Chimia Elementelor

Nemetale din subgrupa VIIA

Elementele subgrupului VIIA sunt nemetale tipice cu un nivel ridicat

electronegativitate, au un nume de grup - „halogeni”.

Principalele probleme abordate în prelegere

Caracteristicile generale ale nemetalelor din subgrupa VIIA. Structura electronică, cele mai importante caracteristici ale atomilor. Cel mai caracteristic ste-

penalități de oxidare. Caracteristici ale chimiei halogenilor.

Substanțe simple.

Compuși naturali.

Compuși halogeni

Acizi hidrohalici și sărurile lor. Sare și acid fluorhidric

sloturi, chitanță și cerere.

Complexe de halogenuri.

Compuși binari de oxigen ai halogenilor. Instabilitate cca.

Proprietățile redox ale substanțelor simple și co-

unități. Reacții de disproporționare. Diagrame latimer.

Executor testamentar:

Evenimentul nr.

Chimia elementelor subgrupei VIIA

caracteristici generale

							Mangan
							Tehnețiu

Grupa VIIA este formată din elemente p: fluor F, clor

Cl, brom Br, iod I și astatin At.

Formula generală pentru electronii de valență este ns 2 np 5.

Toate elementele grupei VIIA sunt nemetale tipice.

							După cum se vede din distribuție
							electroni de valență
conform orbitalilor atomilor						lipsește doar un electron

pentru a forma o înveliș stabilă de opt electroni

cutii, de aceea au există o tendinţă puternică spre

adăugarea unui electron.

Toate elementele formează cu ușurință o singură încărcare simplă

anioni G – .

Sub formă de anioni simpli, elementele grupei VIIA se găsesc în apa naturală și în cristale de săruri naturale, de exemplu, halit NaCl, silvit KCl, fluorit

CaF2.

Denumirea generală a grupului de elemente VIIA-

grupul „halogeni”, adică „darea nașterii sărurilor”, se datorează faptului că majoritatea compușilor lor cu metale sunt pre-

este o sare tipică (CaF2, NaCl, MgBr2, KI), care

care poate fi obținută prin interacțiune directă

interacțiunea metalului cu halogenul. Halogenii liberi sunt obținuți din săruri naturale, așa că numele „halogeni” este tradus și ca „născut din săruri”.

Executor testamentar:

Evenimentul nr.

Starea minimă de oxidare (–1) este cea mai stabilă

pentru toți halogenii.

Unele caracteristici ale atomilor elementelor din grupa VIIA sunt date în

Cele mai importante caracteristici ale atomilor elementelor grupei VIIA

		Relativ-		Afinitate
		electric
		negativ	ionizare,
		ness (conform
		Sondaj)
						creșterea numărului
						straturi electronice;
						creșterea dimensiunii
						reducerea energiei electrice
						triplă negativitate

Halogenii au o afinitate electronică mare (maxim la

Cl) și energie de ionizare foarte mare (maxim la F) și maxim

electronegativitatea posibilă în fiecare perioadă. Fluorul este cel mai mult

electronegativ al tuturor elementelor chimice.

Prezența unui electron nepereche în atomii de halogen determină

reprezintă unirea atomilor din substanţe simple în molecule biatomice Г2.

Pentru substanțele simple, halogenii, cei mai caracteristici agenți oxidanți sunt

proprietăți, care sunt cele mai puternice în F2 și slăbesc atunci când treceți la I2.

Halogenii se caracterizează prin cea mai mare reactivitate dintre toate elementele nemetalice. Fluorul, chiar și printre halogeni, iese în evidență

are activitate extrem de mare.

Elementul din a doua perioadă, fluorul, diferă cel mai puternic de celălalt

alte elemente ale subgrupului. Acesta este un model general pentru toate nemetalele.

Executor testamentar:

Evenimentul nr.

Fluorul, ca element cel mai electronegativ, nu arata sex

stari de oxidare rezidente. În orice legătură, inclusiv cu ki-

oxigen, fluorul este în stare de oxidare (-1).

Toți ceilalți halogeni prezintă grade de oxidare pozitive

leniya până la maximum +7.

Cele mai caracteristice stări de oxidare ale halogenilor:

F: -1, 0;

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

Cl are oxizi cunoscuți în care se găsește în stări de oxidare: +4 și +6.

Cei mai importanți compuși halogeni, în stări pozitive,

Penalizările oxidării sunt acizii care conțin oxigen și sărurile acestora.

Toți compușii halogeni în stări pozitive de oxidare sunt

sunt agenți oxidanți puternici.

grad teribil de oxidare. Disproporționarea este promovată de un mediu alcalin.

Aplicarea practică a substanțelor simple și a compușilor oxigenului

Reducerea halogenilor se datorează în principal efectului lor oxidant.

Cele mai simple substanțe, Cl2, își găsesc cea mai largă aplicație practică.

și F2. Cea mai mare cantitate de clor și fluor este consumată în industrie

sinteza organica: in productia de materiale plastice, agenti frigorifici, solventi,

pesticide, medicamente. Cantități semnificative de clor și iod sunt folosite pentru obținerea metalelor și pentru rafinarea lor. Se folosește și clorul

pentru albirea celulozei, pentru dezinfectarea apei potabile și în producție

apă de înălbitor și acid clorhidric. Sărurile oxoacizilor sunt utilizate în producția de explozivi.

Executor testamentar:

Evenimentul nr.

