დამახასიათებელია, რომ ქრომის მეზობლები, ისევე როგორც თავად ქრომი, ფართოდ გამოიყენება ფოლადების შენადნობისთვის.

ქრომის დნობის წერტილი დამოკიდებულია მის სისუფთავეზე. ბევრი მკვლევარი ცდილობდა მის დადგენას და მიიღო მნიშვნელობები 1513-დან 1920 ° C-მდე. ასეთი დიდი "გაფანტვა" უპირველეს ყოვლისა განპირობებულია ქრომის შემცველი მინარევების რაოდენობითა და შემადგენლობით. ახლა ითვლება, რომ ის დნება დაახლოებით 1875 ° C ტემპერატურაზე. დუღილის წერტილი არის 2199 ° C. ქრომის სიმკვრივე ნაკლებია, ვიდრე რკინისა; ის უდრის 7.19-ს.

ქიმიური თვისებებით ის მსგავსია მოლიბდენისა და ვოლფრამის. მისი უმაღლესი ოქსიდი, CrO3, მჟავეა; ეს არის ქრომის ანჰიდრიდი H2CrO4. მინერალი, რომლითაც დავიწყეთ გაცნობა No24 ელემენტთან, არის ამ მჟავის მარილი. ქრომის მჟავის გარდა ცნობილია დიქრომის მჟავა H2Cr2O7 და მისი მარილები, ბიქრომატები, ფართოდ გამოიყენება ქიმიაში.

ყველაზე გავრცელებული ქრომის ოქსიდი Cr2O3 არის ამფოტერენი. ზოგადად, სხვადასხვა პირობებში მას შეუძლია გამოავლინოს ვალენტობა 2-დან 6-მდე. ფართოდ გამოიყენება მხოლოდ ტრი და ექვსვალენტიანი ქრომის ნაერთები.

ქრომს აქვს ლითონის ყველა თვისება - ის კარგად ატარებს სითბოს და ელექტრო დენს, აქვს დამახასიათებელი მეტალის ბზინვარება. ქრომის მთავარი მახასიათებელია მისი გამძლეობა მჟავებისა და ჟანგბადის მიმართ.

მათთვის, ვინც მუდმივად უმკლავდება ქრომს, მისი კიდევ ერთი მახასიათებელი გახდა სიტყვასიტყვით: დაახლოებით 37 ° C ტემპერატურაზე, ამ ლითონის ზოგიერთი ფიზიკური თვისება მკვეთრად, მოულოდნელად იცვლება. ამ ტემპერატურაზე არის გამოხატული შიდა ხახუნის მაქსიმალური მაქსიმალური და ელასტიურობის მოდულის მინიმალური. თითქმის მკვეთრად იცვლება ელექტრული წინააღმდეგობა, ხაზოვანი გაფართოების კოეფიციენტი და თერმოელექტრომოძრავი ძალა.

მეცნიერებს ჯერ არ აქვთ ახსნილი ეს ანომალია.

ცნობილია ქრომის ოთხი ბუნებრივი იზოტოპი. მათი მასობრივი რიცხვია 50, 52, 53 და 54. ყველაზე უხვი იზოტოპის, 52Cr-ის წილი დაახლოებით 84%-ია.

ქრომი შენადნობებში

ალბათ არაბუნებრივი იქნებოდა, თუ ქრომისა და მისი ნაერთების გამოყენების ისტორია დაწყებულიყო არა ფოლადით, არამედ რაღაცით. ქრომი არის ერთ-ერთი ყველაზე მნიშვნელოვანი შენადნობი ელემენტი, რომელიც გამოიყენება რკინისა და ფოლადის ინდუსტრიაში. ქრომის დამატება ჩვეულებრივ ფოლადებზე (5% Cr-მდე) აუმჯობესებს მათ ფიზიკურ თვისებებს და ხდის ლითონს უფრო მგრძნობიარეს სითბოს დამუშავების მიმართ. ქრომი შენადნირებულია ზამბარის, ზამბარის, ხელსაწყოების, საყრდენის და ბურთულიანი ფოლადებით. მათში (გარდა ბურთიანი ფოლადებისა), ქრომი არის მანგანუმთან, მოლიბდენთან, ნიკელთან, ვანადიუმთან ერთად. და ბურთიანი ფოლადები შეიცავს მხოლოდ ქრომს (დაახლოებით 1,5%) და (დაახლოებით 1%). ეს უკანასკნელი წარმოიქმნება განსაკუთრებული სიხისტის ქრომის კარბიდებთან: Cr3C, Cr7C3 და Cr23C6. ისინი აძლევენ ბურთულიანი ფოლადის მაღალ აცვიათ წინააღმდეგობას.

თუ ფოლადის ქრომის შემცველობა გაიზარდა 10% ან მეტამდე, ფოლადი უფრო მდგრადი ხდება დაჟანგვისა და კოროზიის მიმართ, მაგრამ აქ მოქმედებს ფაქტორი, რომელსაც შეიძლება ეწოდოს ნახშირბადის შეზღუდვა. ნახშირბადის უნარი შეაერთოს დიდი რაოდენობით ქრომი, იწვევს ამ ელემენტში ფოლადის ამოწურვას. ამიტომ, მეტალურგები დგანან დილემის წინაშე: თუ გსურთ მიიღოთ კოროზიის წინააღმდეგობა, შეამციროთ ნახშირბადის შემცველობა და დაკარგოთ აცვიათ წინააღმდეგობა და სიმტკიცე.

უჟანგავი ფოლადის ყველაზე გავრცელებული კლასი შეიცავს 18% ქრომს და 8% ნიკელს. მასში ნახშირბადის შემცველობა ძალიან დაბალია - 0,1%-მდე. უჟანგავი ფოლადი კარგად ეწინააღმდეგება კოროზიას და დაჟანგვას და ინარჩუნებს სიმტკიცეს მაღალ ტემპერატურაზე. V.I. მუხინას სკულპტურული ჯგუფი "მუშა და კოლმეურნე ქალი" დამზადდა ასეთი ფოლადის ფურცლებისგან, რომელიც დამონტაჟებულია მოსკოვში ეროვნული ეკონომიკის მიღწევების გამოფენის ჩრდილოეთ შესასვლელთან. უჟანგავი ფოლადები ფართოდ გამოიყენება ქიმიურ და ნავთობის მრეწველობაში.

მაღალი ქრომის ფოლადები (შეიცავს 25-30% Cr) განსაკუთრებით მდგრადია ჟანგვის მიმართ მაღალ ტემპერატურაზე. ისინი გამოიყენება გათბობის ღუმელების ნაწილების დასამზადებლად.

