Kimia Unsur

Bukan logam dari subkelompok VIIA

Unsur-unsur subkelompok VIIA merupakan tipikal bukan logam dengan kadar tinggi

keelektronegatifan, mereka memiliki nama grup - "halogen".

Masalah utama yang dibahas dalam kuliah

Ciri-ciri umum nonlogam subkelompok VIIA. Struktur elektronik, karakteristik atom yang paling penting. Ste-

hukuman oksidasi. Ciri-ciri kimia halogen.

Zat sederhana.

Senyawa alami.

Senyawa halogen

Asam hidrohalat dan garamnya. Garam dan asam fluorida

slot, tanda terima dan aplikasi.

Kompleks halida.

Senyawa oksigen biner halogen. Ketidakstabilan kira-kira.

Sifat redoks zat sederhana dan ko-

kesatuan. Reaksi disproporsionasi. diagram Latimer.

Pelaksana:

Nomor Acara.

Kimia unsur subkelompok VIIA

karakteristik umum

							mangan
							teknesium

Gugus VIIA dibentuk oleh unsur p: fluor F, klor

Cl, brom Br, yodium I dan astatin At.

Rumus umum elektron valensi adalah ns 2 np 5.

Semua unsur golongan VIIA merupakan unsur non-logam.

							Terlihat dari distribusinya
							elektron valensi
menurut orbital atom						hanya satu elektron yang hilang

untuk membentuk kulit delapan elektron yang stabil

kotak, itu sebabnya mereka punya ada kecenderungan yang kuat terhadap hal tersebut

penambahan elektron.

Semua elemen dengan mudah membentuk muatan tunggal sederhana

ny anion G – .

Dalam bentuk anion sederhana, unsur golongan VIIA terdapat pada air alami dan kristal garam alam, misalnya halit NaCl, silvit KCl, fluorit

CaF2.

Nama golongan umum unsur VIIA-

kelompok "halogen", yaitu "melahirkan garam", disebabkan oleh fakta bahwa sebagian besar senyawanya dengan logam bersifat pra-

adalah garam khas (CaF2, NaCl, MgBr2, KI), yang

yang dapat diperoleh melalui interaksi langsung

interaksi logam dengan halogen. Halogen bebas diperoleh dari garam alami, sehingga nama “halogen” juga diterjemahkan sebagai “lahir dari garam”.

Pelaksana:

Nomor Acara.

Bilangan oksidasi minimum (–1) adalah yang paling stabil

untuk semua halogen.

Beberapa ciri-ciri atom unsur golongan VIIA diberikan pada

Ciri-ciri terpenting atom unsur golongan VIIA

		Relatif-		Afinitas
		listrik
		negatif	ionisasi,
		ness (menurut
		Jajak pendapat)
						peningkatan jumlahnya
						lapisan elektronik;
						peningkatan ukuran
						pengurangan listrik
						tiga negatif

Halogen memiliki afinitas elektron yang tinggi (maksimum pada

Cl) dan energi ionisasi sangat tinggi (maksimum pada F) dan maksimum

kemungkinan keelektronegatifan pada setiap periode. Fluor adalah yang paling banyak

elektronegatif semua unsur kimia.

Kehadiran satu elektron tidak berpasangan dalam atom halogen menentukan

mewakili penyatuan atom dalam zat sederhana menjadi molekul diatomik Г2.

Untuk zat sederhana, halogen, zat pengoksidasi yang paling khas adalah

properti, yang paling kuat di F2 dan melemah saat berpindah ke I2.

Halogen dicirikan oleh reaktivitas terbesar dari semua unsur non-logam. Fluor, bahkan di antara halogen, menonjol

mempunyai aktivitas yang sangat tinggi.

Unsur periode kedua, fluor, paling berbeda satu sama lain

elemen lain dari subkelompok. Ini adalah pola umum untuk semua nonlogam.

Pelaksana:

Nomor Acara.

Fluor, sebagai unsur paling elektronegatif, tidak menunjukkan seks

bilangan oksidasi tetap. Dalam hubungan apapun, termasuk dengan ki-

oksigen, fluor berada dalam keadaan oksidasi (-1).

Semua halogen lainnya menunjukkan bilangan oksidasi positif

leniya hingga maksimal +7.

Bilangan oksidasi halogen yang paling khas:

F: -1, 0;

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

Cl telah mengetahui oksida yang ditemukan dalam keadaan oksidasi: +4 dan +6.

Senyawa halogen terpenting, dalam keadaan positif,

Hukuman oksidasi adalah asam yang mengandung oksigen dan garamnya.

Semua senyawa halogen dalam keadaan oksidasi positif adalah

merupakan oksidator kuat.

tingkat oksidasi yang mengerikan. Disproporsionasi dipromosikan oleh lingkungan basa.

Penerapan praktis zat sederhana dan senyawa oksigen

Pengurangan halogen terutama disebabkan oleh efek oksidasinya.

Zat paling sederhana, Cl2, memiliki penerapan praktis terluas.

dan F2. Jumlah terbesar klorin dan fluor dikonsumsi dalam industri

sintesis organik: dalam produksi plastik, zat pendingin, pelarut,

pestisida, obat-obatan. Klorin dan yodium dalam jumlah besar digunakan untuk memperoleh logam dan memurnikannya. Klorin juga digunakan

untuk memutihkan selulosa, untuk mendisinfeksi air minum dan dalam produksi

air pemutih dan asam klorida. Garam asam okso digunakan dalam produksi bahan peledak.

Pelaksana:

Nomor Acara.

Asam—asam klorida dan asam cair—banyak digunakan dalam praktik.