Acizii — acizi clorhidric și acizi topiți — sunt folosiți pe scară largă în practică.

Fluorul și clorul sunt printre cele mai comune douăzeci de elemente

acolo, există mult mai puțin brom și iod în natură. Toți halogenii apar în natură în starea lor de oxidare(-1). Numai iodul se găsește sub formă de sare KIO3,

care este inclus ca impuritate în salpetru chilian (KNO3).

Astatina este un element radioactiv produs artificial (nu există în natură). Instabilitatea lui At se reflectă în nume, care vine din greacă. „astatos” - „instabil”. Astatina este un emițător convenabil pentru radioterapia tumorilor canceroase.

Substanțe simple

Substanțele simple ale halogenilor sunt formate din molecule diatomice G2.

În substanțele simple, în timpul trecerii de la F2 la I2 cu creșterea numărului de electroni

straturile tronului și o creștere a polarizabilității atomilor, există o creștere

interacțiunea intermoleculară, conducând la o modificare a co-agregatelor

stând în condiții standard.

Fluorul (în condiții normale) este un gaz galben, la –181o C se transformă în

stare lichida.

Clorul este un gaz galben-verzui care se transformă în lichid la –34o C. Cu culoarea ha-

Numele Cl este asociat cu acesta, provine din grecescul „chloros” - „galben-

verde". O creștere bruscă a punctului de fierbere al Cl2 în comparație cu F2,

indică o interacțiune intermoleculară crescută.

Bromul este un lichid roșu închis, foarte volatil, fierbe la 58,8o C.

numele elementului este asociat cu mirosul neplăcut ascuțit de gaz și este derivat din

„bromos” – „miroase”.

Iod – cristale violet închis, cu un „metalic” slab

bulgări, care la încălzire se sublimă ușor, formând vapori violet;

cu răcire rapidă

vapori până la 114°C

se formează lichid. Temperatura

Executor testamentar:

Evenimentul nr.

Punctul de fierbere al iodului este de 183 ° C. Numele său provine de la culoarea vaporilor de iod -

„iodos” - „violet”.

Toate substanțele simple au un miros înțepător și sunt otrăvitoare.

Inhalarea vaporilor lor provoacă iritarea membranelor mucoase și a organelor respiratorii, iar la concentrații mari - sufocare. În timpul Primului Război Mondial, clorul a fost folosit ca agent otrăvitor.

Fluorul gazos și bromul lichid provoacă arsuri ale pielii. Lucrul cu ha-

logens, trebuie luate măsuri de precauție.

Deoarece substanțele simple de halogeni sunt formate din molecule nepolare

se răcește, se dizolvă bine în solvenți organici nepolari:

alcool, benzen, tetraclorură de carbon etc. Clorul, bromul și iodul sunt puțin solubile în apă, soluțiile lor apoase se numesc clor, brom și apă iodată. Br2 se dizolvă mai bine decât altele, concentrația de brom în sat.

Soluția ajunge la 0,2 mol/l, iar clorul – 0,1 mol/l.

Fluorul descompune apa:

2F2 + 2H2O = O2 + 4HF

Halogenii prezintă activitate oxidativă ridicată și tranziție

în anioni halogenuri.

Г2 + 2e–  2Г–

Fluorul are activitate oxidativă deosebit de mare. Fluorul oxidează metalele nobile (Au, Pt).

Pt + 3F2 = PtF6

Interacționează chiar și cu unele gaze inerte (cripton,

xenon și radon), de exemplu,

Xe + 2F2 = XeF4

Mulți compuși foarte stabili ard într-o atmosferă F2, de ex.

apă, cuarț (SiO2).

SiO2 + 2F2 = SiF4 + O2

Executor testamentar:

Evenimentul nr.

În reacțiile cu fluor, chiar și agenți oxidanți puternici precum azotul și sulful

acidul nic, acționează ca agenți reducători, în timp ce fluorul oxidează intrarea

conţinând O(–2) în compoziţia lor.

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

Reactivitatea ridicată a F2 creează dificultăți în alegerea con-

materiale structurale pentru lucrul cu acesta. De obicei, în aceste scopuri folosim

Există nichel și cupru, care, atunci când sunt oxidate, formează pelicule protectoare dense de fluoruri pe suprafața lor. Numele F se datorează acțiunii sale agresive.

Mănânc, vine din greacă. „fluoros” – „distructiv”.

În seria F2, Cl2, Br2, I2, capacitatea de oxidare slăbește din cauza creșterii

creșterea dimensiunii atomilor și scăderea electronegativității.

În soluții apoase, proprietățile oxidative și reductive ale materiei

Substanțele sunt de obicei caracterizate folosind potențialele electrozilor. Tabelul prezintă potențialele standard ale electrodului (Eo, V) pentru semireacțiile de reducere

formarea de halogeni. Pentru comparație, valoarea Eo pentru ki-

carbonul este cel mai comun agent oxidant.

