Elementu ķīmija

VIIA apakšgrupas nemetāli

VIIA apakšgrupas elementi ir tipiski nemetāli ar augstu

elektronegativitāte, tiem ir grupas nosaukums - “halogēni”.

Galvenās lekcijā aplūkotās problēmas

VIIA apakšgrupas nemetālu vispārīgie raksturlielumi. Elektroniskā uzbūve, svarīgākie atomu raksturlielumi. Raksturīgākā ste-

oksidācijas sodi. Halogēnu ķīmijas iezīmes.

Vienkāršas vielas.

Dabiski savienojumi.

Halogēna savienojumi

Halogenskābes un to sāļi. Sāls un fluorūdeņražskābe

laika nišas, kvīts un pieteikums.

Halogenīdu kompleksi.

Halogēnu binārie skābekļa savienojumi. Nestabilitāte apm.

Vienkāršu vielu un līdzvērtīgu vielu redoksīpašības

vienotības. Disproporcijas reakcijas. Latimera diagrammas.

Izpildītājs:

Pasākums Nr.

VIIA apakšgrupas elementu ķīmija

vispārīgās īpašības

							Mangāns
							Tehnēcijs

VIIA-grupu veido p-elementi: fluors F, hlors

Cl, broms Br, jods I un astatīns At.

Valences elektronu vispārīgā formula ir ns 2 np 5.

Visi VIIA grupas elementi ir tipiski nemetāli.

							Kā redzams no izplatīšanas
							valences elektroni
pēc atomu orbitālēm						trūkst tikai viena elektrona

lai izveidotu stabilu astoņu elektronu apvalku

kastes, tāpēc viņiem ir ir spēcīga tendence uz

elektrona pievienošana.

Visi elementi viegli veido vienkāršu vienu uzlādi

ny anjoni G – .

VIIA grupas elementi vienkāršu anjonu veidā ir atrodami dabīgā ūdenī un dabisko sāļu kristālos, piemēram, halīts NaCl, silvīts KCl, fluorīts

CaF2.

VIIA elementu vispārīgs grupas nosaukums

grupa “halogēni”, t.i., “sāļu dzemdēšana”, ir saistīta ar to, ka lielākā daļa to savienojumu ar metāliem ir iepriekš

ir tipisks sāls (CaF2, NaCl, MgBr2, KI), kas

ko var iegūt tiešā mijiedarbībā

metāla mijiedarbība ar halogēnu. Brīvos halogēnus iegūst no dabīgiem sāļiem, tāpēc nosaukums “halogēni” tiek tulkots arī kā “dzimuši no sāļiem”.

Izpildītājs:

Pasākums Nr.

Minimālais oksidācijas līmenis (-1) ir visstabilākais

visiem halogēniem.

Daži VIIA grupas elementu atomu raksturlielumi ir doti

VIIA grupas elementu atomu svarīgākie raksturlielumi

		radinieks-		Afinitāte
		elektrisks
		negatīvs	jonizācija,
		ness (saskaņā ar
		Aptauja)
						skaita pieaugums
						elektroniskie slāņi;
						izmēra palielināšanās
						elektriskās strāvas samazināšana
						trīskāršs negatīvisms

Halogēniem ir augsta elektronu afinitāte (maksimums pie

Cl) un ļoti augsta jonizācijas enerģija (maksimums pie F) un maksimums

iespējamā elektronegativitāte katrā periodā. Fluors ir visvairāk

visu ķīmisko elementu elektronnegatīvs.

Viena nepāra elektrona klātbūtne halogēna atomos nosaka

attēlo vienkāršās vielās esošo atomu savienojumu divatomiskās molekulās Г2.

Vienkāršām vielām, halogēniem, raksturīgākie ir oksidētāji

īpašības, kas ir spēcīgākās F2 un vājinās, pārejot uz I2.

Halogēniem ir raksturīga vislielākā reaktivitāte no visiem nemetāliskajiem elementiem. Fluors pat starp halogēniem izceļas

ir ārkārtīgi augsta aktivitāte.

Otrā perioda elements, fluors, visspēcīgāk atšķiras no otra

citi apakšgrupas elementi. Šis ir vispārējs modelis visiem nemetāliem.

Izpildītājs:

Pasākums Nr.

Fluors kā elektronegatīvākais elements, nerāda seksu

pastāvīgie oksidācijas stāvokļi. Jebkurā saistībā, arī ar ki-

skābeklis, fluors ir oksidācijas stāvoklī (-1).

Visiem pārējiem halogēniem ir pozitīvas oksidācijas pakāpes

lenija līdz maksimumam +7.

Raksturīgākie halogēnu oksidācijas stāvokļi:

F: -1, 0;

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

Cl ir zināmi oksīdi, kuros tas atrodas oksidācijas stāvokļos: +4 un +6.

Svarīgākie halogēna savienojumi pozitīvā stāvoklī,

Oksidācijas sekas ir skābekli saturošas skābes un to sāļi.

Visi halogēna savienojumi pozitīvā oksidācijas stāvoklī ir

ir spēcīgi oksidētāji.

briesmīga oksidācijas pakāpe. Nesamērību veicina sārmaina vide.

Vienkāršu vielu un skābekļa savienojumu praktiskā pielietošana

Halogēnu samazināšana galvenokārt ir saistīta ar to oksidējošo iedarbību.

Vienkāršākās vielas, Cl2, atrod visplašāko praktisko pielietojumu.

un F2. Lielākais hlora un fluora daudzums tiek patērēts rūpniecībā

organiskā sintēze: plastmasas, aukstumaģentu, šķīdinātāju ražošanā,

pesticīdi, zāles. Metālu iegūšanai un to attīrīšanai tiek izmantots ievērojams daudzums hlora un joda. Tiek izmantots arī hlors

celulozes balināšanai, dzeramā ūdens dezinfekcijai un ražošanā

balinātāja un sālsskābes ūdens. Oksoskābju sāļus izmanto sprāgstvielu ražošanā.