ახლა რამდენიმე სიტყვა ქრომის დაფუძნებული შენადნობების შესახებ. ისინი შეიცავს 50%-ზე მეტ ქრომს. მათ აქვთ ძალიან მაღალი სითბოს წინააღმდეგობა. თუმცა, მათ აქვთ ძალიან დიდი ნაკლი, რომელიც უარყოფს ყველა უპირატესობას: ისინი ძალიან მგრძნობიარეა ზედაპირული დეფექტების მიმართ: საკმარისია მიიღოთ ნაკაწრი, მიკრობზარი და პროდუქტი სწრაფად იშლება დატვირთვის ქვეშ. უმეტეს შენადნობებში ასეთი ნაკლოვანებები აღმოიფხვრება თერმომექანიკური დამუშავებით, მაგრამ ქრომის დაფუძნებული შენადნობები ამ გზით არ შეიძლება დამუშავდეს. გარდა ამისა, ისინი ძალიან მყიფეა ოთახის ტემპერატურაზე, რაც ასევე ზღუდავს მათ გამოყენებას.

ქრომის უფრო ძვირფასი შენადნობები ნიკელთან ერთად (ისინი ხშირად შემოტანილია როგორც შენადნობი დანამატები და სხვა ელემენტები). ამ ჯგუფის ყველაზე გავრცელებული შენადნობები - ნიქრომი შეიცავს 20%-მდე ქრომს (დანარჩენი) და გამოიყენება გათბობის ელემენტების დასამზადებლად. ნიქრომებს აქვთ დიდი ელექტრული წინააღმდეგობა ლითონებისთვის; დენის გავლისას ისინი ძალიან თბება.

ქრომ-ნიკელის შენადნობებში მოლიბდენის და კობალტის დამატება შესაძლებელს ხდის მასალების მიღებას მაღალი თბოგამძლეობით, 650-900°C-ზე მძიმე ტვირთის გაძლების უნარით. ეს შენადნობები გამოიყენება, მაგალითად, გაზის ტურბინის პირების დასამზადებლად. სითბოს წინააღმდეგობას ფლობს 25-30% ქრომის შემცველი ქრომო-კობალტის შენადნობებიც. ინდუსტრია ასევე იყენებს ქრომს, როგორც მასალას ანტიკოროზიული და დეკორატიული საფარისთვის.

ზოგადი ინფორმაცია და შეძენის მეთოდები

ქრომი (Cr) არის მყარი, მბზინავი ლითონი. როგორც დამოუკიდებელი ელემენტი, იგი პირველად 1797 წელს გამოყო ვაკელინმა მინერალური კროკოიტისგან, რომელიც აღმოაჩინა აკადემიკოსმა პალასმა ციმბირის მინერალების შესწავლისას 1765 წელს. ქრომიმ მიიღო სახელი ბერძნულიდან "chromos", რაც ნიშნავს ფერს, განსხვავებულის გამო. მისი ნაერთების ფერები - მწვანედან წითამდე.

ქრომი თავისუფალ მდგომარეობაში არ გვხვდება. ქრომის შემცველი მრავალრიცხოვანი მადნებიდან სამრეწველო მნიშვნელობისაა მხოლოდ ქრომიტი FeO-Cr 2 0 3, რომელიც შეიცავს 65% -ზე მეტ Cr 2 0 3 (მასობრივად), დანარჩენი არის FeO. ქრომი შედის ბევრ მინერალში, კერძოდ, კროკოიტის PbCrO 4 შემადგენლობაში; ქრომის შემცველ სხვა მინერალებს მიეკუთვნება ფინიკიტი, მენაქლოიტი ან ფენიკოჰლოიტი ZPLO-2St 2 0 3, ბერეზოვიტი, ტრაპაკალიტი, მაგნოქრომიტი და ა.შ. არსებობს ქრომის შემცველი სილიკატური მინერალების დიდი ჯგუფი, რაც ამ მინერალებს აძლევს დამახასიათებელ ფერს. ქრომიტი მიეკუთვნება კუბური სისტემის იზომორფული მინერალების კლასს, რომელიც ცნობილია როგორც სპინელები, რომელიც შეიძლება დახასიათდეს ზოგადი ფორმულით -TO-U 2 0 3, სადაც X არის ორვალენტიანი ლითონის იონი, Y არის სამვალენტიანი ლითონის იონი. სამრეწველო ქრომის მადნებში C,g 2 0 3 შემცველობა იშვიათად აღემატება 50%-ს (წონით). ფეროქრომი 65-70% Cr შემცველობით, რომელიც გამოიყენება მეტალურგიაში, მიიღება ქრომის მადნის პირდაპირი შემცირებით Cr:Fe=3:l თანაფარდობით. ქრომიტი მცირდება ნახშირბადით, ხოლო ფეროქრომის მისაღებად მადნში ქრომის ოქსიდის შემცველობა უნდა იყოს მინიმუმ 48%. დნობის პროცესში რეაქცია მიმდინარეობს: Fe0-Cr 2 0 3 + 4C-> - - * -Fe + 2Cr + 4CO.

ტექნიკური სისუფთავის ქრომი მიიღება ალუმოთერმული, სილიკო-თერმული, ელექტროლიტური და სხვა მეთოდებით ქრომის ოქსიდიდან, რომელიც მიიღება ქრომის რკინის საბადოდან. კომერციულად სუფთა ლითონის წარმოების მეთოდებს შორის, რომელიც შესაფერისია შემდგომი დამუშავებისთვის, ელექტროლიტური არის ყველაზე მარტივი და ყველაზე ეკონომიური. ელექტროლიტური ქრომის ღირებულება გარკვეულწილად უფრო მაღალია, ვიდრე სხვა მეთოდებით მიღებული ქრომი, მაგრამ მისგან მინარევები ყველაზე მარტივად შეიძლება მოიხსნას. ელექტროლიტური ქრომის მინარევებისაგან გაწმენდის მეთოდებიდან ყველაზე ფართოდ გამოიყენება ქრომის დამუშავება მშრალი გაწმენდილი წყალბადით. გადამუშავების პროცესში ჟანგბადი ძირითადად გამოიყოფა ლითონისგან, რამდენადმე მცირდება აზოტის და სხვა მეტალის და არამეტალური მინარევების შემცველობა, განსაკუთრებით მაღალი ორთქლის წნევის მქონე ელემენტები. ელექტროლიტური ქრომის დახვეწა ხორციელდება 1300-1500 °C-ზე ხანგრძლივი გაცხელებით წყალბადის უწყვეტი შემოდინების პირობებში. ქრომის ღრმა გაწმენდა ასევე შეიძლება განხორციელდეს ვაკუუმური დისტილაციით ორთქლის კონდენსაციის გზით ცივ ზედაპირზე.