Potențialele standard ale electrodului pentru substanțe simple cu halogen

Eo, B, pentru reacție

O2 + 4e– + 4H+  2H2 O

Eo, V

pentru electrod

2Г– +2е – = Г2

Activitate oxidativă redusă

După cum se vede din tabel, F2 este un agent oxidant mult mai puternic,

decât O2, prin urmare F2 nu există în soluții apoase , oxidează apa,

revenind la F–. Judecând după valoarea E®, capacitatea de oxidare a Cl2

Executor testamentar:

Evenimentul nr.

de asemenea mai mare decât cea a O2. Într-adevăr, în timpul depozitării pe termen lung a apei cu clor, aceasta se descompune odată cu eliberarea de oxigen și formarea de HCl. Dar reacția este lentă (molecula Cl2 este vizibil mai puternică decât molecula F2 și

energia de activare pentru reacțiile cu clorul este mai mare), dispro-

portionare:

Cl2 + H2 O  HCl + HOCl

În apă nu ajunge la capăt (K = 3,9 . 10–4), prin urmare Cl2 există în soluții apoase. Br2 și I2 se caracterizează printr-o stabilitate și mai mare în apă.

Disproporționarea este un oxidant foarte caracteristic

reacție de reducere pentru halogeni. Disproporționarea amplificării

se toarnă într-un mediu alcalin.

Disproporționarea Cl2 în alcali duce la formarea de anioni

Cl– și ClO–. Constanta de disproporționare este 7,5. 1015.

Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H2O

Când iodul este disproporționat în alcalii, se formează I– și IO3–. Ana-

În mod logic, Br2 disproporționează iodul. Schimbarea produsului este disproporționată

națiune se datorează faptului că anionii GO– și GO2– din Br și I sunt instabili.

Reacția de disproporționare a clorului este utilizată în industrie

capacitatea de a obține un oxidant de hipoclorit puternic și cu acțiune rapidă,

var de albire, sare bertholet.

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

Executor testamentar:

Evenimentul nr.

Interacțiunea halogenilor cu metalele

Halogenii reacţionează puternic cu multe metale, de exemplu:

Mg + Cl2 = MgCl2 Ti + 2I2  TiI4

Halogenuri de Na +, în care metalul are o stare de oxidare scăzută (+1, +2),

- Acestea sunt compuși asemănătoare sărurilor cu legături predominant ionice. Cum să

Iată, halogenurile ionice sunt solide cu un punct de topire ridicat

Halogenuri metalice în care metalul are un grad ridicat de oxidare

ţiunile sunt compuşi cu legături predominant covalente.

Multe dintre ele sunt gaze, lichide sau solide fuzibile în condiții normale. De exemplu, WF6 este un gaz, MoF6 este un lichid,

TiCl4 este lichid.

Interacțiunea halogenilor cu nemetale

Halogenii interacționează direct cu multe nemetale:

hidrogen, fosfor, sulf etc. De exemplu:

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

Legătura în halogenurile nemetalice este predominant covalentă.

De obicei, acești compuși au puncte de topire și de fierbere scăzute.

La trecerea de la fluor la iod, natura covalentă a halogenurilor crește.

Halogenurile covalente ale nemetalelor tipice sunt compuși acizi; atunci când interacționează cu apa, se hidrolizează pentru a forma acizi. De exemplu:

PBr3 + 3H20 = 3HBr + H3PO3

PI3 + 3H2O = 3HI + H3PO3

PCl5 + 4H20 = 5HCI + H3PO4

Executor testamentar:

Evenimentul nr.

Primele două reacții sunt folosite pentru a produce brom și iodură de hidrogen.

acid noic.

Interhalogenuri. Halogenii, combinându-se între ei, formează inter-

Oportunitati. În acești compuși, halogenul mai ușor și mai electronegativ este în starea de oxidare (–1), iar cel mai greu este în stare pozitivă.

penalități de oxidare.

Datorită interacțiunii directe a halogenilor la încălzire se obțin următoarele: ClF, BrF, BrCl, ICl. Există, de asemenea, interhalogenuri mai complexe:

CIF3, BrF3, BrF5, IF5, IF7, ICl3.

Toate interhalogenurile în condiții normale sunt substanțe lichide cu puncte de fierbere scăzute. Interhalogenurile au o activitate oxidativă ridicată

activitate. De exemplu, substanțe stabile din punct de vedere chimic precum SiO2, Al2O3, MgO etc. ard în vapori de ClF3.

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

Fluorura ClF 3 este un reactiv de fluorurare agresiv care acționează rapid

curte F2. Este utilizat în sinteze organice și pentru obținerea de pelicule de protecție pe suprafața echipamentelor cu nichel pentru lucrul cu fluor.

În apă, interhalogenurile se hidrolizează pentru a forma acizi. De exemplu,

CIF5 + 3H20 = HCI03 + 5HF

Halogeni în natură. Obținerea de substanțe simple

În industrie, halogenii sunt obținuți din compușii lor naturali. Toate

procesele de obţinere a halogenilor liberi se bazează pe oxidarea halogenului

Ioni Nid.

2Г –  Г2 + 2e–

O cantitate semnificativă de halogeni se găsește în apele naturale sub formă de anioni: Cl–, F–, Br–, I–. Apa de mare poate conține până la 2,5% NaCl.

Bromul și iodul se obțin din apa puțului de petrol și apa de mare.

Executor testamentar:

Evenimentul nr.

