Chémia prvkov

Nekovy podskupiny VIIA

Prvky podskupiny VIIA sú typické nekovy s vysokým

elektronegativita, majú názov skupiny - „halogény“.

Hlavné problémy preberané v prednáške

Všeobecné charakteristiky nekovov podskupiny VIIA. Elektrónová štruktúra, najdôležitejšie vlastnosti atómov. Najcharakteristickejší ste-

oxidačné sankcie. Vlastnosti chémie halogénov.

Jednoduché látky.

Prírodné zlúčeniny.

Halogénové zlúčeniny

Halogenovodíkové kyseliny a ich soli. Soľ a kyselina fluorovodíková

sloty, príjem a žiadosť.

Halogenidové komplexy.

Binárne kyslíkaté zlúčeniny halogénov. Nestabilita cca.

Redoxné vlastnosti jednoduchých látok a ko-

jednoty. Disproporčné reakcie. Latimerové diagramy.

vykonávateľ:

Podujatie č.

Chémia prvkov podskupiny VIIA

všeobecné charakteristiky

							mangán
							technécium

Skupina VIIA je tvorená p-prvkami: fluór F, chlór

Cl, bróm Br, jód I a astatín At.

Všeobecný vzorec pre valenčné elektróny je ns 2 np 5.

Všetky prvky skupiny VIIA sú typické nekovy.

							Ako vidno z distribúcie
							valenčné elektróny
podľa orbitálov atómov						chýba len jeden elektrón

aby sa vytvoril stabilný osemelektrónový obal

krabice, preto majú existuje silná tendencia k

pridanie elektrónu.

Všetky prvky ľahko tvoria jednoduché jedno nabitie

ny aniónov G – .

Vo forme jednoduchých aniónov sa prvky skupiny VIIA nachádzajú v prírodnej vode a v kryštáloch prírodných solí, napríklad halit NaCl, sylvit KCl, fluorit

CaF2.

Všeobecný názov skupiny prvkov VIIA-

skupiny „halogénov“, t. j. „zrodenie solí“, je spôsobené tým, že väčšina ich zlúčenín s kovmi je pre-

je typická soľ (CaF2, NaCl, MgBr2, KI), ktorá

ktoré možno získať priamou interakciou

interakcia kovu s halogénom. Voľné halogény sa získavajú z prírodných solí, preto sa názov „halogény“ prekladá aj ako „narodený zo solí“.

vykonávateľ:

Podujatie č.

Minimálny oxidačný stav (–1) je najstabilnejší

pre všetky halogény.

Niektoré charakteristiky atómov prvkov skupiny VIIA sú uvedené v

Najdôležitejšie charakteristiky atómov prvkov skupiny VIIA

		relatívna-		Afinita
		elektrický
		negatívne	ionizácia,
		ness (podľa
		prieskum)
						zvýšenie počtu
						elektronické vrstvy;
						zvýšenie veľkosti
						redukcia el
						trojitá negativita

Halogény majú vysokú elektrónovú afinitu (maximálne pri

Cl) a veľmi vysoká ionizačná energia (maximálna pri F) a max

možná elektronegativita v každom období. Najviac je fluór

elektronegatívny všetkých chemických prvkov.

Určuje prítomnosť jedného nepárového elektrónu v atómoch halogénu

predstavuje spojenie atómov v jednoduchých látkach do dvojatómových molekúl Г2.

Pre jednoduché látky, halogény, sú najcharakteristickejšie oxidačné činidlá

vlastnosti, ktoré sú najsilnejšie v F2 a oslabujú pri prechode na I2.

Halogény sa vyznačujú najväčšou reaktivitou zo všetkých nekovových prvkov. Fluór aj medzi halogénmi vyniká

má extrémne vysokú aktivitu.

Prvok druhej periódy, fluór, sa najvýraznejšie líši od druhej

ostatné prvky podskupiny. Toto je všeobecný vzor pre všetky nekovy.

vykonávateľ:

Podujatie č.

Fluór, ako najviac elektronegatívny prvok, neukazuje sex

rezidentné oxidačné stavy. V akomkoľvek spojení, vrátane ki-

kyslík, fluór je v oxidačnom stave (-1).