ლაბორატორიული კვლევისთვის ყველაზე სუფთა ქრომი მიიღება იოდიდის მეთოდით. ეს პროცესი ეფუძნება არასტაბილურობის ფორმირებას

ქრომის იოდიდები (700-900 °C-ზე) და მათი დისოციაცია გახურებულ ზედაპირზე (1000-1100 °C-ზე). ლითონი ქრომი იოდიდის გადამუშავების შემდეგ დნილია ჩამოსხმულ მდგომარეობაში (დაჭიმვის დრეკადობა 9-18%).

ფიზიკური თვისებები

ატომური მახასიათებლები. ქრომის ატომური რიცხვია 24, ატომური მასა 51,996 ამუ. ე. მ., ატომური მოცულობა 7.23 * 10 -6 მ 3 / მოლ. ქრომის ატომური (ლითონის) რადიუსი 0,128 ნმ, კოვალენტური 0,118 ნმ. გარე ჭურვების ელექტრონული კონფიგურაცია 3d 5 4s 1 . ელექტრონეგატიურობა 1.6. იონიზაციის პოტენციალის მნიშვნელობები J (eV): 6.746; 16.49; 31. ატმოსფერულ წნევაზე ქრომს აქვს დაახლოებით. გ. გახეხილი, ოთახის ტემპერატურაზე a = 0,2884 ნმ. ბროლის გისოსის ენერგია არის 337,5 μJ/კმოლი.

ქიმიური თვისებები

B. ნაერთებში ქრომი ავლენს ჟანგვის მდგომარეობებს +2, +3, +6, ნაკლებად ხშირად +4, +5, +1.

ნორმალურ ტემპერატურაზე ქრომი ქიმიურად სტაბილურია; თითქმის არ იჟანგება ჰაერში, თუნდაც ტენიანობის არსებობისას. როდესაც თბება, დაჟანგვა მიმდინარეობს მხოლოდ ზედაპირზე. ზოგიერთი მჟავა, როგორიცაა კონცენტრირებული აზოტის, ფოსფორის, ქლორის და პერქლორინის მჟავები, ქმნიან ქრომის ოქსიდის ფენას, რაც იწვევს მის პასივაციას. ამ მდგომარეობაში ქრომს აქვს განსაკუთრებით მაღალი კოროზიის წინააღმდეგობა და მასზე არ მოქმედებს განზავებული მინერალური მჟავები. ქრომი ელექტროუარყოფითია პრაქტიკულად ყველაზე მნიშვნელოვანი ლითონებისა და შენადნობების მიმართ და თუ მათთან ერთად გალვანურ წყვილს ქმნის, აჩქარებს მათ კოროზიას.

ელექტროლიტურად დეპონირებული ქრომი შეიცავს დიდი რაოდენობით გახსნილ წყალბადს - ~5%-მდე (at.). ამ სისტემაში შესაძლებელია CrH (1,9% H), CrH 2 (3,73% H) ან CrH 3 (5,49% H) წარმოქმნა, რომლებსაც აქვთ დაბალი თერმული მდგრადობა და ადვილად იშლება მცირე გაცხელებით. წყალბადის დაშლის სითბო მყარ ქრომში 797-1097 ° C ტემპერატურაზე არის 105 კჯ / მოლი H 2, CrH 2 D / / arr \u003d 15,900 კჯ / მოლი, ჟანგბადის ხსნადობა მყარ ქრომში 1347 წ. ° C არის 0,03% და მცირდება, როდესაც ტემპერატურა იკლებს. ყველაზე გავრცელებული ქრომის ოქსიდია Cr 2 0 3 (31,6% O), რომელიც არის მწვანე ცეცხლგამძლე ნივთიერება (მწვანე ქრომი), რომელიც გამოიყენება წებოსა და ზეთის საღებავების დასამზადებლად. უმაღლესი ქრომის ოქსიდი Cr0 3 - მუქი წითელი ნემსის ფორმის კრისტალები არის ქრომის ანჰიდრიდი, კარგად გავხსნით წყალში

ტექნოლოგიური თვისებები

ოთახის ტემპერატურაზე ტექნიკური სისუფთავის ქრომი მყიფეა და პლასტიურობას იძენს მხოლოდ 200-225°C-ზე ზევით გაცხელებისას. ქრომი მიეკუთვნება ცივად მყიფე ლითონების ჯგუფს, რომლის პლასტიურობა მკვეთრად ეცემა ტემპერატურის კლებასთან ერთად.

გამოყენების სფეროები

ქრომი ფართოდ გამოიყენება მეტალურგიაში, ძირითადად, როგორც სხვადასხვა დანიშნულების ფოლადების შენადნობი დანამატი. ჩვეულებრივი ნახშირბადოვანი ფოლადებისთვის 3 °/o Cr-მდე დამატება მნიშვნელოვნად ზრდის მათ მექანიკურ თვისებებს. 5-6% Cr შემცველი ფოლადები ხასიათდება გაზრდილი კოროზიის წინააღმდეგობით. 10%-ზე მეტი ქრომის შემცველობით ფოლადებს აქვთ მაღალი კოროზიის წინააღმდეგობა (უჟანგავი ფოლადი). შემადგენლობაში ასევე შედის ქრომი, როგორც შენადნობი დანამატი

სითბოს მდგრადი შენადნობები ნიკელის და კობალტის საფუძველზე. ქრომის საფუძველზე არ არსებობს შენადნობები. დიდი რაოდენობით სუფთა ქრომი გამოიყენება ელექტრული საფარით; ქრომირებული საფარი კოროზიის წინააღმდეგ ბრძოლის საიმედო საშუალებაა. ქრომირებული საფარი, გარდა მაღალი კოროზიის წინააღმდეგობისა, ასევე აქვს მაღალი აბრაზიული წინააღმდეგობა.

ქრომი ნაერთების სახით გამოიყენება ცეცხლგამძლე მასალების და პიგმენტების წარმოებაში.

"ეროვნული კვლევითი ტომსკის პოლიტექნიკური უნივერსიტეტი"

ბუნებრივი რესურსების გეოეკოლოგიისა და გეოქიმიის ინსტიტუტი

ქრომი

დისციპლინის მიხედვით:

Ქიმია

დასრულებული:

2G41 ჯგუფის სტუდენტი ტკაჩევა ანასტასია ვლადიმეროვნა 29.10.2014წ.