Fluor dan klor termasuk di antara dua puluh unsur yang paling umum

di sana, kandungan bromin dan yodium di alam jauh lebih sedikit. Semua halogen terjadi di alam dalam keadaan oksidasinya(-1). Hanya yodium yang terdapat dalam bentuk garam KIO3,

yang termasuk sebagai pengotor dalam sendawa Chili (KNO3).

Astatin adalah unsur radioaktif yang diproduksi secara artifisial (tidak ada di alam). Ketidakstabilan At tercermin dari namanya yang berasal dari bahasa Yunani. "astatos" - "tidak stabil". Astatin adalah pemancar yang nyaman untuk radioterapi tumor kanker.

Zat sederhana

Zat sederhana halogen dibentuk oleh molekul diatomik G2.

Pada zat sederhana, selama transisi dari F2 ke I2 dengan peningkatan jumlah elektron

lapisan singgasana dan peningkatan polarisasi atom, terjadi peningkatan

interaksi antarmolekul, menyebabkan perubahan agregat agregat

berdiri dalam kondisi standar.

Fluor (dalam kondisi normal) berbentuk gas berwarna kuning, pada –181o C berubah menjadi

keadaan cair.

Klorin merupakan gas berwarna kuning kehijauan yang berubah menjadi cair pada suhu –34o C. Dengan warna ha-

Nama Cl dikaitkan dengannya, berasal dari bahasa Yunani "chloros" - "kuning-

hijau". Peningkatan tajam titik didih Cl2 dibandingkan dengan F2,

menunjukkan peningkatan interaksi antarmolekul.

Brom adalah cairan berwarna merah tua, sangat mudah menguap, mendidih pada suhu 58,8o C.

nama unsur tersebut dikaitkan dengan bau gas yang tajam dan tidak sedap dan berasal dari

"bromos" - "bau".

Yodium – kristal ungu tua, dengan “logam” samar

gumpalan, yang bila dipanaskan dengan mudah menyublim, membentuk uap ungu;

dengan pendinginan cepat

uap hingga 114o C

cairan terbentuk. Suhu

Pelaksana:

Nomor Acara.

Titik didih yodium adalah 183°C. Namanya berasal dari warna uap yodium -

"iodos" - "ungu".

Semua zat sederhana memiliki bau yang menyengat dan beracun.

Menghirup uapnya menyebabkan iritasi pada selaput lendir dan organ pernapasan, dan pada konsentrasi tinggi - mati lemas. Selama Perang Dunia Pertama, klorin digunakan sebagai bahan beracun.

Gas fluor dan bromin cair menyebabkan luka bakar pada kulit. Bekerja dengan ha-

logens, tindakan pencegahan harus diambil.

Karena zat halogen sederhana dibentuk oleh molekul non-polar

dingin, mereka larut dengan baik dalam pelarut organik non-polar:

alkohol, benzena, karbon tetraklorida, dll. Klorin, brom, dan yodium sedikit larut dalam air; larutan berairnya disebut air klor, brom, dan yodium. Br2 larut lebih baik dari yang lain, konsentrasi brom dalam sat.

Larutannya mencapai 0,2 mol/l, dan klorin – 0,1 mol/l.

Fluorida menguraikan air:

2F2 + 2H2 O = O2 + 4HF

Halogen menunjukkan aktivitas oksidatif dan transisi yang tinggi

menjadi anion halida.

Г2 + 2e–  2Г–

Fluor memiliki aktivitas oksidatif yang sangat tinggi. Fluor mengoksidasi logam mulia (Au, Pt).

Pt + 3F2 = PtF6

Ia bahkan berinteraksi dengan beberapa gas inert (krypton,

xenon dan radon), misalnya,

Xe + 2F2 = XeF4

Banyak senyawa yang sangat stabil terbakar di atmosfer F2, misalnya.

air, kuarsa (SiO2).

SiO2 + 2F2 = SiF4 + O2

Pelaksana:

Nomor Acara.

Dalam reaksi dengan fluor, bahkan zat pengoksidasi kuat seperti nitrogen dan belerang

asam nikotinat, bertindak sebagai zat pereduksi, sedangkan fluor mengoksidasi masukan

mengandung O(–2) dalam komposisinya.

2HNO3 + 4F2 = 2NF3 + 2HF + 3O2 H2 SO4 + 4F2 = SF6 + 2HF + 2O2

Reaktivitas F2 yang tinggi menciptakan kesulitan dalam pemilihan kon-

bahan struktural untuk bekerja dengannya. Biasanya untuk tujuan ini kami menggunakan

Ada nikel dan tembaga, yang bila teroksidasi, membentuk lapisan pelindung padat fluorida di permukaannya. Nama F karena tindakan agresifnya.

Saya makan, itu berasal dari bahasa Yunani. “fluoros” – “merusak”.

Pada deret F2, Cl2, Br2, I2 kemampuan oksidasi melemah karena peningkatan

memperbesar ukuran atom dan menurunkan keelektronegatifan.

Dalam larutan berair, sifat oksidatif dan reduktif materi

Zat biasanya dikarakterisasi menggunakan potensial elektroda. Tabel menunjukkan potensial elektroda standar (Eo, V) untuk setengah reaksi reduksi

pembentukan halogen. Sebagai perbandingan, nilai Eo untuk ki-

karbon adalah oksidator yang paling umum.

