liuottimiin. Jodi on tummanharmaa kiinteä aine, jolla on metallinen kiilto. Jodihöyry on violettia. Jodi sublimoituu helposti, ts. muuttuu kiinteästä aineesta kaasumaiseen tilaan ohittaen nestemäisen tilan.

Halogeenien tuotanto

Halogeeneja voidaan saada elektrolyysillä halogenidien liuosista tai sulatuksista:

MgCl2 = Mg + Cl2 (sula).

Useimmiten halogeeneja saadaan halogeenivetyhappojen hapetusreaktiolla:

Mn02 + 4HCl = MnCl2 + Cl2 + 2H20;

K2Cr207 + 14HCl \u003d 3Cl2 + 2KCl + 2CrCl3 + 7H20;

2KMn04 +16HCl = 2MnCl2 +5Cl2 +8H20 +2KCl.

Halogeenien käyttö

Halogeeneja käytetään raaka-aineena erilaisten tuotteiden valmistuksessa. Siten fluoria ja klooria käytetään erilaisten polymeerimateriaalien synteesiin. Kloori on myös raaka-aine suolahapon valmistuksessa. Bromia ja jodia käytetään laajalti lääketieteessä, ja bromia käytetään myös maali- ja lakkateollisuudessa.

Esimerkkejä ongelmanratkaisusta

ESIMERKKI 1

Harjoittele	Laske kaliumjodidin kanssa reagoineen kloorin tilavuus (nro), jos muodostui 508 g painavaa jodia
Ratkaisu	Kirjoita kloorin ja kaliumjodidin välisen reaktion yhtälö: Cl2 + 2KI = 12 + 2KCl Jodin moolimassa, laskettuna D.I.:n kemiallisten alkuaineiden taulukosta. Mendelejev, yhtä suuri kuin – 254 g/mol. Selvitetään muodostuneen jodin määrä: v(I 2) = m(I 2)/M(I 2) AIHEESEEN LIITTYVÄT ARTIKKELIT Palaute Sivustokartta Tietoja sivustosta