Izpildītājs:

Pasākums Nr.

Praksē plaši izmanto skābes - sālsskābes un kausētas skābes.

Fluors un hlors ir vieni no divdesmit visizplatītākajiem elementiem

tur dabā ir ievērojami mazāk broma un joda. Visi halogēni dabā sastopami to oksidācijas stāvoklī(-1). Tikai jods ir sāls KIO3 veidā,

kas ir iekļauts kā piemaisījums Čīles salpetrī (KNO3).

Astatīns ir mākslīgi ražots radioaktīvs elements (dabā tas neeksistē). At nestabilitāte ir atspoguļota nosaukumā, kas cēlies no grieķu valodas. "astatos" - "nestabils". Astatīns ir ērts izstarotājs vēža audzēju staru terapijai.

Vienkāršas vielas

Vienkāršas halogēnu vielas veido diatomu molekulas G2.

Vienkāršās vielās pārejas laikā no F2 uz I2, palielinoties elektronu skaitam

troņa slāņi un atomu polarizējamības palielināšanās, vērojams pieaugums

starpmolekulārā mijiedarbība, izraisot izmaiņas kopējās līdzsvarotās

stāvot standarta apstākļos.

Fluors (normālos apstākļos) ir dzeltena gāze, pie –181o C pārvēršas par

šķidrs stāvoklis.

Hlors ir dzeltenzaļa gāze, kas –34o C temperatūrā pārvēršas šķidrumā. Ar ha-krāsu

Nosaukums Cl ir saistīts ar to, tas cēlies no grieķu “chloros” - “dzeltens-

zaļš". Straujš Cl2 viršanas temperatūras pieaugums salīdzinājumā ar F2,

norāda uz pastiprinātu starpmolekulāro mijiedarbību.

Broms ir tumši sarkans, ļoti gaistošs šķidrums, vārās 58,8 o C temperatūrā.

elementa nosaukums ir saistīts ar asu nepatīkamu gāzes smaku un ir atvasināts no

"bromos" - "smirdošs".

Jods - tumši purpursarkani kristāli ar vāju "metālisku"

kunkuļi, kas karsējot viegli sublimējas, veidojot violetos tvaikus;

ar ātru dzesēšanu

tvaiki līdz 114o C

veidojas šķidrums. Temperatūra

Izpildītājs:

Pasākums Nr.

Joda viršanas temperatūra ir 183 ° C. Tā nosaukums cēlies no joda tvaiku krāsas -

"jodos" - "violeta".

Visām vienkāršajām vielām ir asa smaka un tās ir indīgas.

To tvaiku ieelpošana izraisa gļotādu un elpošanas orgānu kairinājumu, bet lielā koncentrācijā - nosmakšanu. Pirmā pasaules kara laikā hloru izmantoja kā indīgu līdzekli.

Fluora gāze un šķidrais broms izraisa ādas apdegumus. Darbs ar ha-

logens, jāveic piesardzības pasākumi.

Tā kā vienkāršas halogēnu vielas veido nepolāras molekulas

atdzesē, tie labi šķīst nepolārajos organiskajos šķīdinātājos:

spirts, benzols, oglekļa tetrahlorīds uc Hlors, broms un jods slikti šķīst ūdenī, to ūdens šķīdumus sauc par hlora, broma un joda ūdeni. Br2 šķīst labāk nekā citi, broma koncentrācija sat.

Šķīdums sasniedz 0,2 mol/l, bet hlors – 0,1 mol/l.

Fluors sadala ūdeni:

2F2 + 2H2 O = O2 + 4HF

Halogēniem ir augsta oksidatīvā aktivitāte un pāreja

halogenīdu anjonos.

Г2 + 2e–  2Г–

Fluoram ir īpaši augsta oksidatīvā aktivitāte. Fluors oksidē cēlmetālus (Au, Pt).

Pt + 3F2 = PtF6

Tas pat mijiedarbojas ar dažām inertām gāzēm (kriptonu,

ksenons un radons), piemēram,

Xe + 2F2 = XeF4

F2 atmosfērā deg daudzi ļoti stabili savienojumi, piem.

ūdens, kvarcs (SiO2).

SiO2 + 2F2 = SiF4 + O2

Izpildītājs:

Pasākums Nr.

Reakcijās ar fluoru pat tādi spēcīgi oksidētāji kā slāpeklis un sērs

ninskābe, darbojas kā reducētājs, bet fluors oksidē ievadi

kas satur O(–2) to sastāvā.

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

F2 augstā reaģētspēja rada grūtības ar savienojuma izvēli.

strukturālie materiāli darbam ar to. Parasti šiem mērķiem mēs izmantojam

Ir niķelis un varš, kas, oksidējoties, uz to virsmas veido blīvas fluorīdu aizsargplēves. Nosaukums F ir saistīts ar tā agresīvo darbību.

Es ēdu, tas nāk no grieķu valodas. "fluoros" - "destruktīvs".

Sērijās F2, Cl2, Br2, I2 oksidēšanas spēja vājinās, jo palielinās

palielinot atomu izmēru un samazinot elektronegativitāti.

Ūdens šķīdumos vielas oksidatīvās un reducējošās īpašības

Vielas parasti raksturo, izmantojot elektrodu potenciālu. Tabulā parādīti standarta elektrodu potenciāli (Eo, V) reducēšanas pusreakcijām

halogēnu veidošanās. Salīdzinājumam, Eo vērtība ki-

ogleklis ir visizplatītākais oksidētājs.