შემოწმებულია:

მასწავლებელი სტას ნიკოლაი ფედოროვიჩი

პოზიცია პერიოდულ სისტემაში

ქრომი- დ.ი.მენდელეევის ქიმიური ელემენტების პერიოდული სისტემის მე-4 პერიოდის მე-6 ჯგუფის გვერდითი ქვეჯგუფის ელემენტი ატომური ნომრით 24. მითითებულია სიმბოლოთი. ქრ(ლათ. ქრომი). მარტივი ნივთიერება ქრომი- მყარი მოლურჯო-თეთრი ლითონი. ქრომს ზოგჯერ მოიხსენიებენ, როგორც შავი ლითონს.

ატომის სტრუქტურა

17 Cl) 2) 8) 7 - ატომის აგებულების დიაგრამა

1s2s2p3s3p - ელექტრონული ფორმულა

ატომი მდებარეობს III პერიოდში და აქვს სამი ენერგეტიკული დონე

ატომი მდებარეობს ჯგუფში VII-ში, მთავარ ქვეჯგუფში - 7 ელექტრონის გარე ენერგეტიკულ დონეზე.

ელემენტის თვისებები

ფიზიკური თვისებები

ქრომი არის თეთრი მბზინავი ლითონი კუბურ სხეულზე ორიენტირებული გისოსით, \u003d 0,28845 ნმ, ხასიათდება სიმტკიცე და მტვრევადობა, სიმკვრივით 7,2 გ/სმ 3, ერთ-ერთი უმძიმესი სუფთა ლითონი (მეორე ბერილიუმის, ვოლფრამისა და ურანი), დნობის წერტილით 1903 გრადუსი. და დუღილის წერტილით დაახლოებით 2570 გრადუსი. გ. ჰაერში ქრომის ზედაპირი დაფარულია ოქსიდის ფენით, რომელიც იცავს მას შემდგომი დაჟანგვისგან. ქრომში ნახშირბადის დამატება კიდევ უფრო ზრდის მის სიმტკიცეს.

ქიმიური თვისებები

ქრომი ნორმალურ პირობებში ინერტული მეტალია, გაცხელებისას საკმაოდ აქტიური ხდება.

ურთიერთქმედება არალითონებთან

600°C-ზე ზევით გაცხელებისას ქრომი იწვის ჟანგბადში:

4Cr + 3O 2 \u003d 2Cr 2 O 3.

ის რეაგირებს ფტორთან 350°C-ზე, ქლორთან 300°C-ზე, ბრომთან წითელ სიცხეზე, წარმოქმნის ქრომის (III) ჰალოიდებს:

2Cr + 3Cl 2 = 2CrCl 3 .

იგი რეაგირებს აზოტთან 1000°C-ზე მაღალ ტემპერატურაზე და წარმოქმნის ნიტრიდებს:

2Cr + N 2 = 2CrN

ან 4Cr + N 2 = 2Cr 2 N.

2Cr + 3S = Cr 2 S 3 .

რეაგირებს ბორთან, ნახშირბადთან და სილიციუმთან ბორიდების, კარბიდების და სილიციდების წარმოქმნით:

Cr + 2B = CrB 2 (შესაძლებელია Cr 2 B, CrB, Cr 3 B 4, CrB 4 ფორმირება),

2Cr + 3C \u003d Cr 2 C 3 (შესაძლებელია Cr 23 C 6, Cr 7 B 3 ფორმირება),

Cr + 2Si = CrSi 2 (Cr 3 Si, Cr 5 Si 3, CrSi შესაძლო წარმოქმნა).

წყალბადთან უშუალოდ არ ურთიერთქმედებს.

წყალთან ურთიერთქმედება

წვრილად დაფქულ ცხელ მდგომარეობაში ქრომი რეაგირებს წყალთან, წარმოქმნის ქრომის (III) ოქსიდს და წყალბადს:

2Cr + 3H 2 O \u003d Cr 2 O 3 + 3H 2

ურთიერთქმედება მჟავებთან

ლითონების ძაბვის ელექტროქიმიურ სერიაში ქრომი წყალბადამდეა, ის წყალბადს ანაცვლებს არაჟანგვის მჟავების ხსნარებიდან:

Cr + 2HCl \u003d CrCl 2 + H 2;

Cr + H 2 SO 4 \u003d CrSO 4 + H 2.

ატმოსფერული ჟანგბადის თანდასწრებით, წარმოიქმნება ქრომის (III) მარილები:

4Cr + 12HCl + 3O 2 = 4CrCl 3 + 6H 2 O.

კონცენტრირებული აზოტის და გოგირდის მჟავები ახდენს ქრომის პასიურობას. მათში ქრომი იხსნება მხოლოდ ძლიერი გაცხელებით, წარმოიქმნება ქრომის (III) მარილები და მჟავას შემცირების პროდუქტები:

2Cr + 6H 2 SO 4 = Cr 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O;

Cr + 6HNO 3 \u003d Cr (NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O.

ურთიერთქმედება ტუტე რეაგენტებთან

ტუტეების წყალხსნარებში ქრომი არ იხსნება, ის ნელ-ნელა რეაგირებს ტუტეების დნობასთან, წარმოქმნის ქრომიტებს და გამოყოფს წყალბადს:

2Cr + 6KOH \u003d 2KCrO 2 + 2K 2 O + 3H 2.

რეაგირებს ჟანგვის აგენტების ტუტე დნებთან, როგორიცაა კალიუმის ქლორატი, ხოლო ქრომი გადადის კალიუმის ქრომატში:

Cr + KClO 3 + 2KOH = K 2 CrO 4 + KCl + H 2 O.

ლითონების აღდგენა ოქსიდებისა და მარილებისგან

ქრომი არის აქტიური ლითონი, რომელსაც შეუძლია ლითონების გადაადგილება მათი მარილების ხსნარებიდან: 2Cr + 3CuCl 2 = 2CrCl 3 + 3Cu.

მარტივი ნივთიერების თვისებები

სტაბილურია ჰაერში პასივაციის გამო. ამავე მიზეზით, ის არ რეაგირებს გოგირდის და აზოტის მჟავებთან. 2000 °C ტემპერატურაზე ის იწვის მწვანე ქრომის (III) ოქსიდის Cr 2 O 3 წარმოქმნით, რომელსაც აქვს ამფოტერული თვისებები.

ქრომის სინთეზირებული ნაერთები ბორით (ბორიდები Cr 2 B, CrB, Cr 3 B 4, CrB 2, CrB 4 და Cr 5 B 3), ნახშირბადთან (კარბიდები Cr 23 C 6, Cr 7 C 3 და Cr 3 C 2) , სილიციუმით (სილიციდები Cr 3 Si, Cr 5 Si 3 და CrSi) და აზოტით (ნიტრიდები CrN და Cr 2 N).

