Alkuaineiden kemia

VIIA-alaryhmän epämetallit

VIIA-alaryhmän elementit ovat tyypillisiä ei-metalleja, joissa on korkea

elektronegatiivisuus, niillä on ryhmän nimi - "halogeenit".

Luennolla käsitellyt pääkysymykset

VIIA-alaryhmän ei-metallien yleiset ominaisuudet. Elektroninen rakenne, atomien tärkeimmät ominaisuudet. Tyypillisin ste-

hapettumisrangaistukset. Halogeenien kemian ominaisuudet.

Yksinkertaiset aineet.

Luonnolliset yhdisteet.

Halogeeniyhdisteet

Halogenivetyhapot ja niiden suolat. Suola ja fluorivetyhappo

lähtö, kuitti ja hakemus.

Halogenidikompleksit.

Halogeenien binaariset happiyhdisteet. Epävakaus n.

Yksinkertaisten aineiden redox-ominaisuudet ja

yksiköitä. Epäsuhtautumisreaktiot. Latimer-kaaviot.

Toteuttaja:

Tapahtuma nro

VIIA-alaryhmän alkuaineiden kemia

Yleiset luonteenpiirteet

							Mangaani
							Teknetium

VIIA-ryhmän muodostavat p-elementit: fluori F, kloori

Cl, bromi Br, jodi I ja astatiini At.

Valenssielektronien yleinen kaava on ns 2 np 5.

Kaikki ryhmän VIIA elementit ovat tyypillisiä ei-metalleja.

							Kuten jakelusta näkyy
							valenssielektronit
atomien kiertoradan mukaan						vain yksi elektroni puuttuu

vakaan kahdeksan elektronin kuoren muodostamiseksi

laatikoita, siksi heillä on on vahva taipumus

elektronin lisäys.

Kaikki elementit muodostavat helposti yksinkertaisen kertalatauksen

ny anionit G – .

Yksinkertaisten anionien muodossa ryhmän VIIA alkuaineita löytyy luonnonvedestä ja luonnonsuolojen kiteistä, esimerkiksi haliitti NaCl, sylviitti KCl, fluoriitti

CaF2.

Elementtien VIIA- yleinen ryhmänimi

ryhmä "halogeenit", eli "synnyttää suoloja", johtuu siitä, että suurin osa niiden yhdisteistä metallien kanssa on esi-

on tyypillinen suola (CaF2, NaCl, MgBr2, KI), joka

jotka voidaan saada suoran vuorovaikutuksen kautta

metallin vuorovaikutus halogeenin kanssa. Vapaita halogeeneja saadaan luonnollisista suoloista, joten nimi "halogeenit" käännetään myös "suoloista syntyneeksi".

Toteuttaja:

Tapahtuma nro

Minimihapetusaste (-1) on vakain

kaikille halogeeneille.

Jotkut ryhmän VIIA alkuaineiden atomien ominaisuudet on annettu seuraavassa

Ryhmän VIIA alkuaineiden atomien tärkeimmät ominaisuudet

		Suhteellinen-		Affiniteetti
		sähköinen
		negatiivinen	ionisaatio,
		ness (mukaan
		Äänestys)
						määrän kasvu
						elektroniset kerrokset;
						koon kasvu
						sähkön vähentäminen
						kolminkertainen negatiivisuus

Halogeeneilla on korkea elektroniaffiniteetti (enintään

Cl) ja erittäin korkea ionisaatioenergia (maksimi F) ja maksimi

mahdollista elektronegatiivisuutta kullakin jaksolla. Fluori on eniten

elektronegatiivinen kaikista kemiallisista alkuaineista.

Yhden parittoman elektronin läsnäolo halogeeniatomeissa määrää

edustaa atomien yhdistymistä yksinkertaisissa aineissa kaksiatomisiksi molekyyleiksi Г2.

Yksinkertaisille aineille, halogeeneille, tyypillisimpiä hapettimia ovat

ominaisuudet, jotka ovat vahvimmat F2:ssa ja heikkenevät siirryttäessä I2:een.

Halogeeneille on ominaista kaikista ei-metallisista alkuaineista suurin reaktiivisuus. Fluori erottuu jopa halogeeneista

on erittäin korkea aktiivisuus.

Toisen jakson alkuaine, fluori, eroaa voimakkaimmin toisesta

muut alaryhmän elementit. Tämä on yleinen malli kaikille ei-metalleille.

Toteuttaja:

Tapahtuma nro

Fluori on elektronegatiivisin alkuaine, ei näytä seksiä

pysyvät hapetustilat. Missä tahansa yhteydessä, mukaan lukien ki-

happi, fluori on hapetustilassa (-1).

Kaikilla muilla halogeeneilla on positiivinen hapetusaste

lenia enintään +7.

Halogeenien tyypillisimmät hapetustilat:

F: -1, 0;

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

Cl:llä on tunnettuja oksideja, joissa sitä esiintyy hapetustiloissa: +4 ja +6.

Tärkeimmät halogeeniyhdisteet positiivisissa tiloissa,

Hapettumisen seuraamuksia ovat happea sisältävät hapot ja niiden suolat.

Kaikki positiivisessa hapetustilassa olevat halogeeniyhdisteet ovat

ovat voimakkaita hapettimia.

kauhea hapettumisaste. Emäksinen ympäristö edistää epäsuhtaisuutta.

Yksinkertaisten aineiden ja happiyhdisteiden käytännön sovellus

Halogeenien pelkistyminen johtuu pääasiassa niiden hapettavasta vaikutuksesta.