Standarta elektrodu potenciāli vienkāršām halogēna vielām

Eo, B, par reakciju

O2 + 4e– + 4H+  2H2O

Eo, V

elektrodam

2Г– +2е – = Г2

Samazināta oksidatīvā aktivitāte

Kā redzams no tabulas, F2 ir daudz spēcīgāks oksidētājs,

nekā O2, tāpēc F2 ūdens šķīdumos neeksistē , tas oksidē ūdeni,

atgūstas uz F–. Spriežot pēc Eо vērtības, Cl2 oksidēšanas spēja

Izpildītājs:

Pasākums Nr.

arī augstāks nekā O2. Patiešām, ilgstoši uzglabājot hlora ūdeni, tas sadalās, atbrīvojoties no skābekļa un veidojot HCl. Bet reakcija ir lēna (Cl2 molekula ir ievērojami spēcīgāka nekā F2 molekula un

aktivācijas enerģija reakcijām ar hloru ir lielāka), dispro-

porciju sadalīšana:

Cl2 + H2 O  HCl + HOCl

Ūdenī tas nesasniedz galu (K = 3,9 . 10–4), tāpēc Cl2 pastāv ūdens šķīdumos. Br2 un I2 raksturo vēl lielāka stabilitāte ūdenī.

Disproporcija ir ļoti raksturīgs oksidētājs

reducēšanas reakcija uz halogēniem. Pastiprinājuma nesamērība

ielej sārmainā vidē.

Cl2 disproporcija sārmā izraisa anjonu veidošanos

Cl– un ClO–. Disproporcijas konstante ir 7,5. 1015.

Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H2O

Ja jods ir nesamērīgs sārmā, veidojas I– un IO3–. Ana-

Loģiski, ka Br2 nesamēro jodu. Produkta izmaiņas ir nesamērīgas

nācija ir saistīta ar to, ka anjoni GO– un GO2– Br un I ir nestabili.

Hlora disproporcijas reakcija tiek izmantota rūpniecībā

spēja iegūt spēcīgu un ātras darbības hipohlorīta oksidētāju,

balināšanas kaļķi, bertoleta sāls.

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

Izpildītājs:

Pasākums Nr.

Halogēnu mijiedarbība ar metāliem

Halogēni enerģiski reaģē ar daudziem metāliem, piemēram:

Mg + Cl2 = MgCl2 Ti + 2I2  TiI4

Na + halogenīdi, kuros metālam ir zems oksidācijas līmenis (+1, +2),

- Tie ir sāļiem līdzīgi savienojumi ar galvenokārt jonu saitēm. Kā

lūk, jonu halogenīdi ir cietas vielas ar augstu kušanas temperatūru

Metālu halogenīdi, kuros metālam ir augsta oksidācijas pakāpe

cijas ir savienojumi ar pārsvarā kovalentām saitēm.

Daudzas no tām ir gāzes, šķidrumi vai kausējamas cietas vielas normālos apstākļos. Piemēram, WF6 ir gāze, MoF6 ir šķidrums,

TiCl4 ir šķidrs.

Halogēnu mijiedarbība ar nemetāliem

Halogēni tieši mijiedarbojas ar daudziem nemetāliem:

ūdeņradis, fosfors, sērs utt. Piemēram:

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

Saikne nemetālu halogenīdos pārsvarā ir kovalenta.

Parasti šiem savienojumiem ir zema kušanas un viršanas temperatūra.

Pārejot no fluora uz jodu, palielinās halogenīdu kovalentais raksturs.

Tipisku nemetālu kovalentie halogenīdi ir skābi savienojumi; mijiedarbojoties ar ūdeni, tie hidrolizējas, veidojot skābes. Piemēram:

PBr3 + 3H2O = 3HBr + H3PO3

PI3 + 3H2 O = 3HI + H3 PO3

PCl5 + 4H2O = 5HCl + H3PO4

Izpildītājs:

Pasākums Nr.

Pirmās divas reakcijas izmanto broma un ūdeņraža jodīda ražošanai.

troksnskābe.

Interhalīdi. Halogēni, savienojoties viens ar otru, veido interg-

noved. Šajos savienojumos vieglāks un elektronnegatīvāks halogēns ir (–1) oksidācijas stāvoklī, bet smagāks – pozitīvā stāvoklī.

oksidācijas sodi.

Pateicoties halogēnu tiešai mijiedarbībai karsējot, iegūst: ClF, BrF, BrCl, ICl. Ir arī sarežģītāki interhalīdi:

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

Visi interhalīdi normālos apstākļos ir šķidras vielas ar zemu viršanas temperatūru. Interhalīdiem ir augsta oksidatīvā aktivitāte

aktivitāte. Piemēram, ClF3 tvaikos deg tādas ķīmiski stabilas vielas kā SiO2, Al2 O3, MgO u.c.

2Al2O3 + 4ClF3 = 4 AlF3 + 3O2 + 2Cl2

Fluorīds ClF 3 ir agresīvs fluorēšanas reaģents, kas iedarbojas ātri

pagalms F2. To izmanto organiskajā sintēzē un aizsargplēvju iegūšanai uz niķeļa iekārtu virsmas darbam ar fluoru.

Ūdenī interhalīdi hidrolizējas, veidojot skābes. Piemēram,

ClF5 + 3H2O = HClO3 + 5HF

Halogēni dabā. Vienkāršu vielu iegūšana

Rūpniecībā halogēnus iegūst no to dabiskajiem savienojumiem. Visi

brīvo halogēnu iegūšanas procesi ir balstīti uz halogēna oksidēšanu

Nid joni.

2Г –  Г2 + 2e–

Dabiskajos ūdeņos anjonu veidā ir atrodams ievērojams daudzums halogēnu: Cl–, F–, Br–, I–. Jūras ūdens var saturēt līdz 2,5% NaCl.

Bromu un jodu iegūst no naftas urbumu ūdens un jūras ūdens.

Izpildītājs:

Pasākums Nr.