Cr(+2) ნაერთები

ჟანგვის მდგომარეობა +2 შეესაბამება ძირითად ოქსიდს CrO (შავი). Cr 2+ მარილები (ლურჯი ხსნარები) მიიღება Cr 3+ მარილების ან დიქრომატების თუთიის შემცირებით მჟავე გარემოში („წყალბადის იზოლაციის დროს“):

ყველა ეს Cr 2+ მარილი არის ძლიერი შემცირების აგენტები, იმდენად, რამდენადაც ისინი წყალბადს წყლისგან დგანან. ჟანგბადი ჰაერში, განსაკუთრებით მჟავე გარემოში, იჟანგება Cr 2+, რის შედეგადაც ლურჯი ხსნარი სწრაფად მწვანედება.

ყავისფერი ან ყვითელი Cr(OH) 2 ჰიდროქსიდი ნალექი ხდება ქრომის(II) მარილების ხსნარებში ტუტეების დამატებისას.

სინთეზირებული იყო ქრომის დიჰალიდები CrF 2 , CrCl 2 , CrBr 2 და CrI 2

Cr(+3) ნაერთები

+3 დაჟანგვის მდგომარეობა შეესაბამება ამფოტერულ ოქსიდს Cr 2 O 3 და ჰიდროქსიდს Cr (OH) 3 (ორივე მწვანე). ეს არის ქრომის ყველაზე სტაბილური დაჟანგვის მდგომარეობა. ქრომის ნაერთებს ამ დაჟანგვის მდგომარეობაში აქვთ ფერი ბინძური მეწამულიდან (იონი 3+) მწვანემდე (ანიონები წარმოდგენილია კოორდინაციის სფეროში).

Cr 3+ მიდრეკილია M I Cr (SO 4) 2 12H 2 O (ალუმი) ფორმის ორმაგი სულფატების წარმოქმნისკენ.

ქრომის (III) ჰიდროქსიდი მიიღება ამიაკის მოქმედებით ქრომის (III) მარილების ხსნარებზე:

Cr+3NH+3H2O→Cr(OH)↓+3NH

ტუტე ხსნარების გამოყენება შესაძლებელია, მაგრამ მათი ჭარბი რაოდენობით წარმოიქმნება ხსნადი ჰიდროქსო კომპლექსი:

Cr+3OH→Cr(OH)↓

Cr(OH)+3OH→

Cr 2 O 3 ტუტეებთან შერწყმით მიიღება ქრომიტები:

Cr2O3+2NaOH→2NaCrO2+H2O

არაკალცინირებული ქრომის (III) ოქსიდი იხსნება ტუტე ხსნარებში და მჟავებში:

Cr2O3+6HCl→2CrCl3+3H2O

როდესაც ქრომის(III) ნაერთები იჟანგება ტუტე გარემოში, წარმოიქმნება ქრომის(VI) ნაერთები:

2Na+3HO→2NaCrO+2NaOH+8HO

იგივე ხდება, როდესაც ქრომის (III) ოქსიდი შერწყმულია ტუტესთან და ჟანგვის აგენტებთან, ან ჰაერში ტუტესთან (ამ შემთხვევაში დნება ყვითელი ხდება):

2Cr2O3+8NaOH+3O2→4Na2CrO4+4H2O

ქრომის ნაერთები (+4)[

ჰიდროთერმულ პირობებში ქრომის ოქსიდის (VI) CrO 3 ფრთხილად დაშლით, მიიღება ქრომის ოქსიდი (IV) CrO 2, რომელიც არის ფერომაგნიტი და აქვს მეტალის გამტარობა.

ქრომის ტეტრაჰალიდებს შორის CrF 4 სტაბილურია, ქრომის ტეტრაქლორიდი CrCl 4 არსებობს მხოლოდ ორთქლში.

ქრომის ნაერთები (+6)

+6 დაჟანგვის მდგომარეობა შეესაბამება ქრომის მჟავას ოქსიდს (VI) CrO 3 და რამდენიმე მჟავას, რომელთა შორის წონასწორობაა. მათგან ყველაზე მარტივია ქრომის H 2 CrO 4 და ორქრომიანი H 2 Cr 2 O 7 . ისინი ქმნიან მარილების ორ სერიას: ყვითელი ქრომატები და ნარინჯისფერი დიქრომატები, შესაბამისად.

ქრომის ოქსიდი (VI) CrO 3 წარმოიქმნება კონცენტრირებული გოგირდმჟავას დიქრომატების ხსნარებთან ურთიერთქმედებით. ტიპიური მჟავა ოქსიდი წყალთან ურთიერთქმედებისას წარმოქმნის ძლიერ არასტაბილურ ქრომის მჟავებს: ქრომის H 2 CrO 4, დიქრომული H 2 Cr 2 O 7 და სხვა იზოპოლის მჟავებს ზოგადი ფორმულით H 2 Cr n O 3n+1. პოლიმერიზაციის ხარისხის ზრდა ხდება pH-ის შემცირებით, ანუ მჟავიანობის მატებით.

განმარტება

ქრომი- ღია ნაცრისფერი მყარი ლითონი (ნახ. 1), რომელსაც აქვს სხეულზე ორიენტირებული კუბური სტრუქტურა.

ის პარამაგნიტურია, კარგად ატარებს ელექტროენერგიას, აქვს მაღალი სიმტკიცე და ჭრის მინას.

ბრინჯი. 1. ქრომი. გარეგნობა.

ტიტანის მექანიკურ თვისებებზე ძლიერ გავლენას ახდენს მინარევების არსებობა. სუფთა ქრომი არის დრეკადი და შეიცავს აზოტისა და ჟანგბადის მინარევების თუნდაც მცირე ნაწილს, ის მყიფე და მყიფეა. ტექნიკური სისუფთავის ქრომი ადვილად იშლება და ცვივა ფხვნილად.

ქრომის ძირითადი მუდმივები ნაჩვენებია ქვემოთ მოცემულ ცხრილში.

ცხრილი 1. ქრომის ფიზიკური თვისებები და სიმკვრივე.

ქრომის გავრცელება ბუნებაში

ქრომის ქიმიური თვისებებისა და სიმკვრივის მოკლე აღწერა

ზომიერ ტემპერატურაზე ქრომი სტაბილურია ჰაერში: ქრომირებული პროდუქტები არ იშლება, რადგან თხელი და გამჭვირვალე ოქსიდის ფილმი საიმედოდ იცავს მათ დაჟანგვისგან.

ქრომი ადვილად იხსნება მარილმჟავაში (ჰაერის დაშვების გარეშე) ქრომის (II) მარილების ლურჯ-ლურჯი ხსნარების წარმოქმნით:

Cr + 2HCl \u003d CrCl 2 + H 2.