Potensi elektroda standar untuk zat halogen sederhana

Eo, B, untuk reaksi

O2 + 4e– + 4H+  2H2 O

Eo, V

untuk elektroda

2Г– +2е – = Г2

Mengurangi aktivitas oksidatif

Seperti yang dapat dilihat dari tabel, F2 adalah oksidator yang jauh lebih kuat,

daripada O2, oleh karena itu F2 tidak ada dalam larutan air , itu mengoksidasi air,

pulih ke F–. Dilihat dari nilai Eо, kemampuan oksidasi Cl2

Pelaksana:

Nomor Acara.

juga lebih tinggi dibandingkan O2. Memang, dengan penyimpanan air klorin dalam jangka panjang, air tersebut terurai dengan pelepasan oksigen dan pembentukan HCl. Tapi reaksinya lambat (molekul Cl2 terasa lebih kuat dari molekul F2 dan

energi aktivasi untuk reaksi dengan klorin lebih tinggi), dispro-

porsi:

Cl2 + H2 O  HCl + HOCl

Dalam air tidak mencapai akhir (K = 3,9 .10–4), oleh karena itu Cl2 ada dalam larutan air. Br2 dan I2 dicirikan oleh stabilitas yang lebih besar di dalam air.

Disproporsionasi adalah oksidasi yang sangat khas-

reaksi reduksi halogen. Disproporsi amplifikasi

dituangkan dalam lingkungan basa.

Disproporsionasi Cl2 dalam alkali menyebabkan pembentukan anion

Cl– dan ClO–. Konstanta disproporsionasi adalah 7,5. 1015.

Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H2O

Ketika yodium tidak proporsional dalam alkali, I– dan IO3– terbentuk. Ana-

Logikanya, Br2 tidak proporsional dengan yodium. Perubahan produk tidak proporsional

bangsa ini disebabkan oleh fakta bahwa anion GO– dan GO2– di Br dan I tidak stabil.

Reaksi disproporsionasi klorin digunakan dalam industri

kemampuan untuk mendapatkan oksidator hipoklorit yang kuat dan bekerja cepat,

kapur pemutih, garam bertolet.

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

Pelaksana:

Nomor Acara.

Interaksi halogen dengan logam

Halogen bereaksi kuat dengan banyak logam, misalnya:

Mg + Cl2 = MgCl2 Ti + 2I2  TiI4

Na + halida, yang logamnya memiliki bilangan oksidasi rendah (+1, +2),

- Ini adalah senyawa mirip garam dengan ikatan ionik yang dominan. Bagaimana caranya

ya, halida ionik adalah padatan dengan titik leleh tinggi

Logam halida dimana logam tersebut mempunyai bilangan oksidasi yang tinggi

tions adalah senyawa dengan ikatan kovalen dominan.

Banyak di antaranya berbentuk gas, cairan, atau padatan yang dapat melebur dalam kondisi normal. Misalnya WF6 berbentuk gas, MoF6 berbentuk cair,

TiCl4 berbentuk cair.

Interaksi halogen dengan non-logam

Halogen berinteraksi langsung dengan banyak nonlogam:

hidrogen, fosfor, belerang, dll. Misalnya:

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

Ikatan pada halida bukan logam sebagian besar bersifat kovalen.

Biasanya senyawa ini memiliki titik leleh dan titik didih yang rendah.

Ketika berpindah dari fluor ke yodium, sifat kovalen halida meningkat.

Halida kovalen dari nonlogam tipikal adalah senyawa asam; ketika berinteraksi dengan air, mereka terhidrolisis untuk membentuk asam. Misalnya:

PBr3 + 3H2 O = 3HBr + H3 PO3

PI3 + 3H2 O = 3HI + H3 PO3

PCl5 + 4H2 O = 5HCl + H3 PO4

Pelaksana:

Nomor Acara.

Dua reaksi pertama digunakan untuk menghasilkan brom dan hidrogen iodida.

asam noat.

Interhalida. Halogen, bergabung satu sama lain, membentuk interg-

mengarah. Dalam senyawa ini, halogen yang lebih ringan dan lebih elektronegatif berada dalam keadaan oksidasi (–1), dan halogen yang lebih berat berada dalam keadaan positif.

hukuman oksidasi.

Karena interaksi langsung halogen ketika dipanaskan, diperoleh: ClF, BrF, BrCl, ICl. Ada juga interhalida yang lebih kompleks:

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

Semua interhalida dalam kondisi normal adalah zat cair dengan titik didih rendah. Interhalida memiliki aktivitas oksidatif yang tinggi

aktivitas. Misalnya, zat yang stabil secara kimia seperti SiO2, Al2 O3, MgO, dll. terbakar dalam uap ClF3.

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

Fluorida ClF 3 adalah reagen fluorinasi agresif yang bekerja cepat

halaman F2. Ini digunakan dalam sintesis organik dan untuk mendapatkan lapisan pelindung pada permukaan peralatan nikel untuk bekerja dengan fluor.

Dalam air, interhalida terhidrolisis membentuk asam. Misalnya,

ClF5 + 3H2 O = HClO3 + 5HF

Halogen di alam. Memperoleh zat sederhana

Dalam industri, halogen diperoleh dari senyawa alaminya. Semua

proses untuk memperoleh halogen bebas didasarkan pada oksidasi halogen

ion yang bagus.

2Г –  Г2 + 2e–

Sejumlah besar halogen ditemukan di perairan alami dalam bentuk anion: Cl–, F–, Br–, I–. Air laut dapat mengandung hingga 2,5% NaCl.

Brom dan yodium diperoleh dari air sumur minyak dan air laut.

Pelaksana:

Nomor Acara.