Atomul de hidrogen are formula electronică a nivelului 1 al electronului exterior (și singurul). s 1 . Pe de o parte, în ceea ce privește prezența unui electron la nivelul electronic exterior, atomul de hidrogen este similar cu atomii de metale alcaline. Cu toate acestea, la fel ca halogenii, are nevoie doar de un electron pentru a umple nivelul electronic exterior, deoarece primul nivel electronic nu poate conține mai mult de 2 electroni. Se pare că hidrogenul poate fi plasat simultan atât în ​​primul, cât și în penultimul (al șaptelea) grup al tabelului periodic, ceea ce se face uneori în diferite versiuni ale tabelului periodic:

Din punct de vedere al proprietăților hidrogenului ca substanță simplă, acesta are încă mai multe în comun cu halogenii. Hidrogenul, ca și halogenii, este un nemetal și formează molecule diatomice (H 2) ca acestea.

În condiții normale, hidrogenul este o substanță gazoasă, slab activă. Activitatea scăzută a hidrogenului se explică prin rezistența ridicată a legăturilor dintre atomii de hidrogen din moleculă, a căror rupere necesită fie încălzire puternică, fie utilizarea catalizatorilor, fie ambele.

Interacțiunea hidrogenului cu substanțe simple

cu metale

Dintre metale, hidrogenul reacţionează numai cu metale alcaline şi alcalino-pământoase! Metalele alcaline includ metale din subgrupul principal al grupului I (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr), iar metalele alcalino-pământoase includ metale din subgrupul principal al grupului II, cu excepția beriliului și magneziului (Ca, Sr, Ba, Ra)

Când interacționează cu metalele active, hidrogenul prezintă proprietăți oxidante, de exemplu. scade starea sa de oxidare. În acest caz, se formează hidruri de metale alcaline și alcalino-pământoase, care au o structură ionică. Reacția are loc atunci când este încălzită:

Trebuie remarcat faptul că interacțiunea cu metalele active este singurul caz în care hidrogenul molecular H2 este un agent oxidant.

cu nemetale

Dintre nemetale, hidrogenul reactioneaza doar cu carbonul, azotul, oxigenul, sulful, seleniul si halogenii!

Carbonul ar trebui înțeles ca grafit sau carbon amorf, deoarece diamantul este o modificare alotropică extrem de inertă a carbonului.

Atunci când interacționează cu nemetale, hidrogenul poate îndeplini doar funcția de agent reducător, adică doar crește starea de oxidare:

Interacțiunea hidrogenului cu substanțe complexe

cu oxizi metalici

Hidrogenul nu reacționează cu oxizii metalici care sunt în seria de activitate a metalelor până la aluminiu (inclusiv), cu toate acestea, este capabil să reducă mulți oxizi metalici la dreapta aluminiului atunci când este încălzit:

cu oxizi nemetalici

Dintre oxizii nemetalici, hidrogenul reacționează atunci când este încălzit cu oxizii de azot, halogeni și carbon. Dintre toate interacțiunile hidrogenului cu oxizii nemetalici, remarcabilă este reacția sa cu monoxidul de carbon CO.

Amestecul de CO și H2 are chiar și propriul nume - „gaz de sinteză”, deoarece, în funcție de condiții, se pot obține produse industriale atât de populare precum metanol, formaldehidă și chiar hidrocarburi sintetice:

cu acizi

Hidrogenul nu reacționează cu acizii anorganici!

Dintre acizii organici, hidrogenul reacționează numai cu acizii nesaturați, precum și cu acizii care conțin grupări funcționale capabile să se reducă cu hidrogen, în special grupări aldehide, ceto sau nitro.

cu săruri

În cazul soluțiilor apoase de săruri, interacțiunea acestora cu hidrogenul nu are loc. Cu toate acestea, atunci când hidrogenul este trecut peste săruri solide ale unor metale cu activitate medie și scăzută, este posibilă reducerea parțială sau completă a acestora, de exemplu:

Proprietățile chimice ale halogenilor

Halogenii sunt elementele chimice din grupa VIIA (F, Cl, Br, I, At), precum și substanțele simple pe care le formează. Aici și mai departe în text, dacă nu se specifică altfel, halogenii vor fi înțeleși ca substanțe simple.

Toți halogenii au o structură moleculară, care determină punctele scăzute de topire și fierbere ale acestor substanțe. Moleculele de halogen sunt diatomice, adică. formula lor poate fi scrisă în formă generală ca Hal 2.

Trebuie remarcat o astfel de proprietate fizică specifică a iodului, precum capacitatea sa de a sublimare sau, cu alte cuvinte, sublimare. Sublimare, este un fenomen în care o substanță în stare solidă nu se topește la încălzire, ci, ocolind faza lichidă, trece imediat în stare gazoasă.

Structura electronică a nivelului energetic extern al unui atom al oricărui halogen are forma ns 2 np 5, unde n este numărul perioadei tabelului periodic în care se află halogenul. După cum puteți vedea, atomii de halogen au nevoie doar de un electron pentru a ajunge la învelișul exterior de opt electroni. De aici este logic să presupunem proprietățile predominant oxidante ale halogenilor liberi, ceea ce este confirmat în practică. După cum se știe, electronegativitatea nemetalelor scade atunci când se deplasează în jos într-un subgrup și, prin urmare, activitatea halogenilor scade în serie:

F 2 > Cl 2 > Br 2 > I 2

Interacțiunea halogenilor cu substanțe simple

Toți halogenii sunt substanțe foarte reactive și reacționează cu majoritatea substanțelor simple. Totuși, trebuie menționat că fluorul, datorită reactivității sale extrem de ridicate, poate reacționa chiar și cu acele substanțe simple cu care alți halogeni nu pot reacționa. Astfel de substanțe simple includ oxigenul, carbonul (diamantul), azotul, platina, aurul și unele gaze nobile (xenon și cripton). Acestea. de fapt, fluorul nu reacționează numai cu unele gaze nobile.