Yksinkertaisimmat aineet, Cl2, löytävät laajimman käytännön sovelluksen.

ja F2. Eniten klooria ja fluoria kuluu teollisuudessa

orgaaninen synteesi: muovien, kylmäaineiden, liuottimien,

torjunta-aineet, lääkkeet. Merkittäviä määriä klooria ja jodia käytetään metallien valmistukseen ja niiden jalostukseen. Myös klooria käytetään

selluloosan valkaisuun, juomaveden desinfiointiin ja tuotannossa

valkaisuvesi ja kloorivetyhappo. Oksohappojen suoloja käytetään räjähteiden valmistuksessa.

Toteuttaja:

Tapahtuma nro

Hapot - suolahappo ja sulat hapot - ovat laajalti käytössä käytännössä.

Fluori ja kloori ovat kahdenkymmenen yleisimmän alkuaineen joukossa

siellä luonnossa on huomattavasti vähemmän bromia ja jodia. Kaikki halogeenit esiintyvät luonnossa hapettumistilassa(-1). Vain jodia esiintyy suolan KIO3 muodossa,

joka sisältyy epäpuhtautena chileläiseen salpetteriin (KNO3).

Astatiini on keinotekoisesti valmistettu radioaktiivinen alkuaine (se ei ole luonnossa). At:n epävakaus heijastuu kreikan kielestä tulevaan nimeen. "astatos" - "epävakaa". Astatiini on kätevä säteilijä syöpäkasvainten sädehoidossa.

Yksinkertaiset aineet

Halogeenien yksinkertaisia ​​aineita muodostavat kaksiatomiset molekyylit G2.

Yksinkertaisissa aineissa siirtymisen aikana F2:sta I2:een elektronien lukumäärän kasvaessa

valtaistuinkerrokset ja atomien polarisoituvuus lisääntyy, on kasvua

molekyylien välinen vuorovaikutus, mikä johtaa muutokseen aggregoidussa yhteisessä

seisomaan normaaleissa olosuhteissa.

Fluori (normaaliolosuhteissa) on keltaista kaasua, muuttuu -181o C:ssa

nestemäinen tila.

Kloori on kellanvihreä kaasu, joka muuttuu nesteeksi -34o C:ssa. Väriltään ha-

Nimi Cl liittyy siihen, se tulee kreikan sanasta "chloros" - "keltainen-

vihreä". Cl2:n kiehumispisteen jyrkkä nousu verrattuna F2:een,

osoittaa lisääntynyttä molekyylien välistä vuorovaikutusta.

Bromi on tummanpunainen, erittäin haihtuva neste, kiehuu 58,8 o C:ssa.

elementin nimi liittyy kaasun terävään epämiellyttävään hajuun ja on johdettu

"bromos" - "haiseva".

Jodi – tummanvioletteja kiteitä, joissa on heikko "metallinen"

kokkareita, jotka kuumennettaessa sublimoituvat helposti muodostaen violetteja höyryjä;

nopealla jäähdytyksellä

höyryt 114 o C asti

muodostuu nestettä. Lämpötila

Toteuttaja:

Tapahtuma nro

Jodin kiehumispiste on 183 °C. Sen nimi tulee jodihöyryn väristä -

"jodos" - "violetti".

Kaikilla yksinkertaisilla aineilla on pistävä haju ja ne ovat myrkyllisiä.

Niiden höyryjen hengittäminen aiheuttaa limakalvojen ja hengityselinten ärsytystä ja suurilla pitoisuuksilla tukehtumista. Ensimmäisen maailmansodan aikana klooria käytettiin myrkyllisenä aineena.

Fluorikaasu ja nestemäinen bromi aiheuttavat ihon palovammoja. Työskentely ha-

logens, varotoimenpiteitä on ryhdyttävä.

Koska halogeenien yksinkertaiset aineet muodostuvat ei-polaarisista molekyyleistä

jäähdyttää, ne liukenevat hyvin ei-polaarisiin orgaanisiin liuottimiin:

alkoholi, bentseeni, hiilitetrakloridi jne. Kloori, bromi ja jodi liukenevat niukasti veteen. Niiden vesiliuoksia kutsutaan kloori-, bromi- ja jodivedeksi. Br2 liukenee paremmin kuin muut, bromipitoisuus kyll.

Liuos saavuttaa 0,2 mol/l ja kloori - 0,1 mol/l.

Fluori hajottaa vettä:

2F2 + 2H20 = O2 + 4HF

Halogeeneilla on korkea oksidatiivinen aktiivisuus ja siirtymä

halogenidianioneiksi.

Г2 + 2e–  2Г–

Fluorilla on erityisen korkea oksidatiivinen aktiivisuus. Fluori hapettaa jalometalleja (Au, Pt).

Pt + 3F2 = PtF6

Se on jopa vuorovaikutuksessa joidenkin inerttien kaasujen kanssa (krypton,

ksenon ja radon), esim.

Xe + 2F2 = XeF4

Monet erittäin stabiilit yhdisteet palavat F2-ilmakehässä, esim.

vesi, kvartsi (SiO2).

Si02 + 2F2 = SiF4 + O2

Toteuttaja:

Tapahtuma nro

Reaktioissa fluorin kanssa jopa sellaiset voimakkaat hapettavat aineet kuin typpi ja rikki

nihappo, toimivat pelkistysaineina, kun taas fluori hapettaa syöttöä

sisältävät O(-2) koostumuksessaan.