Ūdeņraža atomam ir ārējā (un vienīgā) elektronu līmeņa 1 elektroniskā formula s 1 . No vienas puses, viena elektrona klātbūtnes ziņā ārējā elektroniskā līmenī ūdeņraža atoms ir līdzīgs sārmu metālu atomiem. Tomēr, tāpat kā halogēniem, tam ir nepieciešams tikai viens elektrons, lai aizpildītu ārējo elektronisko līmeni, jo pirmajā elektroniskajā līmenī var būt ne vairāk kā 2 elektroni. Izrādās, ka ūdeņradi var vienlaikus ievietot gan pirmajā, gan priekšpēdējā (septītajā) periodiskās tabulas grupā, kas dažkārt tiek darīts dažādās periodiskās tabulas versijās:

No ūdeņraža kā vienkāršas vielas īpašību viedokļa tam joprojām ir vairāk kopīga ar halogēniem. Ūdeņradis, tāpat kā halogēni, ir nemetāls un veido līdzīgas diatomiskas molekulas (H 2).

Normālos apstākļos ūdeņradis ir gāzveida, zemas aktīvās vielas. Ūdeņraža zemā aktivitāte izskaidrojama ar lielo saišu stiprumu starp ūdeņraža atomiem molekulā, kuru pārraušanai nepieciešama vai nu spēcīga karsēšana, vai katalizatoru izmantošana, vai abi.

Ūdeņraža mijiedarbība ar vienkāršām vielām

ar metāliem

No metāliem ūdeņradis reaģē tikai ar sārmu un sārmzemju metāliem! Pie sārmu metāliem pieder I grupas galvenās apakšgrupas metāli (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr), bet pie sārmzemju metāliem pieder II grupas galvenās apakšgrupas metāli, izņemot beriliju un magniju (Ca, Sr, Ba, Ra)

Mijiedarbojoties ar aktīvajiem metāliem, ūdeņradim piemīt oksidējošas īpašības, t.i. samazina tā oksidācijas pakāpi. Šajā gadījumā veidojas sārmu un sārmzemju metālu hidrīdi, kuriem ir jonu struktūra. Reakcija notiek karsējot:

Jāņem vērā, ka mijiedarbība ar aktīvajiem metāliem ir vienīgais gadījums, kad molekulārais ūdeņradis H2 ir oksidētājs.

ar nemetāliem

No nemetāliem ūdeņradis reaģē tikai ar oglekli, slāpekli, skābekli, sēru, selēnu un halogēniem!

Ogleklis ir jāsaprot kā grafīts vai amorfs ogleklis, jo dimants ir ārkārtīgi inerta alotropa oglekļa modifikācija.

Mijiedarbojoties ar nemetāliem, ūdeņradis var veikt tikai reducētāja funkciju, tas ir, tikai palielināt tā oksidācijas pakāpi:

Ūdeņraža mijiedarbība ar sarežģītām vielām

ar metālu oksīdiem

Ūdeņradis nereaģē ar metālu oksīdiem, kas ir metālu aktivitāšu virknē līdz alumīnijam (ieskaitot), tomēr karsējot spēj reducēt daudzus metālu oksīdus pa labi no alumīnija:

ar nemetālu oksīdiem

No nemetālu oksīdiem ūdeņradis, karsējot, reaģē ar slāpekļa, halogēnu un oglekļa oksīdiem. No visām ūdeņraža mijiedarbībām ar nemetālu oksīdiem īpaši ievērības cienīga ir tā reakcija ar oglekļa monoksīdu CO.

CO un H2 maisījumam pat ir savs nosaukums - "sintēzes gāze", jo atkarībā no apstākļiem no tā var iegūt tādus populārus rūpniecības produktus kā metanols, formaldehīds un pat sintētiskie ogļūdeņraži:

ar skābēm

Ūdeņradis nereaģē ar neorganiskām skābēm!

No organiskajām skābēm ūdeņradis reaģē tikai ar nepiesātinātām skābēm, kā arī ar skābēm, kas satur funkcionālās grupas, kas spēj reducēties ar ūdeņradi, jo īpaši ar aldehīdu, keto vai nitro grupām.

ar sāļiem

Sāļu ūdens šķīdumu gadījumā to mijiedarbība ar ūdeņradi nenotiek. Tomēr, ja ūdeņradis tiek izvadīts pāri dažu vidējas un zemas aktivitātes metālu cietajiem sāļiem, to daļēja vai pilnīga reducēšana ir iespējama, piemēram:

Halogēnu ķīmiskās īpašības

Halogēni ir VIIA grupas ķīmiskie elementi (F, Cl, Br, I, At), kā arī vienkāršās vielas, ko tie veido. Šeit un turpmāk tekstā, ja vien nav norādīts citādi, halogēni tiks saprasti kā vienkāršas vielas.

Visiem halogēniem ir molekulārā struktūra, kas nosaka šo vielu zemo kušanas un viršanas temperatūru. Halogēna molekulas ir diatomiskas, t.i. to formulu var uzrakstīt vispārīgā formā kā Hal 2.

Jāatzīmē tāda specifiska joda fiziskā īpašība kā tā spēja sublimācija vai, citiem vārdiem sakot, sublimācija. Sublimācija, ir parādība, kurā viela cietā stāvoklī karsējot neizkūst, bet, apejot šķidro fāzi, uzreiz pāriet gāzveida stāvoklī.

Jebkura halogēna atoma ārējās enerģijas līmeņa elektroniskajai struktūrai ir forma ns 2 np 5, kur n ir periodiskās tabulas perioda numurs, kurā atrodas halogēns. Kā redzat, halogēna atomiem ir nepieciešams tikai viens elektrons, lai sasniegtu astoņu elektronu ārējo apvalku. No tā ir loģiski pieņemt brīvo halogēnu pārsvarā oksidējošās īpašības, kas tiek apstiprināts praksē. Kā zināms, nemetālu elektronegativitāte samazinās, pārvietojoties pa apakšgrupu uz leju, un tāpēc sērijā samazinās halogēnu aktivitāte:

F 2 > Cl 2 > Br 2 > I 2

Halogēnu mijiedarbība ar vienkāršām vielām

Visi halogēni ir ļoti reaģējošas vielas un reaģē ar lielāko daļu vienkāršu vielu. Tomēr jāņem vērā, ka fluors, pateicoties tā ārkārtīgi augstajai reaģētspējai, var reaģēt pat ar tām vienkāršajām vielām, ar kurām nevar reaģēt citi halogēni. Šādas vienkāršas vielas ir skābeklis, ogleklis (dimants), slāpeklis, platīns, zelts un dažas cēlgāzes (ksenons un kriptons). Tie. patiesībā, fluors nereaģē tikai ar dažām cēlgāzēm.