Halogenii rămași, de ex. clorul, bromul și iodul sunt și ele substanțe active, dar mai puțin active decât fluorul. Ele reacționează cu aproape toate substanțele simple, cu excepția oxigenului, azotului, carbonului sub formă de diamant, platină, aur și gaze nobile.

Interacțiunea halogenilor cu nemetale

hidrogen

Când toți halogenii interacționează cu hidrogenul, se formează halogenuri de hidrogen cu formula generală HHal. În acest caz, reacția fluorului cu hidrogenul începe spontan chiar și în întuneric și continuă cu o explozie în conformitate cu ecuația:

Reacția clorului cu hidrogenul poate fi inițiată prin iradiere intensă cu ultraviolete sau căldură. De asemenea, procedează cu explozie:

Bromul și iodul reacționează cu hidrogenul numai atunci când sunt încălzite și, în același timp, reacția cu iodul este reversibilă:

fosfor

Interacțiunea fluorului cu fosforul duce la oxidarea fosforului la cea mai mare stare de oxidare (+5). În acest caz, se formează pentafluorura de fosfor:

Când clorul și bromul interacționează cu fosforul, este posibil să se obțină halogenuri de fosfor atât în ​​starea de oxidare + 3, cât și în starea de oxidare +5, care depinde de proporțiile substanțelor care reacţionează:

Mai mult, în cazul fosforului alb într-o atmosferă de fluor, clor sau brom lichid, reacția începe spontan.

Interacțiunea fosforului cu iodul poate duce la formarea doar a triodurii de fosfor datorită capacității sale de oxidare semnificativ mai scăzute decât a altor halogeni:

gri

Fluorul oxidează sulful la cea mai mare stare de oxidare +6, formând hexafluorura de sulf:

Clorul și bromul reacționează cu sulful, formând compuși care conțin sulf în stările de oxidare +1 și +2, care sunt extrem de neobișnuite pentru acesta. Aceste interacțiuni sunt foarte specifice și pentru a promova examenul de stat unificat la chimie, nu este necesară abilitatea de a scrie ecuații pentru aceste interacțiuni. Prin urmare, următoarele trei ecuații sunt date mai degrabă pentru referință:

Interacțiunea halogenilor cu metalele

După cum sa menționat mai sus, fluorul este capabil să reacționeze cu toate metalele, chiar și cu cele inactive precum platina și aurul:

Halogenii rămași reacționează cu toate metalele, cu excepția platinei și aurului:

Reacții ale halogenilor cu substanțe complexe

Reacții de substituție cu halogeni

Halogeni mai activi, de ex. ale căror elemente chimice sunt situate mai sus în tabelul periodic sunt capabile să înlocuiască halogenii mai puțin activi din acizii halogenați și halogenurile metalice pe care le formează:

În mod similar, bromul și iodul înlocuiesc sulful din soluțiile de sulfuri și sau hidrogen sulfurat:

Clorul este un agent oxidant mai puternic și oxidează hidrogenul sulfurat în soluția sa apoasă nu la sulf, ci la acid sulfuric:

Reacția halogenilor cu apa

Apa arde în fluor cu o flacără albastră în conformitate cu ecuația reacției:

Bromul și clorul reacționează diferit cu apa decât fluorul. Dacă fluorul a acționat ca un agent de oxidare, atunci clorul și bromul sunt disproporționate în apă, formând un amestec de acizi. În acest caz, reacțiile sunt reversibile:

Interacțiunea iodului cu apa are loc într-un grad atât de nesemnificativ încât poate fi neglijat și se poate presupune că reacția nu are loc deloc.

Interacțiunea halogenilor cu soluțiile alcaline

Fluorul, atunci când interacționează cu o soluție apoasă alcalină, acționează din nou ca un agent de oxidare:

Abilitatea de a scrie această ecuație nu este necesară pentru a promova examenul de stat unificat. Este suficient să cunoaștem faptul despre posibilitatea unei astfel de interacțiuni și rolul oxidativ al fluorului în această reacție.

Spre deosebire de fluor, alți halogeni din soluțiile alcaline sunt disproporționați, adică cresc și scad simultan starea lor de oxidare. Mai mult, în cazul clorului și bromului, în funcție de temperatură, este posibilă curgerea în două direcții diferite. În special, la frig reacțiile decurg după cum urmează:

si cand este incalzita:

Iodul reacționează cu alcalii exclusiv conform celei de-a doua opțiuni, adică. cu formarea de iodat, deoarece hipoioditul nu este stabil nu numai când este încălzit, ci și la temperaturi obișnuite și chiar și la frig.

1. Caracteristicile generale ale halogenilor . Structura atomică și stările de oxidare ale halogenilor din compuși. Natura modificărilor razelor atomice, energiilor de ionizare, afinităților electronice și electronegativității în seria F - At. Natura legăturilor chimice ale halogenilor cu metale și nemetale. Stabilitatea stărilor de valență superioare ale halogenilor. Caracteristicile fluorului.

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

2. Structura moleculară și proprietățile fizice ale substanțelor halogenate simple . Natura legăturilor chimice din moleculele de halogen. Proprietățile fizice ale halogenilor: starea de agregare, punctele de topire și de fierbere în seria fluor - astatin, solubilitate în apă și solvenți organici.