2HNO3 + 4F2 = 2NF3 + 2HF + 3O2 H2SO4 + 4F2 = SF6 + 2HF + 2O2

F2:n korkea reaktiivisuus vaikeuttaa yhdistelmän valintaa.

rakennemateriaalit sen kanssa työskentelemiseen. Yleensä näihin tarkoituksiin käytämme

Siellä on nikkeliä ja kuparia, jotka hapettuessaan muodostavat pinnalle tiheitä fluorideja suojaavia kalvoja. Nimi F johtuu sen aggressiivisesta toiminnasta

Syön, se tulee kreikasta. "fluori" - "tuhoisa".

Sarjoissa F2, Cl2, Br2, I2 hapetuskyky heikkenee lisääntymisen vuoksi

atomien koon lisääminen ja elektronegatiivisuuden vähentäminen.

Vesiliuoksissa aineen oksidatiiviset ja pelkistävät ominaisuudet

Aineet karakterisoidaan yleensä elektrodipotentiaalien avulla. Taulukossa on esitetty pelkistyspuolireaktioiden standardielektrodipotentiaalit (Eo, V).

halogeenien muodostumista. Vertailun vuoksi Eo-arvo ki-

hiili on yleisin hapetin.

Vakioelektrodipotentiaalit yksinkertaisille halogeeniaineille

Eo, B, reaktiolle

O2 + 4e– + 4H+  2H2O

Eo, V

elektrodille

2Г– +2е – = Г2

Vähentynyt oksidatiivinen aktiivisuus

Kuten taulukosta näkyy, F2 on paljon vahvempi hapetin,

kuin O2, joten F2:ta ei esiinny vesiliuoksissa , se hapettaa vettä,

toipumassa F-:ksi. E®-arvon perusteella Cl2:n hapetuskyky

Toteuttaja:

Tapahtuma nro

myös korkeampi kuin O2. Itse asiassa klooriveden pitkäaikaisen varastoinnin aikana se hajoaa hapen vapautuessa ja HCl:n muodostuessa. Mutta reaktio on hidas (Cl2-molekyyli on huomattavasti vahvempi kuin F2-molekyyli ja

aktivointienergia reaktioissa kloorin kanssa on suurempi), dispro-

annostelu:

Cl2 + H2O  HCl + HOCl

Vedessä se ei saavuta loppuaan (K = 3,9 . 10–4), joten Cl2:ta on vesiliuoksissa. Br2:lle ja I2:lle on ominaista vielä suurempi stabiilisuus vedessä.

Epäsuhtautuminen on hyvin tyypillinen hapettava aine

pelkistysreaktio halogeeneille. Vahvistuksen epäsuhtaisuus

kaatuu emäksiseen ympäristöön.

Cl2:n epäsuhtautuminen alkalissa johtaa anionien muodostumiseen

Cl– ja ClO–. Disproportsionaalivakio on 7,5. 1015.

Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H2O

Kun jodi on epäsuhtainen alkalissa, muodostuu I– ja IO3–. Ana-

Loogisesti Br2 epäsuhtauttaa jodia. Tuotemuutos on suhteeton

kansakunta johtuu siitä, että Br:n ja I:n anionit GO– ja GO2– ovat epävakaita.

Kloorin disproportioreaktiota käytetään teollisuudessa

kyky saada vahva ja nopeasti vaikuttava hypokloriittihapetin,

valkaisukalkki, bertolettisuola.

3Cl2 + 6 KOH = 5KCl + KClO3 + 3H2O

Toteuttaja:

Tapahtuma nro

Halogeenien vuorovaikutus metallien kanssa

Halogeenit reagoivat voimakkaasti monien metallien kanssa, esimerkiksi:

Mg + Cl2 = MgCl2 Ti + 2I2  TiI4

Na + halogenidit, joissa metallilla on alhainen hapetusaste (+1, +2),

- Nämä ovat suolan kaltaisia ​​yhdisteitä, joissa on pääasiassa ionisia sidoksia. Miten

katso, ioniset halogenidit ovat kiinteitä aineita, joilla on korkea sulamispiste

Metallihalogenidit, joissa metallilla on korkea hapettumisaste

ionit ovat yhdisteitä, joissa on pääasiassa kovalenttisia sidoksia.

Monet niistä ovat normaaleissa olosuhteissa kaasuja, nesteitä tai sulavia kiinteitä aineita. Esimerkiksi WF6 on kaasu, MoF6 on neste,

TiCl4 on nestemäistä.

Halogeenien vuorovaikutus epämetallien kanssa

Halogeenit ovat suoraan vuorovaikutuksessa monien epämetallien kanssa:

vety, fosfori, rikki jne. Esimerkiksi:

H2 + Cl2 = 2HCl 2P + 3Br2 = 2PBr3 S + 3F2 = SF6

Ei-metallihalogenidien sidos on pääasiassa kovalenttinen.

Tyypillisesti näillä yhdisteillä on alhaiset sulamis- ja kiehumispisteet.

Siirtyessään fluorista jodiin halogenidien kovalenttinen luonne kasvaa.

Tyypillisten epämetallien kovalenttiset halogenidit ovat happamia yhdisteitä; vuorovaikutuksessa veden kanssa ne hydrolysoituvat muodostaen happoja. Esimerkiksi:

PBr3 + 3H20 = 3HBr + H3PO3

PI3 + 3H20 = 3HI + H3PO3

PCl5 + 4H20 = 5HCl + H3PO4

Toteuttaja:

Tapahtuma nro

Kahta ensimmäistä reaktiota käytetään bromin ja vetyjodidin tuottamiseen.

noiinihappoa.

Interhalogenidit. Halogeenit muodostavat toistensa kanssa yhdistyessään

johtaa. Näissä yhdisteissä kevyempi ja elektronegatiivisempi halogeeni on hapetustilassa (–1) ja raskaampi positiivisessa tilassa.

hapettumisrangaistukset.