Atlikušie halogēni, t.i. hlors, broms un jods arī ir aktīvās vielas, bet mazāk aktīvas nekā fluors. Tie reaģē ar gandrīz visām vienkāršajām vielām, izņemot skābekli, slāpekli, oglekli dimanta, platīna, zelta un cēlgāzu veidā.

Halogēnu mijiedarbība ar nemetāliem

ūdeņradis

Kad visi halogēni mijiedarbojas ar ūdeņradi, tie veidojas ūdeņraža halogenīdi ar vispārīgo formulu HHal. Šajā gadījumā fluora reakcija ar ūdeņradi sākas spontāni pat tumsā un notiek ar sprādzienu saskaņā ar vienādojumu:

Hlora reakciju ar ūdeņradi var ierosināt intensīva ultravioletā apstarošana vai karstums. Turpinās arī ar sprādzienu:

Broms un jods reaģē ar ūdeņradi tikai karsējot, un tajā pašā laikā reakcija ar jodu ir atgriezeniska:

fosfors

Fluora mijiedarbība ar fosforu noved pie fosfora oksidēšanās līdz augstākajam oksidācijas līmenim (+5). Šajā gadījumā veidojas fosfora pentafluorīds:

Hloram un bromam mijiedarbojoties ar fosforu, ir iespējams iegūt fosfora halogenīdus gan oksidācijas stāvoklī +3, gan oksidācijas stāvoklī +5, kas ir atkarīgs no reaģējošo vielu proporcijām:

Turklāt baltā fosfora gadījumā fluora, hlora vai šķidra broma atmosfērā reakcija sākas spontāni.

Fosfora mijiedarbība ar jodu var izraisīt tikai fosfora triodīda veidošanos, jo tam ir ievērojami zemāka oksidēšanas spēja nekā citiem halogēniem:

pelēks

Fluors oksidē sēru līdz augstākajam oksidācijas līmenim +6, veidojot sēra heksafluorīdu:

Hlors un broms reaģē ar sēru, veidojot savienojumus, kas satur sēru oksidācijas pakāpēs +1 un +2, kas tam ir ārkārtīgi neparasti. Šīs mijiedarbības ir ļoti specifiskas, un, lai nokārtotu vienoto valsts eksāmenu ķīmijā, nav nepieciešama spēja uzrakstīt vienādojumus šīm mijiedarbībām. Tāpēc šādi trīs vienādojumi ir doti atsaucei:

Halogēnu mijiedarbība ar metāliem

Kā minēts iepriekš, fluors spēj reaģēt ar visiem metāliem, pat tādiem neaktīviem metāliem kā platīns un zelts:

Atlikušie halogēni reaģē ar visiem metāliem, izņemot platīnu un zeltu:

Halogēnu reakcijas ar sarežģītām vielām

Aizvietošanas reakcijas ar halogēniem

Aktīvāki halogēni, t.i. kuru ķīmiskie elementi periodiskajā tabulā atrodas augstāk, spēj izspiest mazāk aktīvos halogēnus no to veidotajām halogenūdeņražskābēm un metālu halogenīdiem:

Līdzīgi broms un jods izspiež sēru no sulfīdu un/vai sērūdeņraža šķīdumiem:

Hlors ir spēcīgāks oksidētājs un oksidē sērūdeņradi tā ūdens šķīdumā nevis par sēru, bet par sērskābi:

Halogēnu reakcija ar ūdeni

Ūdens deg fluorā ar zilu liesmu saskaņā ar reakcijas vienādojumu:

Broms un hlors reaģē ar ūdeni savādāk nekā fluors. Ja fluors darbojās kā oksidētājs, tad hlors un broms ūdenī ir nesamērīgi, veidojot skābju maisījumu. Šajā gadījumā reakcijas ir atgriezeniskas:

Joda mijiedarbība ar ūdeni notiek tik nenozīmīgā mērā, ka to var atstāt novārtā un pieņemt, ka reakcija nenotiek vispār.

Halogēnu mijiedarbība ar sārmu šķīdumiem

Fluors, mijiedarbojoties ar sārmu ūdens šķīdumu, atkal darbojas kā oksidētājs:

Lai nokārtotu vienoto valsts eksāmenu, nav nepieciešama prasme uzrakstīt šo vienādojumu. Pietiek zināt faktu par šādas mijiedarbības iespējamību un fluora oksidatīvo lomu šajā reakcijā.

Atšķirībā no fluora, citi halogēni sārmu šķīdumos ir nesamērīgi, tas ir, tie vienlaikus palielina un samazina oksidācijas pakāpi. Turklāt hlora un broma gadījumā atkarībā no temperatūras ir iespējama plūsma divos dažādos virzienos. Jo īpaši aukstumā reakcijas notiek šādi:

un sildot:

Jods reaģē ar sārmiem tikai saskaņā ar otro iespēju, t.i. ar jodāta veidošanos, jo hipojodīts nav stabils ne tikai sildot, bet arī parastā temperatūrā un pat aukstumā.

1. Halogēnu vispārīgās īpašības . Halogēnu atomu struktūra un oksidācijas pakāpes savienojumos. Atomu rādiusu, jonizācijas enerģiju, elektronu afinitātes un elektronegativitātes izmaiņu raksturs sērijā F - At. Halogēnu ķīmisko saišu raksturs ar metāliem un nemetāliem. Halogēnu augstāku valences stāvokļu stabilitāte. Fluora īpašības.

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

2. Vienkāršu halogēnu vielu molekulārā struktūra un fizikālās īpašības . Ķīmisko saišu raksturs halogēna molekulās. Halogēnu fizikālās īpašības: agregācijas stāvoklis, kušanas un viršanas temperatūra fluora - astatīna sērijā, šķīdība ūdenī un organiskajos šķīdinātājos.