Atom hidrogen memiliki rumus elektronik tingkat elektron terluar (dan satu-satunya) 1 S 1 . Di satu sisi, dalam hal keberadaan satu elektron pada tingkat elektronik terluar, atom hidrogen mirip dengan atom logam alkali. Namun, seperti halnya halogen, ia hanya membutuhkan satu elektron untuk mengisi tingkat elektronik terluar, karena tingkat elektronik pertama tidak boleh mengandung lebih dari 2 elektron. Ternyata hidrogen dapat ditempatkan secara bersamaan pada kelompok pertama dan kedua dari belakang (ketujuh) dalam tabel periodik, yang terkadang dilakukan dalam berbagai versi sistem periodik:

Dilihat dari sifat-sifat hidrogen sebagai zat sederhana, ia masih memiliki lebih banyak kesamaan dengan halogen. Hidrogen, seperti halogen, adalah non-logam dan membentuk molekul diatomik (H 2) seperti mereka.

Dalam kondisi normal, hidrogen adalah zat gas dengan aktivitas rendah. Rendahnya aktivitas hidrogen dijelaskan oleh tingginya kekuatan ikatan antara atom hidrogen dalam molekul, yang pemecahannya memerlukan pemanasan yang kuat, atau penggunaan katalis, atau keduanya.

Interaksi hidrogen dengan zat sederhana

dengan logam

Dari logam-logam tersebut, hidrogen hanya bereaksi dengan logam alkali dan alkali tanah! Logam alkali meliputi logam subgrup utama golongan I (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr), dan logam alkali tanah meliputi logam subgrup utama golongan II, kecuali berilium dan magnesium (Ca, Sr, Ba, Ra)

Ketika berinteraksi dengan logam aktif, hidrogen menunjukkan sifat pengoksidasi, yaitu. menurunkan bilangan oksidasinya. Dalam hal ini, hidrida logam alkali dan alkali tanah terbentuk, yang memiliki struktur ionik. Reaksi yang terjadi ketika dipanaskan:

Perlu dicatat bahwa interaksi dengan logam aktif adalah satu-satunya kasus ketika molekul hidrogen H2 merupakan zat pengoksidasi.

dengan non-logam

Dari nonlogam, hidrogen hanya bereaksi dengan karbon, nitrogen, oksigen, belerang, selenium, dan halogen!

Karbon harus dipahami sebagai grafit atau karbon amorf, karena intan adalah modifikasi karbon alotropik yang sangat inert.

Ketika berinteraksi dengan nonlogam, hidrogen hanya dapat berfungsi sebagai zat pereduksi, yaitu hanya meningkatkan bilangan oksidasinya:

Interaksi hidrogen dengan zat kompleks

dengan oksida logam

Hidrogen tidak bereaksi dengan oksida logam yang berada dalam rangkaian aktivitas logam hingga aluminium (inklusif), namun mampu mereduksi banyak oksida logam di sebelah kanan aluminium ketika dipanaskan:

dengan oksida non-logam

Dari oksida non-logam, hidrogen bereaksi ketika dipanaskan dengan oksida nitrogen, halogen, dan karbon. Dari semua interaksi hidrogen dengan oksida non-logam, yang paling penting adalah reaksinya dengan karbon monoksida CO.

Campuran CO dan H2 bahkan memiliki namanya sendiri - “gas sintesis”, karena tergantung pada kondisinya, produk industri populer seperti metanol, formaldehida, dan bahkan hidrokarbon sintetik dapat diperoleh darinya:

dengan asam

Hidrogen tidak bereaksi dengan asam anorganik!

Dari asam organik, hidrogen hanya bereaksi dengan asam tak jenuh, serta dengan asam yang mengandung gugus fungsi yang mampu tereduksi dengan hidrogen, khususnya gugus aldehida, keto, atau nitro.

dengan garam

Dalam kasus larutan garam dalam air, interaksinya dengan hidrogen tidak terjadi. Namun, ketika hidrogen dilewatkan melalui garam padat dari beberapa logam dengan aktivitas sedang dan rendah, reduksi sebagian atau seluruhnya dapat terjadi, misalnya:

Sifat kimia halogen

Halogen adalah unsur kimia golongan VIIA (F, Cl, Br, I, At), serta zat sederhana yang dibentuknya. Di sini dan selanjutnya dalam teks, kecuali dinyatakan lain, halogen akan dipahami sebagai zat sederhana.

Semua halogen memiliki struktur molekul, yang menentukan rendahnya titik leleh dan titik didih zat ini. Molekul halogen bersifat diatomik, yaitu rumusnya dapat ditulis dalam bentuk umum sebagai Hal 2.

Perlu diperhatikan sifat fisik spesifik yodium seperti kemampuannya sublimasi atau, dengan kata lain, sublimasi. Sublimasi, adalah fenomena di mana suatu zat dalam wujud padat tidak meleleh ketika dipanaskan, tetapi melewati fase cair, segera berpindah ke wujud gas.

Struktur elektronik tingkat energi luar atom halogen apa pun berbentuk ns 2 np 5, di mana n adalah nomor periode tabel periodik di mana halogen berada. Seperti yang Anda lihat, atom halogen hanya membutuhkan satu elektron untuk mencapai kulit terluar yang terdiri dari delapan elektron. Dari sini masuk akal untuk mengasumsikan sifat pengoksidasi halogen bebas yang dominan, yang dikonfirmasi dalam praktik. Seperti diketahui, keelektronegatifan nonlogam berkurang ketika bergerak ke bawah subkelompok, dan oleh karena itu aktivitas halogen menurun dalam deret:

F 2 > Cl 2 > Br 2 > Saya 2

Interaksi halogen dengan zat sederhana

Semua halogen adalah zat yang sangat reaktif dan bereaksi dengan sebagian besar zat sederhana. Namun, perlu dicatat bahwa fluor, karena reaktivitasnya yang sangat tinggi, dapat bereaksi bahkan dengan zat sederhana yang tidak dapat bereaksi dengan halogen lain. Zat sederhana tersebut antara lain oksigen, karbon (berlian), nitrogen, platina, emas dan beberapa gas mulia (xenon dan kripton). Itu. Sebenarnya, fluor tidak hanya bereaksi dengan beberapa gas mulia.