Halogeenien suorasta vuorovaikutuksesta kuumennettaessa saadaan seuraavat: ClF, BrF, BrCl, ICl. On myös monimutkaisempia interhalideja:

ClF3, BrF3, BrF5, IF5, IF7, IC13.

Kaikki interhalidit normaaleissa olosuhteissa ovat nestemäisiä aineita, joilla on alhainen kiehumispiste. Interhalogenideilla on korkea oksidatiivinen aktiivisuus

toiminta. Esimerkiksi sellaiset kemiallisesti stabiilit aineet kuin SiO2, Al203, MgO jne. palavat ClF3-höyryissä.

2Al203 + 4ClF3 = 4 AlF3 + 3O2 + 2Cl2

Fluoride ClF 3 on aggressiivinen fluorausreagenssi, joka vaikuttaa nopeasti

piha F2. Sitä käytetään orgaanisissa synteeseissä ja suojakalvojen saamiseksi fluorin kanssa työskentelyyn tarkoitettujen nikkelilaitteiden pinnalle.

Vedessä interhalogenidit hydrolysoituvat muodostaen happoja. Esimerkiksi,

ClF5 + 3H20 = HC103 + 5HF

Halogeenit luonnossa. Yksinkertaisten aineiden hankkiminen

Teollisuudessa halogeeneja saadaan niiden luonnollisista yhdisteistä. Kaikki

menetelmät vapaiden halogeenien saamiseksi perustuvat halogeenin hapetukseen

Nid-ionit.

2Г –  Г2 + 2e–

Merkittävä määrä halogeeneja löytyy luonnollisista vesistä anioneina: Cl–, F–, Br–, I–. Merivesi voi sisältää jopa 2,5 % NaCl:a.

Bromi ja jodi saadaan öljykaivovedestä ja merivedestä.

Toteuttaja:

Tapahtuma nro

Vetyatomilla on ulomman (ja ainoan) elektronitason 1 elektroninen kaava s 1 . Toisaalta yhden elektronin läsnäolon suhteen ulkoisella elektronitasolla vetyatomi on samanlainen kuin alkalimetalliatomit. Kuitenkin, kuten halogeenit, se tarvitsee vain yhden elektronin täyttääkseen ulomman elektronisen vaa'an, koska ensimmäinen elektroninen vaaka voi sisältää enintään 2 elektronia. Osoittautuu, että vety voidaan sijoittaa samanaikaisesti sekä jaksollisen järjestelmän ensimmäiseen että toiseksi viimeiseen (seitsemänteen) ryhmään, mikä joskus tehdään jaksollisen järjestelmän eri versioissa:

Vedyn ominaisuuksien kannalta yksinkertaisena aineena sillä on edelleen enemmän yhteistä halogeenien kanssa. Vety, kuten halogeenit, on ei-metalli ja muodostaa niiden kaltaisia ​​kaksiatomisia molekyylejä (H2).

Normaaleissa olosuhteissa vety on kaasumainen, vähän aktiivinen aine. Vedyn alhainen aktiivisuus selittyy molekyylin vetyatomien välisten sidosten suurella lujuudella, jonka rikkominen vaatii joko voimakasta kuumennusta tai katalyyttien käyttöä tai molempia.

Vedyn vuorovaikutus yksinkertaisten aineiden kanssa

metallien kanssa

Metalleista vety reagoi vain alkali- ja maa-alkalimetallien kanssa! Alkalimetalleihin kuuluvat ryhmän I pääalaryhmän metallit (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) ja maa-alkalimetalleihin kuuluvat ryhmän II pääalaryhmän metallit, paitsi beryllium ja magnesium (Ca, Sr, Ba, Ra)

Vuorovaikutuksessa aktiivisten metallien kanssa vedyllä on hapettavia ominaisuuksia, ts. alentaa sen hapetusastetta. Tässä tapauksessa muodostuu alkali- ja maa-alkalimetallien hydridejä, joilla on ionirakenne. Reaktio tapahtuu kuumennettaessa:

On huomattava, että vuorovaikutus aktiivisten metallien kanssa on ainoa tapaus, jossa molekyylivety H2 on hapettava aine.

ei-metallien kanssa

Ei-metalleista vety reagoi vain hiilen, typen, hapen, rikin, seleenin ja halogeenien kanssa!

Hiili tulisi ymmärtää grafiittina tai amorfisena hiilenä, koska timantti on erittäin inertti hiilen allotrooppinen muunnos.

Vuorovaikutuksessa ei-metallien kanssa vety voi suorittaa vain pelkistimen tehtävän, eli vain lisätä sen hapetustilaa:

Vedyn vuorovaikutus monimutkaisten aineiden kanssa

metallioksidien kanssa

Vety ei reagoi metallioksidien kanssa, jotka kuuluvat metallien aktiivisuussarjaan aina alumiiniin asti (mukaan lukien), mutta se pystyy kuumennettaessa pelkistämään monia alumiinin oikealla puolella olevia metallioksideja:

ei-metallioksidien kanssa

Ei-metallioksideista vety reagoi kuumennettaessa typen, halogeenien ja hiilen oksidien kanssa. Kaikista vedyn vuorovaikutuksista ei-metallioksidien kanssa on erityisen huomionarvoista sen reaktio hiilimonoksidin CO:n kanssa.