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

3. Halogēnu ķīmiskās īpašības . Halogēnu augstās ķīmiskās aktivitātes iemesli un tās maiņa pa grupām. Saistība ar ūdeni, sārmu šķīdumiem, metāliem un nemetāliem. Temperatūras ietekme uz halogēnu disproporcijas produktu sastāvu sārmu šķīdumos. Fluora ķīmijas iezīmes. Dabiskie halogēna savienojumi. Halogēnu ražošanas rūpniecisko un laboratorijas metožu principi. Halogēnu izmantošana. Halogēnu un to savienojumu fizioloģiskā un farmakoloģiskā ietekme uz dzīviem organismiem. Halogēnu toksicitāte un piesardzības pasākumi, strādājot ar tiem.

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

Vienkāršas vielas, halogēni, atšķirībā no ūdeņraža, ir ļoti aktīvi. Viņiem visvairāk raksturīgas oksidējošas īpašības, kas pakāpeniski vājinās sērijā F 2 – At 2. Aktīvākais no halogēniem ir fluors: tā atmosfērā spontāni aizdegas pat ūdens un smiltis! Halogēni enerģiski reaģē ar lielāko daļu metālu, nemetālu un sarežģītu vielu.

4. Halogēnu ražošana un izmantošana .

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

Visas halogēnu ražošanas metodes ir balstītas uz halogenīdu anjonu oksidācijas reakcijām ar dažādiem oksidētājiem: 2Gal -1 -2e - = Gal

Rūpniecībā halogēnus iegūst ar halogenīdu kausējumu (F 2 un Cl 2) vai ūdens šķīdumu (Cl 2) elektrolīzi; mazāk aktīvo halogēnu aizstāšana ar aktīvākiem no atbilstošajiem halogenīdiem (I 2 - broms; I 2 vai Br 2 - hlors)

Halogēnus laboratorijā iegūst, oksidējot ūdeņraža halogenīdus (HCl, HBr) šķīdumos ar spēcīgiem oksidētājiem (KMnO 4, K 2 Cr 2 O 7, PbO 2, MnO 2, KClO 3); halogenīdu (NaBr, KI) oksidēšana ar norādītajiem oksidētājiem skābā vidē (H 2 SO 4).

Bināri halogēna savienojumi

1. Ūdeņraža savienojumi (ūdeņraža halogenīdi) . Ķīmisko saišu būtība molekulās. Molekulu polaritāte. Fizikālās īpašības, agregācijas stāvoklis, šķīdība ūdenī. Kušanas un viršanas temperatūras izmaiņu raksturs HF – HI sērijā. Fluorūdeņraža molekulu asociācija. Ūdeņraža halogenīdu termiskā stabilitāte. Reaktivitāte. Skābes īpašības, fluorūdeņražskābes īpašības. Atjaunojošas īpašības. Vispārīgie ūdeņraža halogenīdu ražošanas principi: sintēze no vienkāršām vielām un no halogenīdiem. Ūdeņraža hlorīds un sālsskābe. Fizikālās un ķīmiskās īpašības. Iegūšanas metodes. Sālsskābes lietošana. Sālsskābes un hlorīdu nozīme dzīvības procesos. Halogenīdi.

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

2 . Halogēnu savienojumi ar skābekli.

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

3. Savienojumi ar citiem nemetāliem.

1. Ar. 375-381; 2. Ar. 342-345; 4. Ar. 292-296; 7. 350.-355.lpp.

4 . Savienojumi ar metāliem .

2. Ar. 342; 4. Ar. 292-296; 7. 350.-355.lpp.

Daudzelementu halogēna savienojumi

1. Skābekli saturošas hlora skābes un to sāļi. Hipohlorskābes, hlora, perhlorskābes un perhlorskābes. Skābju īpašību, stabilitātes un oksidēšanas īpašību izmaiņas sērijā HClO – HClO 4 . Šo skābju iegūšanas principi. Hipohlorīti, hlorīti, hlorāti un perhlorāti. Termiskā stabilitāte un oksidatīvās īpašības. Vispārīgie sāļu iegūšanas principi. Sāļu lietošana. Balināšanas pulveris. Berthollet sāls. Amonija perhlorāts.

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

2 . Skābekli saturošas broma un joda skābes un to sāļi .

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

3 . Halogēnu un to svarīgāko savienojumu pielietojums

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

4 . Halogēna savienojumu bioloģiskā loma

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

Attiecībassvarīgākie hlora savienojumi:

Halogēnu apakšgrupa sastāv no fluora, hlora, broma un joda elementiem.

Halogēnu ārējā valences slāņa elektroniskās konfigurācijas ir attiecīgi fluora, hlora, broma un joda). Šādas elektroniskās konfigurācijas nosaka halogēnu tipiskās oksidējošās īpašības - visiem halogēniem piemīt spēja iegūt elektronus, lai gan, pārejot uz jodu, halogēnu oksidēšanas spēja tiek vājināta.

Parastos apstākļos halogēni pastāv vienkāršu vielu veidā, kas sastāv no diatomiskām molekulām ar kovalentām saitēm. Halogēnu fizikālās īpašības būtiski atšķiras: piemēram, normālos apstākļos fluors ir grūti sašķidrināma gāze, hlors arī ir gāze, bet viegli sašķidrinās, broms ir šķidrums, jods ir cieta viela.

Halogēnu ķīmiskās īpašības.

Atšķirībā no visiem citiem halogēniem, fluoram visos tā savienojumos ir tikai viens oksidācijas stāvoklis, 1-, un tam nav mainīgas valences. Arī citiem halogēniem raksturīgākais oksidācijas stāvoklis ir 1-, tomēr, tā kā ārējā līmenī ir brīvas orbitāles, tiem var būt arī citi nepāra oksidācijas stāvokļi no līdz daļējas vai pilnīgas valences elektronu savienošanās dēļ.