Halogen yang tersisa, mis. klorin, brom, dan yodium juga merupakan zat aktif, tetapi kurang aktif dibandingkan fluor. Mereka bereaksi dengan hampir semua zat sederhana kecuali oksigen, nitrogen, karbon dalam bentuk intan, platina, emas dan gas mulia.

Interaksi halogen dengan non-logam

hidrogen

Ketika semua halogen berinteraksi dengan hidrogen, mereka terbentuk hidrogen halida dengan rumus umum HHal. Dalam hal ini, reaksi fluor dengan hidrogen dimulai secara spontan bahkan dalam kegelapan dan berlanjut dengan ledakan sesuai dengan persamaan:

Reaksi klorin dengan hidrogen dapat diawali oleh penyinaran ultraviolet yang intens atau panas. Juga berlanjut dengan ledakan:

Brom dan yodium bereaksi dengan hidrogen hanya jika dipanaskan, dan pada saat yang sama, reaksi dengan yodium bersifat reversibel:

fosfor

Interaksi fluor dengan fosfor menyebabkan oksidasi fosfor ke tingkat oksidasi tertinggi (+5). Dalam hal ini, fosfor pentafluorida terbentuk:

Ketika klor dan brom berinteraksi dengan fosfor, fosfor halida dapat diperoleh baik dalam keadaan oksidasi +3 maupun dalam keadaan oksidasi +5, yang bergantung pada proporsi zat yang bereaksi:

Selain itu, dalam kasus fosfor putih dalam atmosfer fluor, klor atau brom cair, reaksi dimulai secara spontan.

Interaksi fosfor dengan yodium hanya dapat menyebabkan pembentukan fosfor triodida karena kemampuan oksidasinya yang jauh lebih rendah dibandingkan halogen lainnya:

abu-abu

Fluor mengoksidasi belerang ke tingkat oksidasi tertinggi +6, membentuk belerang heksafluorida:

Klorin dan brom bereaksi dengan belerang, membentuk senyawa yang mengandung belerang dengan bilangan oksidasi +1 dan +2, yang sangat tidak biasa. Interaksi ini sangat spesifik, dan untuk lulus Ujian Negara Bersatu dalam bidang kimia, kemampuan menulis persamaan untuk interaksi ini tidak diperlukan. Oleh karena itu, tiga persamaan berikut diberikan sebagai referensi:

Interaksi halogen dengan logam

Seperti disebutkan di atas, fluor mampu bereaksi dengan semua logam, bahkan logam tidak aktif seperti platinum dan emas:

Halogen yang tersisa bereaksi dengan semua logam kecuali platinum dan emas:

Reaksi halogen dengan zat kompleks

Reaksi substitusi dengan halogen

Halogen yang lebih aktif, mis. unsur-unsur kimia yang letaknya lebih tinggi dalam tabel periodik mampu menggantikan halogen yang kurang aktif dari asam hidrohalat dan logam halida yang dibentuknya:

Demikian pula, brom dan yodium menggantikan belerang dari larutan sulfida dan atau hidrogen sulfida:

Klorin adalah zat pengoksidasi yang lebih kuat dan mengoksidasi hidrogen sulfida dalam larutan berairnya bukan menjadi belerang, tetapi menjadi asam sulfat:

Reaksi halogen dengan air

Air terbakar dalam fluor dengan nyala api biru sesuai dengan persamaan reaksi:

Brom dan klor bereaksi berbeda dengan air dibandingkan dengan fluor. Jika fluor bertindak sebagai zat pengoksidasi, maka klorin dan brom tidak proporsional dalam air, membentuk campuran asam. Dalam hal ini, reaksinya bersifat reversibel:

Interaksi yodium dengan air terjadi pada tingkat yang sangat kecil sehingga dapat diabaikan dan diasumsikan bahwa reaksi tidak terjadi sama sekali.

Interaksi halogen dengan larutan alkali

Fluor, ketika berinteraksi dengan larutan alkali berair, kembali bertindak sebagai zat pengoksidasi:

Kemampuan menulis persamaan ini tidak diperlukan untuk lulus Ujian Negara Bersatu. Cukup mengetahui fakta tentang kemungkinan interaksi tersebut dan peran oksidatif fluor dalam reaksi ini.

Tidak seperti fluor, halogen lain dalam larutan alkali tidak proporsional, yaitu meningkatkan dan menurunkan bilangan oksidasinya secara bersamaan. Selain itu, dalam kasus klorin dan brom, tergantung pada suhu, aliran dalam dua arah berbeda dapat terjadi. Khususnya, dalam cuaca dingin, reaksi berlangsung sebagai berikut:

dan ketika dipanaskan:

Yodium bereaksi dengan basa secara eksklusif menurut pilihan kedua, yaitu. dengan terbentuknya iodat, karena hipoiodit tidak stabil tidak hanya ketika dipanaskan, tetapi juga pada suhu biasa dan bahkan dalam suhu dingin.