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

3. Proprietățile chimice ale halogenilor . Motive pentru activitatea chimică ridicată a halogenilor și modificarea acesteia pe grupe. Relație cu apa, soluții alcaline, metale și nemetale. Influența temperaturii asupra compoziției produselor disproporționate cu halogen în soluții alcaline. Caracteristicile chimiei fluorului. Compuși naturali cu halogen. Principii ale metodelor industriale și de laborator pentru producerea halogenilor. Utilizarea halogenilor. Efectele fiziologice și farmacologice ale halogenilor și compușilor acestora asupra organismelor vii. Toxicitatea halogenilor și precauții atunci când se lucrează cu aceștia.

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

Substanțele simple, halogenii, spre deosebire de hidrogen, sunt foarte active. Ele se caracterizează cel mai mult prin proprietăți oxidante, care slăbesc treptat în seria F 2 – At 2. Cel mai activ dintre halogeni este fluorul: chiar și apa și nisipul se aprind spontan în atmosfera sa! Halogenii reacţionează puternic cu majoritatea metalelor, nemetalelor şi substanţelor complexe.

4. Producerea și utilizarea halogenilor .

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

Toate metodele de producere a halogenilor se bazează pe reacțiile de oxidare ale anionilor halogenuri cu diverși agenți oxidanți: 2Gal -1 -2e - = Gal

În industrie, halogenii se obțin prin electroliza topiturii (F 2 și Cl 2) sau a soluțiilor apoase (Cl 2) de halogenuri; deplasarea halogenilor mai puțin activi cu alții mai activi din halogenurile corespunzătoare (I 2 - brom; I 2 sau Br 2 - clor)

Halogenii în laborator se obțin prin oxidarea halogenurilor de hidrogen (HCl, HBr) în soluții cu agenți oxidanți puternici (KMnO 4, K 2 Cr 2 O 7, PbO 2, MnO 2, KClO 3); oxidarea halogenurilor (NaBr, KI) cu agenții de oxidare indicați în mediu acid (H 2 SO 4).

Compuși binari cu halogen

1. Compuși de hidrogen (halogenuri de hidrogen) . Natura legăturilor chimice din molecule. Polaritatea moleculelor. Proprietăți fizice, stare de agregare, solubilitate în apă. Natura modificărilor temperaturilor de topire și fierbere în seria HF – HI. Asocierea moleculelor de fluorură de hidrogen. Stabilitatea termică a halogenurilor de hidrogen. Reactivitate. Proprietățile acidului, caracteristicile acidului fluorhidric. Proprietăți de restaurare. Principii generale pentru producerea halogenurilor de hidrogen: sinteza din substante simple si din halogenuri. Acid clorhidric și acid clorhidric. Proprietati fizice si chimice. Metode de obținere. Utilizarea acidului clorhidric. Rolul acidului clorhidric și clorurilor în procesele vieții. Halogenuri.

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

2 . Compuși ai halogenilor cu oxigenul.

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

3. Compuși cu alte nemetale.

1. Cu. 375-381; 2. Cu. 342-345; 4. Cu. 292-296; 7. p.350-355.

4 . Conexiuni la metale .

2. Cu. 342; 4. Cu. 292-296; 7. p.350-355.

Compuși cu halogen cu mai multe elemente

1. Acizi de clor care conțin oxigen și sărurile acestora. Acizi hipocloros, clor, percloric și percloric. Modificări ale proprietăților acide, stabilității și proprietăților oxidante în seria HClO – HClO 4 . Principii pentru obținerea acestor acizi. Hipocloriti, cloriti, clorati si perclorati. Stabilitate termică și proprietăți oxidative. Principii generale pentru obținerea sărurilor. Utilizarea sărurilor. Pudră de albire. Sarea lui Berthollet. Perclorat de amoniu.

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

2 . Acizi de brom și iod care conțin oxigen și sărurile acestora .

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

3 . Aplicarea halogenilor și a compușilor lor cei mai importanți

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

4 . Rolul biologic al compușilor halogen

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

Relaţiecei mai importanți compuși ai clorului:

Un subgrup de halogeni este format din elementele fluor, clor, brom și iod.

Configurațiile electronice ale stratului de valență exterior al halogenilor sunt cele de fluor, clor, brom și respectiv iod). Astfel de configurații electronice determină proprietățile oxidante tipice ale halogenilor - toți halogenii au capacitatea de a câștiga electroni, deși atunci când se deplasează la iod, capacitatea de oxidare a halogenilor este slăbită.

În condiții obișnuite, halogenii există sub formă de substanțe simple formate din molecule diatomice de tipul cu legături covalente. Proprietățile fizice ale halogenilor diferă semnificativ: de exemplu, în condiții normale, fluorul este un gaz greu de lichefiat, clorul este și un gaz, dar se lichefiază ușor, bromul este un lichid, iodul este un solid.

Proprietățile chimice ale halogenilor.

Spre deosebire de toți ceilalți halogeni, fluorul în toți compușii săi prezintă o singură stare de oxidare, 1-, și nu prezintă valență variabilă. Pentru alți halogeni, cea mai caracteristică stare de oxidare este, de asemenea, 1-, cu toate acestea, datorită prezenței orbitalilor liberi la nivelul exterior, aceștia pot prezenta și alte stări de oxidare ciudate de la până la datorită împerecherii parțiale sau complete a electronilor de valență.