ჟანგვის მჟავებთან - კონცენტრირებულ გოგირდთან და აზოტთან - ოთახის ტემპერატურაზე, ქრომი არ ურთიერთქმედებს. ის არ იხსნება აკვა რეგიაში. საინტერესოა, რომ ძალიან სუფთა ქრომი არ რეაგირებს განზავებულ გოგირდმჟავასთანაც კი, თუმცა ამის მიზეზი ჯერ დადგენილი არ არის. კონცენტრირებულ აზოტმჟავაში შენახვისას ქრომის პასივირება ხდება, ე.ი. კარგავს განზავებულ მჟავებთან ურთიერთობის უნარს.

პრობლემის გადაჭრის მაგალითები

მაგალითი 1

მაგალითი 2

ვარჯიში	ქრომის ოქსიდი (VI) წონით 2 გ იხსნება 500 გ მასის წყალში გამოთვალეთ მიღებული ხსნარში ქრომის მჟავას H 2 CrO 4 მასური წილი.
გადაწყვეტილება	დავწეროთ რეაქციის განტოლება ქრომის (VI) ოქსიდიდან ქრომის მჟავის მისაღებად: CrO 3 + H 2 O \u003d H 2 CrO 4. იპოვეთ ხსნარის მასა: m ხსნარი \u003d m (CrO 3) + m (H 2 O) \u003d 2 + 500 \u003d 502 გ. n (CrO 3) \u003d m (CrO 3) / M (CrO 3); n (CrO 3) \u003d 2/100 \u003d 0,02 მოლი. რეაქციის განტოლების მიხედვით n(CrO 3) :n(H 2 CrO 4) = 1:1, მაშინ n (CrO 3) \u003d n (H 2 CrO 4) \u003d 0.02 მოლი. მაშინ ქრომის მჟავას მასა ტოლი იქნება (მოლური მასა - 118 გ/მოლ): m (H2CrO4) \u003d n (H2CrO4) × M (H2CrO4); m (H 2 CrO 4) \u003d 0,02 × 118 \u003d 2,36 გ. ხსნარში ქრომის მჟავას მასური წილი არის: ω = msolute / msolution × 100%; ω (H 2 CrO 4) \u003d m ხსნადი (H 2 CrO 4) / მ ხსნარი × 100%; ω (H 2 CrO 4) \u003d 2.36 / 502 × 100% \u003d 0.47%.
უპასუხე	ქრომის მჟავას მასური წილი არის 0,47%.

ქრომის ნაერთების ქიმიური თვისებები.

Cr2+. ორვალენტიანი ქრომის კატიონის მუხტის კონცენტრაცია შეესაბამება მაგნიუმის კატიონის და ორვალენტიანი რკინის კატიონის მუხტის კონცენტრაციას, ამიტომ მთელი რიგი თვისებები, განსაკუთრებით ამ კათიონების მჟავა-ტუტოვანი ქცევა, ახლოსაა. ამავდროულად, როგორც უკვე აღვნიშნეთ, Cr 2+ არის ძლიერი შემცირების საშუალება, ამიტომ ხსნარში ხდება შემდეგი რეაქციები: მაგრამ წყლის დაჟანგვაც კი ხდება: 2CrSO 4 + 2H 2 O \u003d 2Cr (OH) SO 4 + H 2. ორვალენტიანი ქრომის დაჟანგვა ხდება კიდევ უფრო ადვილად, ვიდრე შავი რკინის დაჟანგვა, მარილები ასევე ჰიდროლიზდება კატიონის მიერ ზომიერი ხარისხით (ანუ პირველი ეტაპი დომინანტურია).

CrO - ძირითადი ოქსიდი, შავი, პიროფორული. 700 ° C ტემპერატურაზე არაპროპორციულია: 3CrO \u003d Cr 2 O 3 + Cr. მისი მიღება შესაძლებელია შესაბამისი ჰიდროქსიდის თერმული დაშლით ჟანგბადის არარსებობის შემთხვევაში.

Cr(OH) 2 არის უხსნადი ყვითელი ფუძე. ის რეაგირებს მჟავებთან, ხოლო დაჟანგვის მჟავები ერთდროულად მჟავა-ტუტოვანი ურთიერთქმედებით ჟანგავს ორვალენტიან ქრომს, გარკვეულ პირობებში ეს ასევე ხდება არაჟანგვის მჟავებთან (ჟანგვის აგენტი - H +). გაცვლითი რეაქციის შედეგად მიღებული ქრომის (II) ჰიდროქსიდი სწრაფად მწვანედება დაჟანგვის გამო:

4Cr(OH) 2 + O 2 = 4CrO(OH) + 2H 2 O.

დაჟანგვას ასევე ახლავს ქრომის (II) ჰიდროქსიდის დაშლა ჟანგბადის თანდასწრებით: 4Cr(OH) 2 = 2Cr 2 O 3 + 4H 2 O.

Cr3+. ქრომის (III) ნაერთები ქიმიურად ჰგავს ალუმინის და რკინის (III) ნაერთებს. ოქსიდი და ჰიდროქსიდი ამფოტერულია. სუსტი არასტაბილური და უხსნადი მჟავების მარილები (H 2 CO 3, H 2 SO 3, H 2 S, H 2 SiO 3) განიცდიან შეუქცევად ჰიდროლიზს:

2CrCl 3 + 3K 2 S + 6H 2 O \u003d 2Cr (OH) 3 ↓ + 3H 2 S + 6KCl; Cr 2 S 3 + 6H 2 O \u003d 2Cr (OH) 3 ↓ + 3H 2 S.

მაგრამ ქრომის (III) კატიონი არ არის ძალიან ძლიერი ჟანგვის აგენტი, ამიტომ ქრომის (III) სულფიდი არსებობს და მისი მიღება შესაძლებელია უწყლო პირობებში, თუმცა არა მარტივი ნივთიერებებისგან, რადგან გაცხელებისას იშლება, არამედ რეაქციის მიხედვით: 2CrCl. 3 (cr) + 2H 2 S (გაზი) \u003d Cr 2 S 3 (cr) + 6HCl. სამვალენტიანი ქრომის ჟანგვის თვისებები არ არის საკმარისი იმისათვის, რომ მისი მარილების ხსნარებმა ურთიერთქმედება სპილენძთან, მაგრამ ასეთი რეაქცია ხდება თუთიასთან: 2CrCl 3 + Zn = 2CrCl 2 + ZnCl 2.