1. Ciri-ciri umum halogen . Struktur atom dan bilangan oksidasi halogen dalam senyawa. Sifat perubahan jari-jari atom, energi ionisasi, afinitas elektron dan keelektronegatifan pada deret F – At. Sifat ikatan kimia halogen dengan logam dan nonlogam. Stabilitas keadaan valensi halogen yang lebih tinggi. Fitur fluor.

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

2. Struktur molekul dan sifat fisik zat halogen sederhana . Sifat ikatan kimia pada molekul halogen. Sifat fisik halogen: keadaan agregasi, titik leleh dan titik didih dalam deret fluor - astatin, kelarutan dalam air dan pelarut organik.

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

3. Sifat kimia halogen . Alasan tingginya aktivitas kimia halogen dan perubahannya berdasarkan golongan. Kaitannya dengan air, larutan alkali, logam dan nonlogam. Pengaruh suhu terhadap komposisi produk disproporsionasi halogen dalam larutan alkali. Fitur kimia fluor. Senyawa halogen alami. Prinsip metode industri dan laboratorium untuk memproduksi halogen. Penggunaan halogen. Efek fisiologis dan farmakologis halogen dan senyawanya terhadap organisme hidup. Toksisitas halogen dan tindakan pencegahan saat menanganinya.

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

Zat sederhana, halogen, tidak seperti hidrogen, sangat aktif. Mereka paling dicirikan oleh sifat pengoksidasi, yang secara bertahap melemah di seri F 2 – Pada 2. Halogen yang paling aktif adalah fluor: bahkan air dan pasir secara spontan terbakar di atmosfernya! Halogen bereaksi kuat dengan sebagian besar logam, nonlogam, dan zat kompleks.

4. Produksi dan penggunaan halogen .

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

Semua metode untuk memproduksi halogen didasarkan pada reaksi oksidasi anion halida dengan berbagai zat pengoksidasi: 2Gal -1 -2e - = Gal

Dalam industri, halogen diperoleh dengan elektrolisis lelehan (F 2 dan Cl 2) atau larutan berair (Cl 2) halida; perpindahan halogen yang kurang aktif ke halogen yang lebih aktif dari halida yang bersangkutan (I 2 - brom; I 2 atau Br 2 - klorin)

Halogen di laboratorium diperoleh dengan oksidasi hidrogen halida (HCl, HBr) dalam larutan dengan zat pengoksidasi kuat (KMnO 4, K 2 Cr 2 O 7, PbO 2, MnO 2, KClO 3); oksidasi halida (NaBr, KI) dengan zat pengoksidasi yang ditunjukkan dalam lingkungan asam (H 2 SO 4).

Senyawa halogen biner

1. Senyawa hidrogen (hidrogen halida) . Sifat ikatan kimia dalam molekul. Polaritas molekul. Sifat fisik, keadaan agregasi, kelarutan dalam air. Sifat perubahan suhu leleh dan titik didih pada deret HF – HI. Asosiasi molekul hidrogen fluorida. Stabilitas termal hidrogen halida. Reaktivitas. Sifat asam, ciri-ciri asam fluorida. Sifat restoratif. Prinsip umum produksi hidrogen halida: sintesis dari zat sederhana dan dari halida. Hidrogen klorida dan asam klorida. Sifat fisik dan kimia. Metode memperoleh. Penggunaan asam klorida. Peran asam klorida dan klorida dalam proses kehidupan. Halida.

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

2 . Senyawa halogen dengan oksigen.

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

3. Senyawa dengan nonlogam lainnya.

1. Dengan. 375-381; 2. Dengan. 342-345; 4. Dengan. 292-296; 7. hal.350-355.

4 . Koneksi ke logam .

2. Dengan. 342; 4. Dengan. 292-296; 7. hal.350-355.

Senyawa halogen multi unsur

1. Asam klor yang mengandung oksigen dan garamnya. Asam hipoklorat, klor, perklorat, dan perklorat. Perubahan sifat asam, kestabilan dan sifat oksidasi pada deret HClO – HClO 4 . Prinsip untuk memperoleh asam ini. Hipoklorit, klorit, klorat dan perklorat. Stabilitas termal dan sifat oksidatif. Prinsip umum untuk memperoleh garam. Penggunaan garam. Bubuk pemutih. garam Berthollet. Amonium perklorat.

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

2 . Asam brom dan yodium yang mengandung oksigen serta garamnya .

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

3 . Penerapan halogen dan senyawa terpentingnya

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

4 . Peran biologis senyawa halogen

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

Hubungansenyawa klorin yang paling penting:

Subkelompok halogen terdiri dari unsur fluor, klor, brom, dan yodium.

Konfigurasi elektronik lapisan valensi terluar halogen masing-masing adalah fluor, klor, brom, dan yodium). Konfigurasi elektronik seperti itu menentukan sifat oksidasi khas halogen - semua halogen memiliki kemampuan untuk menangkap elektron, meskipun ketika berpindah ke yodium, kemampuan oksidasi halogen melemah.

Dalam kondisi biasa, halogen ada dalam bentuk zat sederhana yang terdiri dari molekul diatomik yang memiliki ikatan kovalen. Sifat fisik halogen sangat berbeda: misalnya, dalam kondisi normal, fluor adalah gas yang sulit dicairkan, klor juga merupakan gas, tetapi mudah dicairkan, brom adalah cairan, yodium adalah padatan.

Sifat kimia halogen.

Tidak seperti semua halogen lainnya, fluor dalam semua senyawanya hanya menunjukkan satu bilangan oksidasi, 1-, dan tidak menunjukkan valensi variabel. Untuk halogen lain, bilangan oksidasi yang paling khas juga adalah 1-, namun karena adanya orbital bebas di tingkat terluar, ia juga dapat menunjukkan bilangan oksidasi ganjil lainnya dari hingga karena pasangan elektron valensi sebagian atau seluruhnya.