Fluoram ir vislielākā aktivitāte. Lielākā daļa metālu, pat istabas temperatūrā, aizdegas tās atmosfērā, izdalot lielu daudzumu siltuma, piemēram:

Bez sildīšanas fluors reaģē arī ar daudziem nemetāliem (ūdeņradi - skatīt iepriekš), vienlaikus izdalot lielu daudzumu siltuma:

Sildot, fluors oksidē visus pārējos halogēnus saskaņā ar šādu shēmu:

kur , un savienojumos hlora, broma un joda oksidācijas pakāpes ir vienādas.

Visbeidzot, apstarojot, fluors reaģē pat ar inertām gāzēm:

Ļoti enerģiski notiek arī fluora mijiedarbība ar sarežģītām vielām. Tātad, tas oksidē ūdeni, un reakcija ir sprādzienbīstama:

Arī brīvais hlors ir ļoti reaģējošs, lai gan tā aktivitāte ir mazāka nekā fluoram. Tas tieši reaģē ar visām vienkāršajām vielām, izņemot skābekli, slāpekli un cēlgāzes, piemēram:

Šīm reakcijām, tāpat kā visām citām, to rašanās apstākļi ir ļoti svarīgi. Tādējādi istabas temperatūrā hlors nereaģē ar ūdeņradi; karsējot, šī reakcija notiek, bet izrādās ļoti atgriezeniska, un ar spēcīgu apstarošanu tā notiek neatgriezeniski (ar sprādzienu) caur ķēdes mehānismu.

Hlors reaģē ar daudzām sarežģītām vielām, piemēram, aizvietojot un pievienojot ogļūdeņražus:

Hlors spēj karsējot, izspiest bromu vai jodu no to savienojumiem ar ūdeņradi vai metāliem:

un arī atgriezeniski reaģē ar ūdeni:

Hlors, izšķīdinot ūdenī un daļēji reaģējot ar to, kā parādīts iepriekš, veido līdzsvara vielu maisījumu, ko sauc par hlora ūdeni.

Ņemiet vērā arī to, ka hlora, kas atrodas pēdējā vienādojuma kreisajā pusē, oksidācijas pakāpe ir 0. Reakcijas rezultātā dažiem hlora atomiem oksidācijas pakāpe kļuva 1- (in), citiem (hipohlorskābē). Šī reakcija ir pašoksidācijas-pašreducēšanās reakcijas vai disproporcijas piemērs.

Atgādināsim, ka hlors var reaģēt (nesamērīgi) ar sārmiem tādā pašā veidā (skat. 8. § sadaļu “Bāzes”).

Broma ķīmiskā aktivitāte ir mazāka nekā fluoram un hloram, taču tā joprojām ir diezgan augsta, jo bromu parasti izmanto šķidrā stāvoklī un tāpēc tā sākotnējās koncentrācijas, ja citas lietas ir vienādas, ir lielākas nekā hlora koncentrācijas. Tā kā broms ir “mīkstāks” reaģents, to plaši izmanto organiskajā ķīmijā.

Ņemiet vērā, ka broms, tāpat kā hlors, izšķīst ūdenī un, daļēji reaģējot ar to, veido tā saukto “broma ūdeni”, savukārt jods ūdenī praktiski nešķīst un nespēj to oksidēt pat karsējot; šī iemesla dēļ nav "joda ūdens".

Halogēnu ražošana.

Visizplatītākā tehnoloģiskā metode fluora un hlora iegūšanai ir izkausētu sāļu elektrolīze (sk. § 7). Broms un jods rūpniecībā parasti tiek iegūti ķīmiski.

Laboratorijā hloru iegūst, iedarbojoties uz sālsskābi dažādiem oksidētājiem, piemēram:

Ar kālija permanganātu oksidēšana tiek veikta vēl efektīvāk - skatiet 8. § sadaļu “Skābes”.

Ūdeņraža halogenīdi un halogenūdeņražskābes.

Visi ūdeņraža halogenīdi normālos apstākļos ir gāzveida. To molekulās izveidotā ķīmiskā saite ir polāra kovalenta, un virknē saites polaritāte samazinās. Saites stiprums arī šajā sērijā samazinās. Pateicoties to polaritātei, visi ūdeņraža halogenīdi, atšķirībā no halogēniem, labi šķīst ūdenī. Tātad istabas temperatūrā 1 tilpumā ūdens var izšķīdināt apmēram 400 tilpumus un apmēram 400 tilpumus

Kad ūdeņraža halogenīdi tiek izšķīdināti ūdenī, tie sadalās jonos un veidojas atbilstošo hidrohalogenīdu skābju šķīdumi. Turklāt, izšķīdinot, HCl gandrīz pilnībā sadalās, tāpēc iegūtās skābes tiek uzskatītas par stiprām. Turpretim fluorūdeņražskābe ir vāja. Tas izskaidrojams ar HF molekulu saistību, jo starp tām rodas ūdeņraža saites. Tādējādi skābju stiprums samazinās no HI līdz HF.

Tā kā halogenūdeņražskābju negatīvajiem joniem var būt tikai reducējošas īpašības, šīm skābēm mijiedarbojoties ar metāliem, pēdējo oksidēšanās var notikt tikai jonu ietekmē, tāpēc skābes reaģē tikai ar metāliem, kas atrodas sprieguma rindā pa kreisi no ūdeņraža.

Visi metālu halogenīdi, izņemot Ag un Pb sāļus, labi šķīst ūdenī. Sudraba halogenīdu zemā šķīdība ļauj izmantot apmaiņas reakciju, piemēram

kā kvalitatīvu atbilstošo jonu noteikšanai. Reakcijas rezultātā AgCl izgulsnējas baltas nogulsnes, AgBr - dzeltenbaltas, Agl - spilgti dzeltenas.