CO:n ja H2:n seoksella on jopa oma nimi - "synteesikaasu", koska olosuhteista riippuen siitä voidaan saada sellaisia ​​suosittuja teollisuustuotteita, kuten metanoli, formaldehydi ja jopa synteettiset hiilivedyt:

happojen kanssa

Vety ei reagoi epäorgaanisten happojen kanssa!

Orgaanisista hapoista vety reagoi vain tyydyttymättömien happojen kanssa sekä happojen kanssa, jotka sisältävät vedyn kanssa pelkistyviä funktionaalisia ryhmiä, erityisesti aldehydi-, keto- tai nitroryhmiä.

suolojen kanssa

Suolojen vesiliuosten tapauksessa niiden vuorovaikutusta vedyn kanssa ei tapahdu. Kuitenkin, kun vety johdetaan joidenkin keski- tai matala-aktiivisten metallien kiinteiden suolojen yli, niiden osittainen tai täydellinen pelkistyminen on mahdollista, esimerkiksi:

Halogeenien kemialliset ominaisuudet

Halogeenit ovat ryhmän VIIA kemiallisia alkuaineita (F, Cl, Br, I, At) sekä niiden muodostamia yksinkertaisia ​​aineita. Tässä ja edelleen tekstissä, ellei toisin mainita, halogeenit ymmärretään yksinkertaisina aineina.

Kaikilla halogeeneilla on molekyylirakenne, joka määrää näiden aineiden alhaiset sulamis- ja kiehumispisteet. Halogeenimolekyylit ovat kaksiatomisia, ts. niiden kaava voidaan kirjoittaa yleisessä muodossa Hal 2.

On huomattava, että jodin fyysinen ominaisuus on sen kyky sublimaatio tai toisin sanoen sublimaatio. Sublimaatio, on ilmiö, jossa kiinteässä tilassa oleva aine ei sula kuumennettaessa, vaan ohittaen nestefaasin siirtyy välittömästi kaasumaiseen tilaan.

Minkä tahansa halogeenin atomin ulkoisen energiatason elektronirakenne on muotoa ns 2 np 5, missä n on sen jaksollisen järjestelmän jakson numero, jossa halogeeni sijaitsee. Kuten näet, halogeeniatomit tarvitsevat vain yhden elektronin saavuttaakseen kahdeksan elektronin ulkokuoren. Tästä on loogista olettaa vapaiden halogeenien pääosin hapettavat ominaisuudet, mikä on käytännössä vahvistettu. Kuten tiedetään, ei-metallien elektronegatiivisuus laskee siirtyessään alaryhmää alaspäin, ja siksi halogeenien aktiivisuus pienenee sarjassa:

F 2 > Cl 2 > Br 2 > I 2

Halogeenien vuorovaikutus yksinkertaisten aineiden kanssa

Kaikki halogeenit ovat erittäin reaktiivisia aineita ja reagoivat useimpien yksinkertaisten aineiden kanssa. On kuitenkin huomattava, että fluori voi äärimmäisen korkean reaktiivisuuden vuoksi reagoida jopa niiden yksinkertaisten aineiden kanssa, joiden kanssa muut halogeenit eivät voi reagoida. Tällaisia ​​yksinkertaisia ​​aineita ovat happi, hiili (timantti), typpi, platina, kulta ja jotkut jalokaasut (ksenon ja krypton). Nuo. itse asiassa, fluori ei reagoi vain joidenkin jalokaasujen kanssa.

Loput halogeenit, ts. kloori, bromi ja jodi ovat myös vaikuttavia aineita, mutta vähemmän aktiivisia kuin fluori. Ne reagoivat lähes kaikkien yksinkertaisten aineiden kanssa paitsi hapen, typen, hiilen kanssa timantin, platinan, kullan ja jalokaasujen muodossa.

Halogeenien vuorovaikutus epämetallien kanssa

vety

Kun kaikki halogeenit ovat vuorovaikutuksessa vedyn kanssa, ne muodostuvat vetyhalogenidit yleisellä kaavalla HHal. Tässä tapauksessa fluorin reaktio vedyn kanssa alkaa spontaanisti jopa pimeässä ja etenee räjähdyksellä yhtälön mukaisesti:

Kloorin reaktio vedyn kanssa voidaan käynnistää voimakkaalla ultraviolettisäteilyllä tai lämmöllä. Etenee myös räjähdyksellä:

Bromi ja jodi reagoivat vedyn kanssa vain kuumennettaessa, ja samalla reaktio jodin kanssa on palautuva:

fosfori

Fluorin vuorovaikutus fosforin kanssa johtaa fosforin hapettumiseen korkeimpaan hapetusasteeseen (+5). Tässä tapauksessa muodostuu fosforipentafluoridia:

Kun kloori ja bromi ovat vuorovaikutuksessa fosforin kanssa, on mahdollista saada fosforihalogenideja sekä hapetustilassa + 3 että hapetustilassa +5, mikä riippuu reagoivien aineiden suhteista:

Lisäksi, jos kyseessä on valkoinen fosfori fluorin, kloorin tai nestemäisen bromin ilmakehässä, reaktio alkaa spontaanisti.