Všetky ostatné halogény vykazujú kladné oxidačné stupne

leniya maximálne do +7.

Najcharakteristickejšie oxidačné stavy halogénov:

F: -1,0;

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

Cl má známe oxidy, v ktorých sa nachádza v oxidačných stupňoch: +4 a +6.

Najdôležitejšie halogénové zlúčeniny v kladných stavoch

Postihy oxidácie sú kyseliny obsahujúce kyslík a ich soli.

Všetky halogénové zlúčeniny v kladnom oxidačnom stave sú

sú silné oxidačné činidlá.

hrozný stupeň oxidácie. Disproporcionáciu podporuje zásadité prostredie.

Praktická aplikácia jednoduchých látok a zlúčenín kyslíka

Redukcia halogénov je spôsobená najmä ich oxidačným účinkom.

Najširšie praktické uplatnenie nachádzajú najjednoduchšie látky Cl2.

a F2. Najväčšie množstvo chlóru a fluóru sa spotrebuje v priemysle

organická syntéza: pri výrobe plastov, chladív, rozpúšťadiel,

pesticídy, lieky. Na získavanie kovov a na ich rafináciu sa používa značné množstvo chlóru a jódu. Používa sa aj chlór

na bielenie celulózy, na dezinfekciu pitnej vody a vo výrobe

bieliaca voda a kyselina chlorovodíková. Soli oxokyselín sa používajú pri výrobe výbušnín.

vykonávateľ:

Podujatie č.

V praxi sa široko používajú kyseliny – chlorovodíková a roztavená kyselina.

Fluór a chlór patria medzi dvadsať najbežnejších prvkov

tam je brómu a jódu v prírode podstatne menej. Všetky halogény sa v prírode vyskytujú v oxidačnom stave(-1). Iba jód sa vyskytuje vo forme soli KIO3,

ktorý je obsiahnutý ako nečistota v čílskom ledku (KNO3).

Astatín je umelo vyrobený rádioaktívny prvok (v prírode neexistuje). Nestabilita At sa odráža v názve, ktorý pochádza z gréčtiny. "astatos" - "nestabilný". Astatín je vhodný žiarič na rádioterapiu rakovinových nádorov.

Jednoduché látky

Jednoduché látky halogénov sú tvorené dvojatómovými molekulami G2.

V jednoduchých látkach pri prechode z F2 na I2 s nárastom počtu elektrónov

trónne vrstvy a zvýšenie polarizovateľnosti atómov, dochádza k nárastu

intermolekulárnej interakcie, čo vedie k zmene agregovaného ko-

stojace za štandardných podmienok.

Fluór (za normálnych podmienok) je žltý plyn, pri –181o C sa mení na

tekutom stave.

Chlór je žltozelený plyn, ktorý sa mení na kvapalinu pri –34o C. S farbou ha-

Spája sa s ním názov Cl, pochádza z gréckeho „chloros“ - „žltý-

zelená". Prudký nárast teploty varu Cl2 v porovnaní s F2,

indikuje zvýšenú intermolekulárnu interakciu.

Bróm je tmavočervená, veľmi prchavá kvapalina, vrie pri 58,8°C.

názov prvku je spojený s ostrým nepríjemným zápachom plynu a je odvodený od

"bromos" - "smradľavý".

Jód – tmavofialové kryštály, so slabou „kovovou“

hrudky, ktoré pri zahriatí ľahko sublimujú a vytvárajú fialové výpary;

s rýchlym chladením

výpary do 114oC

vzniká kvapalina. Teplota

vykonávateľ:

Podujatie č.

Bod varu jódu je 183 ° C. Jeho názov pochádza z farby jódových pár -

"iodos" - "fialový".

Všetky jednoduché látky majú štipľavý zápach a sú jedovaté.

Vdýchnutie ich pár spôsobuje podráždenie slizníc a dýchacích orgánov a pri vysokých koncentráciách - dusenie. Počas prvej svetovej vojny sa chlór používal ako jedovatý prostriedok.