Fluor memiliki aktivitas terbesar. Kebanyakan logam, bahkan pada suhu kamar, terbakar di atmosfernya dan melepaskan sejumlah besar panas, misalnya:

Tanpa pemanasan, fluor juga bereaksi dengan banyak non-logam (hidrogen - lihat di atas), sekaligus melepaskan sejumlah besar panas:

Ketika dipanaskan, fluor mengoksidasi semua halogen lainnya sesuai dengan skema berikut:

dimana , dan dalam senyawa bilangan oksidasi klor, brom dan yodium adalah sama.

Akhirnya, ketika diiradiasi, fluor bereaksi bahkan dengan gas inert:

Interaksi fluor dengan zat kompleks juga terjadi dengan sangat kuat. Jadi, ia mengoksidasi air, dan reaksinya bersifat eksplosif:

Klorin bebas juga sangat reaktif, meskipun aktivitasnya lebih kecil dibandingkan aktivitas fluor. Bereaksi langsung dengan semua zat sederhana kecuali oksigen, nitrogen dan gas mulia, misalnya:

Untuk reaksi-reaksi ini, seperti halnya reaksi-reaksi lainnya, kondisi terjadinya sangat penting. Jadi, pada suhu kamar, klorin tidak bereaksi dengan hidrogen; ketika dipanaskan, reaksi ini terjadi, tetapi ternyata sangat reversibel, dan dengan iradiasi yang kuat, reaksi ini berlangsung secara ireversibel (dengan ledakan) melalui mekanisme rantai.

Klorin bereaksi dengan banyak zat kompleks, misalnya substitusi dan adisi dengan hidrokarbon:

Klorin mampu saat dipanaskan, ganti brom atau yodium dari senyawanya dengan hidrogen atau logam:

dan juga bereaksi secara reversibel dengan air:

Klorin, yang larut dalam air dan bereaksi sebagian dengannya, seperti ditunjukkan di atas, membentuk campuran kesetimbangan zat yang disebut air klor.

Perhatikan juga bahwa klor di sisi kiri persamaan terakhir memiliki bilangan oksidasi 0. Sebagai hasil dari reaksi, bilangan oksidasi beberapa atom klor menjadi 1- (dalam), untuk yang lain (dalam asam hipoklorit). Reaksi ini adalah contoh reaksi oksidasi-reduksi sendiri, atau disproporsionasi.

Ingatlah bahwa klor dapat bereaksi (tidak proporsional) dengan basa dengan cara yang sama (lihat bagian “Basa” di § 8).

Aktivitas kimia brom lebih kecil dibandingkan fluor dan klor, tetapi masih cukup tinggi karena brom biasanya digunakan dalam keadaan cair dan oleh karena itu konsentrasi awalnya, jika dianggap sama, lebih besar daripada konsentrasi klor. Menjadi reagen yang “lebih lembut”, brom banyak digunakan dalam kimia organik.

Perhatikan bahwa brom, seperti klorin, larut dalam air dan, bereaksi sebagian dengannya, membentuk apa yang disebut “air brom”, sedangkan yodium praktis tidak larut dalam air dan tidak mampu mengoksidasi bahkan ketika dipanaskan; karena alasan ini tidak ada “air beryodium”.

Produksi halogen.

Metode teknologi yang paling umum untuk memproduksi fluor dan klor adalah elektrolisis garam cair (lihat § 7). Brom dan yodium dalam industri biasanya diperoleh secara kimia.

Di laboratorium, klorin dihasilkan oleh aksi berbagai zat pengoksidasi pada asam klorida, misalnya:

Oksidasi dilakukan lebih efisien dengan kalium permanganat - lihat bagian “Asam” di § 8.

Hidrogen halida dan asam hidrohalat.

Semua hidrogen halida berbentuk gas dalam kondisi normal. Ikatan kimia yang dilakukan dalam molekulnya adalah kovalen polar, dan polaritas ikatannya menurun secara seri. Kekuatan ikatan juga menurun pada seri ini. Karena polaritasnya, semua hidrogen halida, tidak seperti halogen, sangat larut dalam air. Jadi, pada suhu kamar dalam 1 volume air Anda dapat melarutkan sekitar 400 volume volume dan sekitar 400 volume

Ketika hidrogen halida dilarutkan dalam air, mereka berdisosiasi menjadi ion, dan larutan asam hidrohalida yang sesuai terbentuk. Selain itu, ketika HCI dilarutkan hampir seluruhnya terdisosiasi, sehingga asam yang dihasilkan dianggap asam kuat. Sebaliknya, asam fluorida lemah. Hal ini dijelaskan oleh asosiasi molekul HF karena terjadinya ikatan hidrogen di antara mereka. Dengan demikian, kekuatan asam menurun dari HI ke HF.

Karena ion negatif asam hidrohalat hanya dapat menunjukkan sifat pereduksi, ketika asam ini berinteraksi dengan logam, oksidasi logam hanya dapat terjadi karena ion. Oleh karena itu, asam hanya bereaksi dengan logam yang berada pada rangkaian tegangan di sebelah kiri hidrogen.

Semua logam halida, kecuali garam Ag dan Pb, sangat larut dalam air. Kelarutan perak halida yang rendah memungkinkan penggunaan reaksi pertukaran seperti

sebagai kualitatif untuk mendeteksi ion yang sesuai. Akibat reaksi tersebut, AgCl mengendap sebagai endapan putih, AgBr - putih kekuningan, Agl - kuning cerah.