Fosforin vuorovaikutus jodin kanssa voi johtaa vain fosforitriodidin muodostumiseen, koska sen hapetuskyky on huomattavasti pienempi kuin muilla halogeeneilla:

harmaa

Fluori hapettaa rikin korkeimpaan hapetusasteeseen +6, jolloin muodostuu rikkiheksafluoridia:

Kloori ja bromi reagoivat rikin kanssa muodostaen yhdisteitä, jotka sisältävät rikkiä hapetusasteissa +1 ja +2, jotka ovat sille erittäin epätavallisia. Nämä vuorovaikutukset ovat hyvin spesifisiä, ja kemian yhtenäisen valtionkokeen läpäisemiseksi ei vaadita kykyä kirjoittaa yhtälöitä näille vuorovaikutuksille. Siksi seuraavat kolme yhtälöä on annettu viitteeksi:

Halogeenien vuorovaikutus metallien kanssa

Kuten edellä mainittiin, fluori pystyy reagoimaan kaikkien metallien kanssa, jopa sellaisten vähäaktiivisten metallien kuin platinan ja kullan kanssa:

Loput halogeenit reagoivat kaikkien metallien kanssa paitsi platinaa ja kultaa:

Halogeenien reaktiot monimutkaisten aineiden kanssa

Korvausreaktiot halogeeneilla

Aktiivisemmat halogeenit, ts. joiden kemialliset alkuaineet sijaitsevat korkeammalla jaksollisessa taulukossa, pystyvät syrjäyttämään vähemmän aktiivisia halogeeneja muodostamistaan ​​vetyhalogenideista ja metallihalogenideista:

Samoin bromi ja jodi syrjäyttävät rikin sulfidien ja/tai rikkivedyn liuoksista:

Kloori on vahvempi hapetin ja hapettaa rikkivetyä sen vesiliuoksessa ei rikiksi, vaan rikkihapoksi:

Halogeenien reaktio veden kanssa

Vesi palaa fluorissa sinisellä liekillä reaktioyhtälön mukaisesti:

Bromi ja kloori reagoivat veden kanssa eri tavalla kuin fluori. Jos fluori toimi hapettavana aineena, kloori ja bromi ovat epäsuhtaisia ​​vedessä muodostaen happojen seoksen. Tässä tapauksessa reaktiot ovat palautuvia:

Jodin vuorovaikutus veden kanssa tapahtuu niin merkityksettömässä määrin, että se voidaan jättää huomiotta ja voidaan olettaa, että reaktiota ei tapahdu ollenkaan.

Halogeenien vuorovaikutus alkaliliuosten kanssa

Fluori toimii vuorovaikutuksessa alkalivesiliuoksen kanssa jälleen hapettimena:

Tämän yhtälön kirjoittamista ei vaadita yhtenäisen valtionkokeen läpäisemiseksi. Riittää, kun tietää tosiasia tällaisen vuorovaikutuksen mahdollisuudesta ja fluorin oksidatiivisesta roolista tässä reaktiossa.

Toisin kuin fluori, muut alkaliliuosten halogeenit ovat suhteettomia, eli ne samanaikaisesti lisäävät ja vähentävät hapettumisastettaan. Lisäksi kloorin ja bromin tapauksessa virtaus on mahdollista lämpötilasta riippuen kahteen eri suuntaan. Erityisesti kylmässä reaktiot etenevät seuraavasti:

ja lämmitettynä:

Jodi reagoi alkalien kanssa yksinomaan toisen vaihtoehdon mukaan, ts. jodaatin muodostumisen kanssa, koska Hypoiodiitti ei ole stabiili vain kuumennettaessa, vaan myös tavallisissa lämpötiloissa ja jopa kylmässä.

1. Halogeenien yleiset ominaisuudet . Yhdisteiden halogeenien atomirakenne ja hapetustilat. Atomisäteiden, ionisaatioenergian, elektronien affiniteetin ja elektronegatiivisuuden muutosten luonne sarjassa F - At. Halogeenien kemiallisten sidosten luonne metallien ja ei-metallien kanssa. Halogeenien korkeampien valenssitilojen stabiilisuus. Fluorin ominaisuudet.

1. Kanssa. 367-371; 2. Kanssa. 338-347; 3. Kanssa. 415-416; 4. Kanssa. 270-271; 7. Kanssa. 340-345.

2. Yksinkertaisten halogeeniaineiden molekyylirakenne ja fysikaaliset ominaisuudet . Kemiallisten sidosten luonne halogeenimolekyyleissä. Halogeenien fysikaaliset ominaisuudet: aggregaatiotila, sulamis- ja kiehumispisteet fluori-astatiinisarjassa, liukoisuus veteen ja orgaanisiin liuottimiin.

1. Kanssa. 370-372; 2. Kanssa. 340-347; 3. Kanssa. 415-416; 4. Kanssa. 271-287; 8. Kanssa. 367-370.

3. Halogeenien kemialliset ominaisuudet . Syyt halogeenien korkeaan kemialliseen aktiivisuuteen ja sen vaihtelu ryhmittäin. Suhde veteen, alkaliliuoksiin, metalleihin ja ei-metalleihin. Lämpötilan vaikutus halogeenin epäsuhtautumistuotteiden koostumukseen alkaliliuoksissa. Fluorikemian ominaisuudet. Luonnolliset halogeeniyhdisteet. Teollisuuden ja laboratoriomenetelmien periaatteet halogeenien valmistukseen. Halogeenien käyttö. Halogeenien ja niiden yhdisteiden fysiologiset ja farmakologiset vaikutukset eläviin organismeihin. Halogeenien myrkyllisyys ja varotoimet niiden kanssa työskenneltäessä.

1. Kanssa. 372-374, s. 387-388; 2. Kanssa. 342-347; 3. Kanssa. 416-419; 4. Kanssa. 276-287; 7. s. 340-345, s. 355; 8. Kanssa. 380-382.

Yksinkertaiset aineet, halogeenit, toisin kuin vety, ovat erittäin aktiivisia. Niille on eniten ominaista hapettavat ominaisuudet, jotka heikkenevät vähitellen sarjassa F 2 – At 2. Aktiivisin halogeeneista on fluori: jopa vesi ja hiekka syttyvät itsestään ilmakehässä! Halogeenit reagoivat voimakkaasti useimpien metallien, ei-metallien ja monimutkaisten aineiden kanssa.