Fluorul are cea mai mare activitate. Majoritatea metalelor, chiar și la temperatura camerei, se aprind în atmosfera sa, eliberând o cantitate mare de căldură, de exemplu:

Fără încălzire, fluorul reacționează și cu multe nemetale (hidrogen - vezi mai sus), eliberând totodată o cantitate mare de căldură:

Când este încălzit, fluorul oxidează toți ceilalți halogeni conform următoarei scheme:

unde , iar în compuși stările de oxidare ale clorului, bromului și iodului sunt egale.

În cele din urmă, când este iradiat, fluorul reacționează chiar și cu gaze inerte:

Interacțiunea fluorului cu substanțele complexe are loc, de asemenea, foarte viguros. Deci, oxidează apa, iar reacția este explozivă:

Clorul liber este, de asemenea, foarte reactiv, deși activitatea sa este mai mică decât cea a fluorului. Reacționează direct cu toate substanțele simple, cu excepția oxigenului, azotului și gazelor nobile, de exemplu:

Pentru aceste reacții, ca și pentru toate celelalte, condițiile pentru apariția lor sunt foarte importante. Astfel, la temperatura camerei, clorul nu reactioneaza cu hidrogenul; atunci când este încălzită, această reacție are loc, dar se dovedește a fi foarte reversibilă, iar cu iradiere puternică se desfășoară ireversibil (cu o explozie) printr-un mecanism în lanț.

Clorul reacționează cu multe substanțe complexe, de exemplu, înlocuirea și adăugarea cu hidrocarburi:

Clorul este capabil de la încălzire, înlocuiți bromul sau iodul din compușii lor cu hidrogen sau metale:

și, de asemenea, reacționează reversibil cu apa:

Clorul, dizolvându-se în apă și reacționând parțial cu acesta, așa cum se arată mai sus, formează un amestec de echilibru de substanțe numit apă clorură.

De asemenea, rețineți că clorul din partea stângă a ultimei ecuații are o stare de oxidare de 0. Ca urmare a reacției, starea de oxidare a unor atomi de clor a devenit 1- (in), pentru alții (în acid hipocloros). Această reacție este un exemplu de reacție de auto-oxidare-autoreducere sau disproporționare.

Să ne amintim că clorul poate reacționa (disproporționat) cu alcalii în același mod (a se vedea secțiunea „Baze” din § 8).

Activitatea chimică a bromului este mai mică decât a fluorului și a clorului, dar este totuși destul de ridicată datorită faptului că bromul este de obicei folosit în stare lichidă și de aceea concentrațiile sale inițiale, celelalte lucruri fiind egale, sunt mai mari decât cele ale clorului. Fiind un reactiv „mai moale”, bromul este utilizat pe scară largă în chimia organică.

Rețineți că bromul, la fel ca și clorul, se dizolvă în apă și, reacționând parțial cu acesta, formează așa-numita „apă de brom”, în timp ce iodul este practic insolubil în apă și nu este capabil să-l oxideze chiar și atunci când este încălzit; din acest motiv nu există „apă iodată”.

Producția de halogeni.

Cea mai comună metodă tehnologică de producere a fluorului și a clorului este electroliza sărurilor topite (vezi § 7). Bromul și iodul în industrie se obțin de obicei chimic.

În laborator, clorul este produs prin acțiunea diferiților agenți oxidanți asupra acidului clorhidric, de exemplu:

Oxidarea se realizează și mai eficient cu permanganat de potasiu - vezi secțiunea „Acizi” din § 8.

Halogenuri de hidrogen și acizi hidrohalici.

Toate halogenurile de hidrogen sunt gazoase în condiții normale. Legătura chimică realizată în moleculele lor este covalentă polară, iar polaritatea legăturii scade în serie. Forța de legătură scade și ea în această serie. Datorită polarității lor, toate halogenurile de hidrogen, spre deosebire de halogeni, sunt foarte solubile în apă. Deci, la temperatura camerei într-un volum de apă se pot dizolva aproximativ 400 de volume de volume și aproximativ 400 de volume de

Când halogenurile de hidrogen sunt dizolvate în apă, ele se disociază în ioni și se formează soluții de acizi hidrohalogenuri corespunzători. Mai mult, la dizolvare, HCI se disociază aproape complet, astfel încât acizii rezultați sunt considerați puternici. În schimb, acidul fluorhidric este slab. Acest lucru se explică prin asocierea moleculelor de HF datorită apariției legăturilor de hidrogen între ele. Astfel, puterea acizilor scade de la HI la HF.

Întrucât ionii negativi ai acizilor hidrohalici pot prezenta doar proprietăți reducătoare, atunci când acești acizi interacționează cu metalele, oxidarea acestora din urmă poate avea loc numai din cauza ionilor.De aceea, acizii reacţionează numai cu metalele care se află în seria de tensiune la stânga hidrogenului.

Toate halogenurile metalice, cu excepția sărurilor Ag și Pb, sunt foarte solubile în apă. Solubilitatea scăzută a halogenurilor de argint permite utilizarea unei reacții de schimb asemănătoare

ca calitativ pentru detectarea ionilor corespunzători. Ca rezultat al reacției, AgCl precipită sub formă de precipitat alb, AgBr - alb-gălbui, Agl - galben strălucitor.