Cr2O3 - მწვანე ფერის ამფოტერულ ოქსიდს აქვს ძალიან ძლიერი კრისტალური ბადე, ამიტომ ქიმიურ აქტივობას ავლენს მხოლოდ ამორფულ მდგომარეობაში. რეაგირებს ძირითადად მჟავე და ფუძე ოქსიდებთან, მჟავებთან და ტუტეებთან შერწყმისას, აგრეთვე ნაერთებთან, რომლებსაც აქვთ მჟავე ან ძირითადი ფუნქციები:

Cr 2 O 3 + 3K 2 S 2 O 7 \u003d Cr 2 (SO 4) 3 + 3K 2 SO 4; Cr 2 O 3 + K 2 CO 3 \u003d 2KCrO 2 + CO 2.

Cr(OH) 3 (CrO(OH), Cr 2 O 3 *nH 2 O) - რუხი-ლურჯი ფერის ამფოტერული ჰიდროქსიდი. ის იხსნება როგორც მჟავებში, ასევე ტუტეებში. ტუტეებში გახსნისას წარმოიქმნება ჰიდროქსოკომპლექსები, რომლებშიც ქრომის კატიონს აქვს კოორდინაციის ნომერი 4 ან 6:

Cr(OH) 3 + NaOH = Na; Cr(OH) 3 + 3NaOH \u003d Na 3.

ჰიდროქსოკომპლექსები ადვილად იშლება მჟავებით, ხოლო პროცესები განსხვავებულია ძლიერი და სუსტი მჟავებით:

Na + 4HCl \u003d NaCl + CrCl 3 + 4H 2 O; Na + CO 2 \u003d Cr (OH) 3 ↓ + NaHCO 3.

Cr(III) ნაერთები არა მხოლოდ ჟანგვის აგენტებია, არამედ აღმდგენი აგენტები Cr(VI) ნაერთებად გარდაქმნის მიმართ. რეაქცია განსაკუთრებით ადვილად მიმდინარეობს ტუტე გარემოში:

2Na 3 + 3Cl 2 + 4NaOH \u003d 2Na 2 CrO 4 + 6NaCl + 8H 2 O E 0 \u003d - 0,72 ვ.

მჟავე გარემოში: 2Cr 3+ → Cr 2 O 7 2- E 0 = +1,38 V.

cr +6. ყველა Cr(VI) ნაერთი ძლიერი ოქსიდიზატორია. ამ ნაერთების მჟავა-ტუტოვანი ქცევა მსგავსია გოგირდის ნაერთების იგივე ჟანგვის მდგომარეობაში. ასეთი მსგავსება ძირითადი და მეორადი ქვეჯგუფების ელემენტების ნაერთების თვისებებში მაქსიმალურ პოზიტიურ დაჟანგვის მდგომარეობაში დამახასიათებელია პერიოდული სისტემის უმეტესი ჯგუფებისთვის.

CrO3 - მუქი წითელი ნაერთი, ტიპიური მჟავე ოქსიდი. დნობის წერტილში ის იშლება: 4CrO 3 \u003d 2Cr 2 O 3 + 3O 2.

ჟანგვის მოქმედების მაგალითი: CrO 3 + NH 3 = Cr 2 O 3 + N 2 + H 2 O (როდესაც გაცხელდება).

ქრომის(VI) ოქსიდი ადვილად იხსნება წყალში, უერთდება მას და გადაიქცევა ჰიდროქსიდში:

H2CrO4 - ქრომის მჟავა, არის ძლიერი ორფუძიანი მჟავა. თავისუფალ ფორმაში არ გამოირჩევა, რადგან. 75% -ზე მეტი კონცენტრაციით, ხდება კონდენსაციის რეაქცია დიქრომული მჟავის წარმოქმნით: 2H 2 CrO 4 (ყვითელი) \u003d H 2 Cr 2 O 7 (ნარინჯისფერი) + H 2 O.

შემდგომი კონცენტრაცია იწვევს ტრიქრომული (H 2 Cr 3 O 10) და თუნდაც ტეტრაქრომული (H 2 Cr 4 O 13) მჟავების წარმოქმნას.

ქრომატული ანიონის დიმერიზაცია ასევე ხდება მჟავიანობისას. შედეგად, ქრომის მჟავას მარილები pH > 6-ზე არსებობს ყვითელი ქრომატების სახით (K 2 CrO 4) და pH-ზე< 6 как бихроматы(K 2 Cr 2 O 7) оранжевого цвета. Большинство бихроматов растворимы, а растворимость хроматов чётко соответствует растворимости сульфатов соответствующих металлов. В растворах возможно взаимопревращения соответствующих солей:

2K 2 CrO 4 + H 2 SO 4 = K 2 Cr 2 O 7 + K 2 SO 4 + H 2 O; K 2 Cr 2 O 7 + 2KOH \u003d 2K 2 CrO 4 + H 2 O.

კალიუმის დიქრომატის ურთიერთქმედება კონცენტრირებულ გოგირდმჟავასთან იწვევს ქრომის ანჰიდრიდის წარმოქმნას, რომელიც მასში უხსნადია:

K 2 Cr 2 O 7 (კრისტალი) + + H 2 SO 4 (კონს.) = 2CrO 3 ↓ + K 2 SO 4 + H 2 O;

გაცხელებისას ამონიუმის ბიქრომატი განიცდის ინტრამოლეკულურ რედოქს რეაქციას: (NH 4) 2 Cr 2 O 7 \u003d Cr 2 O 3 + N 2 + 4H 2 O.

ჰალოგენები ("მარილების დაბადება")

ჰალოგენებს უწოდებენ პერიოდული სისტემის VII ჯგუფის მთავარი ქვეჯგუფის ელემენტებს. ეს არის ფტორი, ქლორი, ბრომი, იოდი, ატატინი. მათი ატომების გარე ელექტრონული ფენის სტრუქტურა: ns 2 np 5. ამრიგად, გარე ელექტრონულ დონეზე არის 7 ელექტრონი და მათგან მხოლოდ ერთი ელექტრონი აკლია სტაბილური კეთილშობილური აირის გარსს. როგორც პერიოდის ბოლო ელემენტი, ჰალოგენებს აქვთ ყველაზე მცირე რადიუსი ამ პერიოდში. ეს ყველაფერი იწვევს იმ ფაქტს, რომ ჰალოგენები ავლენენ არამეტალების თვისებებს, აქვთ მაღალი ელექტრონეგატიურობა და მაღალი იონიზაციის პოტენციალი. ჰალოგენები ძლიერი ჟანგვის აგენტებია, მათ შეუძლიათ მიიღონ ელექტრონი, რომ იქცეს ანიონად "1-" მუხტით ან გამოავლინონ ჟანგვის მდგომარეობა "-1", როდესაც კოვალენტურად უკავშირდება ნაკლებად ელექტროუარყოფით ელემენტებს. ამავდროულად, ჯგუფის ზემოდან ქვევით გადაადგილებისას, ატომის რადიუსი იზრდება და ჰალოგენების ჟანგვის უნარი მცირდება. თუ ფტორი ყველაზე ძლიერი ჟანგვის აგენტია, მაშინ იოდი, ზოგიერთ რთულ ნივთიერებასთან, ასევე ჟანგბადთან და სხვა ჰალოგენებთან ურთიერთობისას, ავლენს შემცირების თვისებებს.