Plynný fluór a tekutý bróm spôsobujú popáleniny kože. Práca s ha-

logens, mali by sa prijať preventívne opatrenia.

Keďže jednoduché látky halogénov sú tvorené nepolárnymi molekulami

chladí, dobre sa rozpúšťajú v nepolárnych organických rozpúšťadlách:

alkohol, benzén, tetrachlórmetán a pod. Br2 sa rozpúšťa lepšie ako ostatné, koncentrácia brómu v sat.

Roztok dosahuje 0,2 mol/l a chlór – 0,1 mol/l.

Fluorid rozkladá vodu:

2F2 + 2H20 = 02 + 4HF

Halogény vykazujú vysokú oxidačnú aktivitu a prechod

na halogenidové anióny.

Г2 + 2e–  2Г–

Fluór má obzvlášť vysokú oxidačnú aktivitu. Fluór oxiduje ušľachtilé kovy (Au, Pt).

Pt + 3F2 = PtF6

Dokonca interaguje s niektorými inertnými plynmi (kryptón,

xenón a radón), napr.

Xe + 2F2 = XeF4

Mnohé veľmi stabilné zlúčeniny horia v atmosfére F2, napr.

voda, kremeň (SiO2).

Si02 + 2F2 = SiF4 + O2

vykonávateľ:

Podujatie č.

Pri reakciách s fluórom dokonca aj také silné oxidačné činidlá ako dusík a síra

kyselina nikotínová, pôsobia ako redukčné činidlá, zatiaľ čo fluór oxiduje vstup

obsahujúce vo svojom zložení O(–2).

2HNO3 + 4F2 = 2NF3 + 2HF + 302 H2SO4 + 4F2 = SF6 + 2HF + 202

Vysoká reaktivita F2 spôsobuje ťažkosti pri výbere kon-

konštrukčné materiály na prácu s ním. Zvyčajne na tieto účely používame

Existujú nikel a meď, ktoré po oxidácii vytvárajú na svojom povrchu husté ochranné filmy z fluoridov. Názov F je spôsobený jeho agresívnym konaním.

Jem, pochádza z gréčtiny. „fluoros“ – „deštruktívne“.

V sérii F2, Cl2, Br2, I2 sa oxidačná schopnosť v dôsledku zvýšenia oslabuje

zväčšenie veľkosti atómov a zníženie elektronegativity.

Vo vodných roztokoch oxidačné a redukčné vlastnosti hmoty

Látky sa zvyčajne charakterizujú pomocou elektródových potenciálov. V tabuľke sú uvedené štandardné elektródové potenciály (Eo, V) pre redukčné polovičné reakcie

tvorba halogénov. Pre porovnanie, hodnota Eo pre ki-

uhlík je najbežnejším oxidačným činidlom.

Štandardné elektródové potenciály pre jednoduché halogénové látky

Eo, B, pre reakciu

O2 + 4e– + 4H+  2H20

Eo, V

pre elektródu

2Г– +2е – = Г2

Znížená oxidačná aktivita

Ako je možné vidieť z tabuľky, F2 je oveľa silnejšie oxidačné činidlo,

ako O2, preto F2 vo vodných roztokoch neexistuje okysličuje vodu,

zotavuje sa na F–. Súdiac podľa hodnoty E®, oxidačnej schopnosti Cl2

vykonávateľ:

Podujatie č.

tiež vyšší ako má O2. Pri dlhodobom skladovaní chlórovej vody sa totiž rozkladá za uvoľňovania kyslíka a tvorby HCl. Reakcia je však pomalá (molekula Cl2 je výrazne silnejšia ako molekula F2 a

aktivačná energia pre reakcie s chlórom je vyššia), dispro-

porciovanie:

Cl2 + H20  HCl + HOCl

Vo vode nedosahuje koniec (K = 3,9 . 10–4), preto Cl2 existuje vo vodných roztokoch. Br2 a I2 sa vyznačujú ešte väčšou stabilitou vo vode.

Disproporcionácia je veľmi charakteristická oxidácia

redukčná reakcia pre halogény. Disproporcionalita zosilnenia

leje v alkalickom prostredí.