4. Halogeenien tuotanto ja käyttö .

1. Kanssa. 371-372; 2. Kanssa. 345-347; 3. Kanssa. 416-419; 4. Kanssa. 275-287; 7. s. 340-345; 8. Kanssa. 380-382.

Kaikki menetelmät halogeenien valmistamiseksi perustuvat halogenidianionien hapetusreaktioihin eri hapettimien kanssa: 2Gal -1 -2e - = Gal

Teollisuudessa halogeeneja saadaan elektrolyysillä halogenidien sulatuksista (F 2 ja Cl 2) tai vesiliuosista (Cl 2); vähemmän aktiivisten halogeenien korvaaminen aktiivisemmilla vastaavista halogenideista (I 2 - bromi; I 2 tai Br 2 - kloori)

Laboratoriossa halogeeneja saadaan hapettamalla vetyhalogenideja (HCl, HBr) liuoksissa, joissa on vahvoja hapettavia aineita (KMnO 4, K 2 Cr 2 O 7, PbO 2, MnO 2, KClO 3); halogenidien (NaBr, KI) hapetus ilmoitetuilla hapettimilla happamassa ympäristössä (H 2 SO 4).

Binaariset halogeeniyhdisteet

1. Vetyyhdisteet (vetyhalogenidit) . Kemiallisten sidosten luonne molekyyleissä. Molekyylien polariteetti. Fysikaaliset ominaisuudet, aggregaatiotila, vesiliukoisuus. Sulamis- ja kiehumislämpötilojen muutoksen luonne HF – HI -sarjassa. Fluorivetymolekyylien yhdistyminen. Vetyhalogenidien lämpöstabiilisuus. Reaktiivisuus. Happoominaisuudet, fluorivetyhapon ominaisuudet. Palauttavat ominaisuudet. Yleiset periaatteet vetyhalogenidien valmistukseen: synteesi yksinkertaisista aineista ja halogenideista. Kloorivety ja kloorivetyhappo. Fysikaaliset ja kemialliset ominaisuudet. Hankintamenetelmät. Kloorivetyhapon käyttö. Kloorivetyhapon ja kloridien rooli elämänprosesseissa. Halidit.

1. Kanssa. 375-382; 2. Kanssa. 347-353; 3. Kanssa. 419-420; 4. Kanssa. 272-275, s. 289-292; 7. s. 354-545; 8. Kanssa. 370-373, s. 374-375.

2 . Halogeeniyhdisteet hapen kanssa.

1. Kanssa. 377-380; 2. Kanssa. 353-359; 3. Kanssa. 420-423; 4. Kanssa. 292-296; 7. s. 350-354; 8. Kanssa. 375-376, s. 379.

3. Yhdisteet muiden ei-metallien kanssa.

1. Kanssa. 375-381; 2. Kanssa. 342-345; 4. Kanssa. 292-296; 7. s. 350-355.

4 . Liitännät metalleihin .

2. Kanssa. 342; 4. Kanssa. 292-296; 7. s. 350-355.

Monialkuaineiset halogeeniyhdisteet

1. Happea sisältävät kloorihapot ja niiden suolat. Hypokloori-, kloori-, perkloori- ja perkloorihappoja. Muutoksia happoominaisuuksissa, stabiilisuudessa ja hapetusominaisuuksissa sarjassa HClO – HClO 4 . Periaatteet näiden happojen saamiseksi. Hypokloriitit, kloriitit, kloraatit ja perkloraatit. Lämpöstabiilisuus ja oksidatiiviset ominaisuudet. Yleiset periaatteet suolojen saamiseksi. Suolojen käyttö. Valkaisujauhe. Bertholletin suolaa. Ammoniumperkloraatti.

1. Kanssa. 382-387; 2. Kanssa. 353-359; 3. Kanssa. 423; 4. Kanssa. 292-296; 7. s. 350-354; 8. Kanssa. 375-378.

2 . Bromin ja jodin happea sisältävät hapot ja niiden suolat .

1. Kanssa. 382-387; 2. Kanssa. 353-359; 3. Kanssa. 423; 4. Kanssa. 292-296; 7. s. 350-354; 8. Kanssa. 379-380.

3 . Halogeenien ja niiden tärkeimpien yhdisteiden käyttö

1. Kanssa. 387-388; 2. Kanssa. 345-347; 3. Kanssa. 419-423; 4. Kanssa. 272-296; 8. Kanssa. 380-382.

4 . Halogeeniyhdisteiden biologinen rooli

1. Kanssa. 387-388; 2. Kanssa. 340-347; 3. Kanssa. 419-423; 4. Kanssa. 272-296; 8. Kanssa. 380-382.

Suhdetärkeimmät klooriyhdisteet:

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 ulkotasolla 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 lämmittäessään syrjäyttää bromi tai jodi yhdisteistään vedyllä tai metalleilla:

ja reagoi myös palautuvasti veden kanssa:

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

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 kappale "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 samanlaisia ​​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 vetyhalogenideja 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 vuorovaikutuksessa metallien kanssa voi tapahtua jälkimmäisten hapettumista vain ionien vaikutuksesta. Siksi hapot reagoivat vain sellaisten metallien kanssa, jotka ovat vedyn vasemmalla puolella.

Kaikki metallihalogenidit Ag- ja Pb-suoloja lukuun ottamatta 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 halogenidivetyhapot, 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.