Tidak seperti asam hidrohalat lainnya, asam fluorida bereaksi dengan silikon (IV) oksida:

Karena silikon oksida merupakan bagian dari kaca, asam fluorida merusak kaca, dan oleh karena itu di laboratorium disimpan dalam wadah yang terbuat dari polietilen atau Teflon.

Semua halogen, kecuali fluor, dapat membentuk senyawa yang mempunyai bilangan oksidasi positif. Senyawa terpenting dari senyawa ini adalah asam yang mengandung oksigen dari jenis halogen serta garam dan anhidridanya.

Halogen– Unsur golongan VII – fluor, klor, brom, yodium, astatin (astatin masih sedikit dipelajari karena radioaktivitasnya). Halogen adalah non-logam yang berbeda. Hanya yodium dalam kasus yang jarang menunjukkan beberapa sifat yang mirip dengan logam.

Dalam keadaan tidak tereksitasi, atom halogen memiliki konfigurasi elektronik yang sama: ns2np5. Artinya halogen memiliki 7 elektron valensi, kecuali fluor.

Sifat fisik halogen: F2 – gas tidak berwarna dan sulit dicairkan; Cl2 adalah gas berwarna kuning kehijauan, mudah dicairkan dengan bau menyengat yang menyesakkan; Br2 – cairan berwarna merah kecoklatan; I2 adalah zat kristal ungu.

Larutan hidrogen halida dalam air membentuk asam. HF – hidrogen fluorida (fluorida); HCl – hidroklorik (garam); НBr—hidrogen bromida; HI – hidrogen iodida. Kekuatan asam menurun dari atas ke bawah. Asam fluorida adalah yang terlemah dalam rangkaian asam halogenasi, dan asam hidroiodik adalah yang terkuat. Hal ini dijelaskan oleh fakta bahwa energi ikat Hg menurun dari atas. Kekuatan molekul NG menurun ke arah yang sama, yang berhubungan dengan peningkatan jarak antar inti. Kelarutan garam yang sedikit larut dalam air juga menurun:

Dari kiri ke kanan, kelarutan halida menurun. AgF sangat larut dalam air. Semua halogen dalam keadaan bebas adalah zat pengoksidasi. Kekuatannya sebagai oksidator menurun dari fluor menjadi yodium. Dalam keadaan kristal, cair dan gas, semua halogen ada dalam bentuk molekul individu. Jari-jari atom meningkat ke arah yang sama, yang menyebabkan peningkatan titik leleh dan titik didih. Fluor terdisosiasi menjadi atom lebih baik daripada yodium. Potensi elektroda menurun ketika bergerak ke bawah subkelompok halogen. Fluor memiliki potensi elektroda tertinggi. Fluor adalah oksidator terkuat. Halogen bebas yang lebih tinggi akan menggantikan halogen yang lebih rendah, yang berada dalam keadaan ion bermuatan tunggal negatif dalam larutan.

20. Klorin. Hidrogen klorida dan asam klorida

Klorin (Cl) – berdiri pada periode ke-3, pada golongan VII subkelompok utama sistem periodik, nomor urut 17, massa atom 35.453; mengacu pada halogen.

Properti fisik: gas berwarna kuning kehijauan dengan bau yang menyengat. Kepadatan 3,214 g/l; titik leleh -101 °C; titik didih -33,97 °C, Pada suhu biasa mudah mencair di bawah tekanan 0,6 MPa. Larut dalam air, membentuk air klorin berwarna kekuningan. Ini sangat larut dalam pelarut organik, terutama heksana (C6H14), dan karbon tetraklorida.

Sifat kimia klorin: konfigurasi elektronik: 1s22s22p63s22p5. Ada 7 elektron di tingkat terluar. Untuk menyelesaikan level ini, Anda memerlukan 1 elektron, yang diterima oleh klorin, yang menunjukkan bilangan oksidasi -1. Ada juga bilangan oksidasi positif klorin hingga +7. Oksida klorin berikut diketahui: Cl2O, ClO2, Cl2O6 dan Cl2O7. Semuanya tidak stabil. Klorin adalah zat pengoksidasi kuat. Bereaksi langsung dengan logam dan non-logam:

Bereaksi dengan hidrogen. Dalam kondisi normal, reaksi berlangsung lambat, dengan pemanasan atau pencahayaan yang kuat - dengan ledakan, menurut mekanisme rantai:

Klorin berinteraksi dengan larutan alkali, membentuk garam - hipoklorit dan klorida:

Ketika klorin dimasukkan ke dalam larutan alkali, campuran larutan klorida dan hipoklorit terbentuk:

Klorin adalah zat pereduksi: Cl2 + 3F2 = 2ClF3.

Interaksi dengan air:

Klorin tidak bereaksi langsung dengan karbon, nitrogen, dan oksigen.

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

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

Menemukan di alam: terkandung dalam mineral berikut: halit (garam batu), silvit, bischofite; air laut mengandung klorida natrium, kalium, magnesium dan unsur lainnya.

Hidrogen klorida HCl. Properti fisik: gas tidak berwarna, lebih berat dari udara, sangat larut dalam air membentuk asam klorida.

Kuitansi: di laboratorium:

Dalam industri: hidrogen dibakar dalam aliran klorin. Selanjutnya, hidrogen klorida dilarutkan dalam air membentuk asam klorida (lihat di atas).

Sifat kimia: asam klorida kuat, monobasa, berinteraksi dengan logam dalam rangkaian tegangan hingga hidrogen: Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2.

Sebagai zat pereduksi, ia bereaksi dengan oksida dan hidroksida dari banyak logam.