Disproporcionácia Cl2 v alkáliách vedie k tvorbe aniónov

Cl– a ClO–. Disproporcionálna konštanta je 7,5. 1015.

Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H20

Pri disproporcii jódu v alkáliách vznikajú I– a IO3–. Ana-

Logicky Br2 disproporcionuje jód. Zmena produktu je neprimeraná

národ je spôsobený tým, že anióny GO– a GO2– v Br a I sú nestabilné.

Disproporcionačná reakcia chlóru sa používa v priemysle

schopnosť získať silné a rýchlo pôsobiace okysličovadlo chlórnanu,

bieliace vápno, bertholetová soľ.

3Cl2 + 6 KOH = 5 KCl + KCl03 + 3 H20

vykonávateľ:

Podujatie č.

Interakcia halogénov s kovmi

Halogény prudko reagujú s mnohými kovmi, napr.

Mg + Cl2 = MgCl2 Ti + 2I2  TiI4

Na + halogenidy, v ktorých má kov nízky oxidačný stav (+1, +2),

- Ide o zlúčeniny podobné soliam s prevažne iónovými väzbami. Ako

hľa, iónové halogenidy sú pevné látky s vysokou teplotou topenia

Halogenidy kovov, v ktorých má kov vysoký stupeň oxidácie

ióny sú zlúčeniny s prevažne kovalentnými väzbami.

Mnohé z nich sú za normálnych podmienok plyny, kvapaliny alebo taviteľné tuhé látky. Napríklad WF6 je plyn, MoF6 je kvapalina,

TiCl4 je kvapalný.

Interakcia halogénov s nekovmi

Halogény interagujú priamo s mnohými nekovmi:

vodík, fosfor, síra atď. Napríklad:

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

Väzba v nekovových halogenidoch je prevažne kovalentná.

Typicky majú tieto zlúčeniny nízke teploty topenia a varu.

Pri prechode z fluóru na jód sa kovalentná povaha halogenidov zvyšuje.

Kovalentné halogenidy typických nekovov sú kyslé zlúčeniny; pri interakcii s vodou hydrolyzujú za vzniku kyselín. Napríklad:

PBr3 + 3H20 = 3HBr + H3P03

PI3 + 3H20 = 3HI + H3P03

PCI5 + 4H20 = 5HCl + H3P04

vykonávateľ:

Podujatie č.

Prvé dve reakcie sa používajú na výrobu brómu a jodovodíka.

kyselina noová.

Interhalogenidy. Halogény, ktoré sa navzájom kombinujú, vytvárajú

vedie. V týchto zlúčeninách je ľahší a elektronegatívny halogén v oxidačnom stave (–1) a ťažší je v pozitívnom stave.

oxidačné sankcie.

V dôsledku priamej interakcie halogénov pri zahrievaní sa získajú: ClF, BrF, BrCl, ICl. Existujú aj zložitejšie interhalogenidy:

ClF3, BrF3, BrF5, IF5, IF7, ICI3.

Všetky interhalogenidy sú za normálnych podmienok kvapalné látky s nízkym bodom varu. Interhalogenidy majú vysokú oxidačnú aktivitu

činnosť. Napríklad také chemicky stabilné látky ako SiO2, Al2O3, MgO atď. horia v parách ClF3.

2Al203 + 4ClF3 = 4 AlF3 + 302 + 2Cl2

Fluorid ClF 3 je agresívne fluoračné činidlo, ktoré pôsobí rýchlo

dvor F2. Používa sa pri organických syntézach a na získanie ochranných filmov na povrchu niklových zariadení na prácu s fluórom.

Vo vode sa interhalogenidy hydrolyzujú za vzniku kyselín. Napríklad,

ClF5 + 3H20 = HC103 + 5HF

Halogény v prírode. Získavanie jednoduchých látok

V priemysle sa halogény získavajú z ich prírodných zlúčenín. Všetky

Spôsoby získavania voľných halogénov sú založené na oxidácii halogénu

Nid ióny.

2Г –  Г2 + 2e–

Významné množstvo halogénov sa v prírodných vodách nachádza vo forme aniónov: Cl–, F–, Br–, I–. Morská voda môže obsahovať až 2,5 % NaCl.