Spre deosebire de alți acizi hidrohalici, acidul fluorhidric reacționează cu oxidul de siliciu (IV):

Deoarece oxidul de siliciu face parte din sticlă, acidul fluorhidric corodează sticla și, prin urmare, în laboratoare este depozitat în recipiente din polietilenă sau teflon.

Toți halogenii, cu excepția fluorului, pot forma compuși în care au o stare de oxidare pozitivă. Cei mai importanți dintre acești compuși sunt acizii care conțin oxigen de tip halogen și sărurile și anhidridele corespunzătoare acestora.

Halogeni– Elemente din grupa VII – fluor, clor, brom, iod, astatin (astatina a fost puțin studiată datorită radioactivității sale). Halogenii sunt nemetale distincte. Doar iodul în cazuri rare prezintă unele proprietăți similare metalelor.

În starea neexcitată, atomii de halogen au o configurație electronică comună: ns2np5. Aceasta înseamnă că halogenii au 7 electroni de valență, cu excepția fluorului.

Proprietățile fizice ale halogenilor: F2 – gaz incolor, greu de lichefiat; Cl2 este un gaz galben-verzui, ușor lichefiat, cu un miros înțepător de sufocare; Br2 – lichid roșu-brun; I2 este o substanță cristalină violet.

Soluțiile apoase de halogenuri de hidrogen formează acizi. HF – acid fluorhidric (fluorura); HCl – clorhidric (sare); НBr—bromură de hidrogen; HI – iodură de hidrogen. Forța acizilor scade de sus în jos. Acidul fluorhidric este cel mai slab din seria acizilor halogenați, iar acidul iodhidric este cel mai puternic. Acest lucru se explică prin faptul că energia de legare a Hg scade de sus. Puterea moleculei NG scade în aceeași direcție, ceea ce este asociat cu o creștere a distanței internucleare. Solubilitatea sărurilor ușor solubile în apă scade, de asemenea:

De la stânga la dreapta, solubilitatea halogenurilor scade. AgF este foarte solubil în apă. Toți halogenii în stare liberă sunt agenți oxidanți. Puterea lor ca agenți oxidanți scade de la fluor la iod. În stare cristalină, lichidă și gazoasă, toți halogenii există sub formă de molecule individuale. Razele atomice cresc în aceeași direcție, ceea ce duce la creșterea punctelor de topire și de fierbere. Fluorul se disociază în atomi mai bine decât iodul. Potențialul electrodului scad la deplasarea în jos în subgrupul de halogen. Fluorul are cel mai mare potențial de electrod. Fluorul este cel mai puternic agent oxidant. Orice halogen liber superior îl va înlocui pe cel inferior, care se află în starea unui ion negativ încărcat individual în soluție.

20. Clorul. Acid clorhidric și acid clorhidric

clor (Cl) - se află în perioada a 3-a, în grupa VII a subgrupului principal al sistemului periodic, numărul de ordine 17, masa atomică 35.453; se referă la halogeni.

Proprietăți fizice: gaz galben-verzui cu miros înțepător. Densitate 3,214 g/l; punct de topire -101 °C; punctul de fierbere -33,97 °C, la temperatura obișnuită se lichefiază ușor sub o presiune de 0,6 MPa. Dizolvându-se în apă, formează apă clorură gălbuie. Este foarte solubil în solvenți organici, în special în hexan (C6H14) și tetraclorură de carbon.

Proprietățile chimice ale clorului: configuratie electronica: 1s22s22p63s22p5. Există 7 electroni la nivelul exterior. Pentru a finaliza nivelul, aveți nevoie de 1 electron, pe care clorul îl acceptă, prezentând o stare de oxidare de -1. Există și stări de oxidare pozitive ale clorului până la + 7. Se cunosc următorii oxizi de clor: Cl2O, ClO2, Cl2O6 și Cl2O7. Toate sunt instabile. Clorul este un agent oxidant puternic. Reacționează direct cu metale și nemetale:

Reacționează cu hidrogenul. În condiții normale, reacția decurge lent, cu încălzire sau iluminare puternică - cu o explozie, conform unui mecanism în lanț:

Clorul interacționează cu soluțiile alcaline, formând săruri - hipocloriți și cloruri:

Când clorul este trecut într-o soluție alcalină, se formează un amestec de soluții de clorură și hipoclorit:

Clorul este un agent reducător: Cl2 + 3F2 = 2ClF3.

Interacțiunea cu apa:

Clorul nu reacționează direct cu carbonul, azotul și oxigenul.

Chitanță: 2NaCl + F2 = 2NaF + Cl2.

Electroliză: 2NaCI + 2H2O = CI2 + H2 + 2NaOH.

Găsirea în natură: continut in urmatoarele minerale: halit (sare gema), silvita, bischofit; apa de mare conține cloruri de sodiu, potasiu, magneziu și alte elemente.

Acid clorhidric HCI. Proprietăți fizice: gaz incolor, mai greu decât aerul, foarte solubil în apă pentru a forma acid clorhidric.

Chitanță: in laborator:

În industrie: hidrogenul este ars într-un curent de clor. Apoi, clorura de hidrogen este dizolvată în apă pentru a forma acid clorhidric (vezi mai sus).

Proprietăți chimice: acidul clorhidric este puternic, monobazic, interactioneaza cu metalele din seria de tensiune pana la hidrogen: Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2.

Ca agent reducător reacţionează cu oxizii şi hidroxizii multor metale.