ფტორის ატომი განსხვავდება ჯგუფის სხვა წევრებისგან. ჯერ ერთი, ის ავლენს მხოლოდ უარყოფით ჟანგვის მდგომარეობას, რადგან ის არის ყველაზე ელექტროუარყოფითი ელემენტი და მეორეც, ისევე როგორც II პერიოდის ნებისმიერ ელემენტს, აქვს მხოლოდ 4 ატომური ორბიტალი გარე ელექტრონულ დონეზე, რომელთაგან სამი დაკავებულია გაუზიარებელი ელექტრონული წყვილით. მეოთხეზე არის დაუწყვილებელი ელექტრონი, რომელიც უმეტეს შემთხვევაში ერთადერთი ვალენტური ელექტრონია. სხვა ელემენტების ატომებში არის შეუვსებელი d-ელექტრონის ქვედონე გარე დონეზე, სადაც შეიძლება წავიდეს აღგზნებული ელექტრონი. თითოეული ცალკეული წყვილი ორთქლზე მომზადებისას იძლევა ორ ელექტრონს, ამიტომ ქლორის, ბრომისა და იოდის ძირითადი დაჟანგვის მდგომარეობები, გარდა "-1", არის "+1", "+3", "+5", "+7". ნაკლებად სტაბილური, მაგრამ ფუნდამენტურად მიღწევადია ჟანგვის მდგომარეობები "+2", "+4" და "+6".

როგორც მარტივი ნივთიერებები, ყველა ჰალოგენი არის დიატომური მოლეკულა, რომელსაც აქვს ერთი ბმული ატომებს შორის. ბმის დისოციაციის ენერგიები F 2 , Cl 2 , Br 2 , J 2 მოლეკულების სერიაში ასეთია: 151 კჯ/მოლი, 239 კჯ/მოლი, 192 კჯ/მოლი, 149 კჯ/მოლი. ქლორიდან იოდზე გადასვლისას შეკავშირების ენერგიის მონოტონური შემცირება ადვილად აიხსნება ბმის სიგრძის ზრდით ატომური რადიუსის გაზრდის გამო. ფტორის მოლეკულაში ანომალიურად დაბალ შეკავშირების ენერგიას ორი ახსნა აქვს. პირველი ეხება თავად ფტორის მოლეკულას. როგორც უკვე აღვნიშნეთ, ფტორს აქვს ძალიან მცირე ატომური რადიუსი და შვიდი ელექტრონი გარე დონეზე, ამიტომ, როდესაც ატომები ერთმანეთს უახლოვდებიან მოლეკულის ფორმირებისას, ხდება ინტერელექტრონული მოგერიება, რის შედეგადაც ორბიტალები არასრულად იფარება. და ფტორის მოლეკულაში კავშირის რიგი ერთიანობაზე ოდნავ ნაკლებია. მეორე ახსნის მიხედვით, დარჩენილი ჰალოგენების მოლეკულებში არის ერთი ატომის მარტოხელა ელექტრონული წყვილისა და მეორე ატომის თავისუფალი d-ორბიტალის დამატებითი დონორ-მიმღები გადაფარვა, ორი ასეთი საპირისპირო ურთიერთქმედება თითო მოლეკულაზე. ამრიგად, ქლორის, ბრომისა და იოდის მოლეკულებში კავშირი განისაზღვრება, როგორც თითქმის სამმაგი ურთიერთქმედების არსებობის თვალსაზრისით. მაგრამ დონორი-აქცეპტორის გადახურვა მხოლოდ ნაწილობრივ ხდება და ბმას აქვს რიგი (ქლორის მოლეკულისთვის) 1.12.

ფიზიკური თვისებები: ნორმალურ პირობებში ფტორი არის ძნელად თხევადი გაზი (რომლის დუღილის წერტილი არის -187 0 C) ღია ყვითელი ფერის, ქლორი არის ადვილად თხევადი გაზი მოყვითალო-მწვანე ფერის (დუღილის წერტილი -34,2 0 C) ბრომი არის ყავისფერი, ადვილად აორთქლებადი სითხე, იოდი არის ნაცრისფერი მყარი მეტალის ბზინვარებით. მყარ მდგომარეობაში ყველა ჰალოგენი ქმნის მოლეკულურ კრისტალურ ბადეს, რომელიც ხასიათდება სუსტი ინტერმოლეკულური ურთიერთქმედებით. ამასთან დაკავშირებით იოდს აქვს სუბლიმაციის ტენდენცია - ატმოსფერულ წნევაზე გაცხელებისას ის გადადის აირისებრ მდგომარეობაში (წარმოქმნის მეწამულ ორთქლებს), სითხის გვერდის ავლით. ჯგუფში გადაადგილებისას, დნობის და დუღილის წერტილები იზრდება როგორც ნივთიერებების მოლეკულური წონის ზრდის გამო, ასევე მოლეკულებს შორის მოქმედი ვან დერ ვაალის ძალების გაზრდის გამო. ამ ძალების სიდიდე რაც უფრო დიდია, მით უფრო დიდია მოლეკულის პოლარიზება, რაც, თავის მხრივ, იზრდება ატომური რადიუსის გაზრდით.

ყველა ჰალოგენი ცუდად იხსნება წყალში, მაგრამ კარგად - არაპოლარულ ორგანულ გამხსნელებში, როგორიცაა ნახშირბადის ტეტრაქლორიდი. წყალში ცუდი ხსნადობა განპირობებულია იმით, რომ როდესაც ჰალოგენის მოლეკულის დაშლისთვის ღრუ იქმნება, წყალი კარგავს საკმარისად ძლიერ წყალბადურ ობლიგაციებს, ამის ნაცვლად არ ხდება ძლიერი ურთიერთქმედება მის პოლარულ მოლეკულასა და არაპოლარულ ჰალოგენის მოლეკულას შორის. ჰალოგენების დაშლა არაპოლარულ გამხსნელებში შეესაბამება სიტუაციას: „მსგავსი იხსნება მსგავსში“, როდესაც ბმების გაწყვეტისა და წარმოქმნის ბუნება იგივეა.