Atšķirībā no citām halogenūdeņražskābēm, fluorūdeņražskābe reaģē ar silīcija (IV) oksīdu:

Tā kā silīcija oksīds ir stikla sastāvdaļa, fluorūdeņražskābe korozē stiklu, tāpēc laboratorijās to uzglabā polietilēna vai teflona traukos.

Visi halogēni, izņemot fluoru, var veidot savienojumus, kuros tiem ir pozitīvs oksidācijas stāvoklis. Vissvarīgākie no šiem savienojumiem ir skābekli saturošas halogēna tipa skābes un to atbilstošie sāļi un anhidrīdi.

Halogēni– VII grupas elementi – fluors, hlors, broms, jods, astatīns (astatīns radioaktivitātes dēļ ir maz pētīts). Halogēni ir atšķirīgi nemetāli. Tikai jodam retos gadījumos piemīt dažas metāliem līdzīgas īpašības.

Neierosinātā stāvoklī halogēna atomiem ir kopīga elektroniskā konfigurācija: ns2np5. Tas nozīmē, ka halogēniem ir 7 valences elektroni, izņemot fluoru.

Halogēnu fizikālās īpašības: F2 – bezkrāsaina, grūti sašķidrināma gāze; Cl2 ir dzeltenzaļa, viegli sašķidrināta gāze ar asu smacējošu smaku; Br2 – sarkanbrūns šķidrums; I2 ir violeta kristāliska viela.

Ūdeņraža halogenīdu ūdens šķīdumi veido skābes. HF – ūdeņraža fluorīds (fluorīds); HCl – sālsskābe (sāls); НBr — ūdeņraža bromīds; HI – ūdeņraža jodīds. Skābju stiprums samazinās no augšas uz leju. Fluorūdeņražskābe ir vājākā halogenēto skābju sērijā, un jodūdeņražskābe ir spēcīgākā. Tas izskaidrojams ar to, ka Hg saistīšanās enerģija samazinās no augšas. NG molekulas stiprums samazinās tajā pašā virzienā, kas ir saistīts ar starpkodolu attāluma palielināšanos. Arī vāji šķīstošo sāļu šķīdība ūdenī samazinās:

No kreisās puses uz labo halogenīdu šķīdība samazinās. AgF labi šķīst ūdenī. Visi halogēni brīvā stāvoklī ir oksidētāji. To kā oksidētāju stiprums samazinās no fluora līdz jodam. Kristāliskā, šķidrā un gāzveida stāvoklī visi halogēni pastāv atsevišķu molekulu veidā. Atomu rādiusi palielinās tajā pašā virzienā, kā rezultātā palielinās kušanas un viršanas temperatūra. Fluors sadalās atomos labāk nekā jods. Elektrodu potenciāli samazinās, virzoties lejup pa halogēna apakšgrupu. Fluoram ir visaugstākais elektrodu potenciāls. Fluors ir spēcīgākais oksidētājs. Jebkurš augstāks brīvais halogēns izspiedīs zemāko, kas šķīdumā atrodas negatīvā atsevišķi lādētā jona stāvoklī.

20. Hlors. Ūdeņraža hlorīds un sālsskābe

Hlors (Cl) - stāv 3.periodā, periodiskās sistēmas galvenās apakšgrupas VII grupā, kārtas numurs 17, atommasa 35,453; attiecas uz halogēniem.

Fizikālās īpašības: dzeltenzaļa gāze ar asu smaku. Blīvums 3,214 g/l; kušanas temperatūra -101 °C; viršanas temperatūra -33,97 °C, Parastā temperatūrā tas viegli sašķidrinās zem spiediena 0,6 MPa. Izšķīdinot ūdenī, veidojas dzeltenīgs hlora ūdens. Tas labi šķīst organiskajos šķīdinātājos, īpaši heksānā (C6H14) un tetrahlorogleklī.

Hlora ķīmiskās īpašības: elektroniskā konfigurācija: 1s22s22p63s22p5. Ārējā līmenī ir 7 elektroni. Lai pabeigtu līmeni, jums ir nepieciešams 1 elektrons, ko hlors pieņem, uzrāda oksidācijas pakāpi -1. Ir arī pozitīvi hlora oksidācijas stāvokļi līdz + 7. Ir zināmi šādi hlora oksīdi: Cl2O, ClO2, Cl2O6 un Cl2O7. Viņi visi ir nestabili. Hlors ir spēcīgs oksidētājs. Tas tieši reaģē ar metāliem un nemetāliem:

Reaģē ar ūdeņradi. Normālos apstākļos reakcija notiek lēni, ar spēcīgu sildīšanu vai apgaismojumu - ar sprādzienu, saskaņā ar ķēdes mehānismu:

Hlors mijiedarbojas ar sārmu šķīdumiem, veidojot sāļus - hipohlorītus un hlorīdus:

Kad hloru ievada sārma šķīdumā, veidojas hlorīda un hipohlorīta šķīdumu maisījums:

Hlors ir reducētājs: Cl2 + 3F2 = 2ClF3.

Mijiedarbība ar ūdeni:

Hlors tieši nereaģē ar oglekli, slāpekli un skābekli.

Kvīts: 2NaCl + F2 = 2NaF + Cl2.

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

Meklēšana dabā: satur šādas minerālvielas: halīts (akmens sāls), silvīts, bišofīts; jūras ūdens satur nātrija, kālija, magnija un citu elementu hlorīdus.

Hlorūdeņraža HCl. Fizikālās īpašības: bezkrāsaina gāze, smagāka par gaisu, labi šķīst ūdenī, veidojot sālsskābi.

Kvīts: laboratorijā:

Rūpniecībā: ūdeņradis sadedzina hlora plūsmā. Pēc tam hlorūdeņradi izšķīdina ūdenī, veidojot sālsskābi (skatīt iepriekš).

Ķīmiskās īpašības: sālsskābe ir stipra, vienbāziska, mijiedarbojas ar metāliem sprieguma virknē līdz ūdeņradim: Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2.

Kā reducētājs reaģē ar daudzu metālu oksīdiem un hidroksīdiem.