Halogeenit– Ryhmän VII alkuaineet – fluori, kloori, bromi, jodi, astatiini (astatiinia on tutkittu vähän sen radioaktiivisuuden vuoksi). Halogeenit ovat erillisiä ei-metalleja. Vain harvoissa tapauksissa jodilla on metallien kaltaisia ​​ominaisuuksia.

Virittymättömässä tilassa halogeeniatomeilla on yhteinen elektroninen konfiguraatio: ns2np5. Tämä tarkoittaa, että halogeeneilla on 7 valenssielektronia fluoria lukuun ottamatta.

Halogeenien fysikaaliset ominaisuudet: F2 – väritön, vaikeasti nesteytettävä kaasu; Cl2 on kellanvihreä, helposti nesteytetty kaasu, jolla on pistävä tukahduttava haju; Br2 – punaruskea neste; I2 on violetti kiteinen aine.

Vetyhalogenidien vesiliuokset muodostavat happoja. HF – fluorivety (fluoridi); HCl – kloorivety (suola); НBr - bromivety; HI – vetyjodidi. Happojen vahvuus laskee ylhäältä alas. Fluorivetyhappo on halogenoitujen happojen sarjan heikoin, ja jodihappo on vahvin. Tämä selittyy sillä, että Hg:n sitoutumisenergia pienenee ylhäältä. NG-molekyylin vahvuus laskee samaan suuntaan, mikä liittyy ytimien välisen etäisyyden kasvuun. Myös heikosti liukenevien suolojen liukoisuus veteen laskee:

Vasemmalta oikealle halogenidien liukoisuus pienenee. AgF liukenee hyvin veteen. Kaikki vapaassa tilassa olevat halogeenit ovat hapettavia aineita. Niiden vahvuus hapettimina laskee fluorista jodiksi. Kiteisessä, nestemäisessä ja kaasumaisessa tilassa kaikki halogeenit ovat yksittäisten molekyylien muodossa. Atomisäteet kasvavat samaan suuntaan, mikä johtaa sulamis- ja kiehumispisteiden nousuun. Fluori hajoaa atomeiksi paremmin kuin jodi. Elektrodipotentiaalit pienenevät siirryttäessä alas halogeenialaryhmässä. Fluorilla on suurin elektrodipotentiaali. Fluori on voimakkain hapettava aine. Mikä tahansa korkeampi vapaa halogeeni syrjäyttää alemman, joka on liuoksessa negatiivisen kertavarauksen ionin tilassa.

20. Kloori. Kloorivety ja kloorivetyhappo

Kloori (Cl) - seisoo 3. periodissa, jaksollisen järjestelmän pääalaryhmän ryhmässä VII, sarjanumero 17, atomimassa 35,453; viittaa halogeeneihin.

Fyysiset ominaisuudet: keltavihreä kaasu, jolla on pistävä haju. Tiheys 3,214 g/l; sulamispiste -101 °C; kiehumispiste -33,97 °C, Tavallisessa lämpötilassa se nesteytyy helposti 0,6 MPa:n paineessa. Liukeneessaan veteen se muodostaa kellertävää kloorivettä. Se liukenee hyvin orgaanisiin liuottimiin, erityisesti heksaaniin (C6H14) ja hiilitetrakloridiin.

Kloorin kemialliset ominaisuudet: elektroninen kokoonpano: 1s22s22p63s22p5. Ulkotasolla on 7 elektronia. Tason suorittamiseksi tarvitset 1 elektronin, jonka kloori hyväksyy ja jonka hapetusaste on -1. Myös kloorilla on positiivisia hapetusasteita + 7 asti. Tunnetaan seuraavat kloorioksidit: Cl2O, ClO2, Cl2O6 ja Cl2O7. Ne ovat kaikki epävakaita. Kloori on voimakas hapetin. Se reagoi suoraan metallien ja ei-metallien kanssa:

Reagoi vedyn kanssa. Normaaleissa olosuhteissa reaktio etenee hitaasti, voimakkaalla lämmityksellä tai valaistuksella - räjähdyksellä, ketjumekanismin mukaan:

Kloori on vuorovaikutuksessa alkaliliuosten kanssa muodostaen suoloja - hypokloriitteja ja klorideja:

Kun klooria johdetaan alkaliliuokseen, muodostuu kloridi- ja hypokloriittiliuosten seos:

Kloori on pelkistävä aine: Cl2 + 3F2 = 2ClF3.

Vuorovaikutus veden kanssa:

Kloori ei reagoi suoraan hiilen, typen ja hapen kanssa.

Kuitti: 2NaCl + F2 = 2NaF + Cl2.

Elektrolyysi: 2NaCl + 2H2O = Cl2 + H2 + 2NaOH.

Löytö luonnosta: jotka sisältyvät seuraaviin mineraaleihin: haliitti (kivisuola), sylviitti, biskofiitti; merivesi sisältää natriumin, kaliumin, magnesiumin ja muiden alkuaineiden klorideja.

Kloorivety HCl. Fyysiset ominaisuudet: väritön kaasu, ilmaa raskaampi, liukenee hyvin veteen muodostaen suolahappoa.

Kuitti: laboratoriossa:

Teollisuudessa: vetyä poltetaan kloorivirrassa. Seuraavaksi kloorivety liuotetaan veteen suolahapon muodostamiseksi (katso edellä).

Kemialliset ominaisuudet: suolahappo on vahvaa, yksiemäksistä, vuorovaikuttaa metallien kanssa jännitesarjassa vetyyn asti: Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2.

Pelkistysaineena se reagoi monien metallien oksidien ja hydroksidien kanssa.