Bróm a jód sa získavajú z vody z ropných vrtov a morskej vody.

vykonávateľ:

Podujatie č.

Atóm vodíka má elektrónový vzorec vonkajšej (a jedinej) elektrónovej úrovne 1 s 1. Na jednej strane z hľadiska prítomnosti jedného elektrónu na vonkajšej elektrónovej úrovni je atóm vodíka podobný atómom alkalického kovu. Avšak, rovnako ako halogény, potrebuje iba jeden elektrón na vyplnenie vonkajšej elektronickej hladiny, pretože prvá elektronická hladina nemôže obsahovať viac ako 2 elektróny. Ukazuje sa, že vodík môže byť umiestnený súčasne v prvej aj predposlednej (siedmej) skupine periodickej tabuľky, čo sa niekedy robí v rôznych verziách periodického systému:

Z hľadiska vlastností vodíka ako jednoduchej látky má predsa len viac spoločného s halogénmi. Vodík, podobne ako halogény, je nekov a tvorí dvojatómové molekuly (H2).

Za normálnych podmienok je vodík plynná, málo aktívna látka. Nízka aktivita vodíka sa vysvetľuje vysokou pevnosťou väzieb medzi atómami vodíka v molekule, ktorých rozbitie si vyžaduje buď silné zahrievanie, alebo použitie katalyzátorov, alebo oboje.

Interakcia vodíka s jednoduchými látkami

s kovmi

Z kovov vodík reaguje len s alkalickými kovmi a kovmi alkalických zemín! Alkalické kovy zahŕňajú kovy hlavnej podskupiny skupiny I (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) a kovy alkalických zemín zahŕňajú kovy hlavnej podskupiny skupiny II, okrem berýlia a horčíka (Ca, Sr, Ba, Ra)

Pri interakcii s aktívnymi kovmi vodík vykazuje oxidačné vlastnosti, t.j. znižuje jeho oxidačný stav. V tomto prípade vznikajú hydridy alkalických kovov a kovov alkalických zemín, ktoré majú iónovú štruktúru. Reakcia nastáva pri zahrievaní:

Treba poznamenať, že interakcia s aktívnymi kovmi je jediným prípadom, keď je molekulárny vodík H2 oxidačným činidlom.

s nekovmi

Z nekovov vodík reaguje len s uhlíkom, dusíkom, kyslíkom, sírou, selénom a halogénmi!

Pod uhlíkom treba rozumieť grafit alebo amorfný uhlík, keďže diamant je extrémne inertná alotropická modifikácia uhlíka.

Pri interakcii s nekovmi môže vodík vykonávať iba funkciu redukčného činidla, to znamená iba zvýšiť jeho oxidačný stav:

Interakcia vodíka s komplexnými látkami

s oxidmi kovov

Vodík nereaguje s oxidmi kovov, ktoré sú v rade aktivít kovov až po hliník (vrátane), je však schopný redukovať mnohé oxidy kovov napravo od hliníka pri zahrievaní:

s oxidmi nekovov

Z oxidov nekovov reaguje vodík pri zahrievaní s oxidmi dusíka, halogénmi a uhlíkom. Zo všetkých interakcií vodíka s oxidmi nekovov je pozoruhodná najmä jeho reakcia s oxidom uhoľnatým CO.

Zmes CO a H2 má dokonca svoj vlastný názov - „syntézny plyn“, pretože v závislosti od podmienok z nej možno získať také populárne priemyselné produkty, ako je metanol, formaldehyd a dokonca aj syntetické uhľovodíky:

s kyselinami

Vodík nereaguje s anorganickými kyselinami!

Z organických kyselín vodík reaguje len s nenasýtenými kyselinami, ako aj s kyselinami obsahujúcimi funkčné skupiny schopné redukcie vodíkom, najmä aldehydové, keto alebo nitroskupiny.

so soľami

V prípade vodných roztokov solí nedochádza k ich interakcii s vodíkom. Pri prechode vodíka cez pevné soli niektorých kovov strednej a nízkej aktivity je však možná ich čiastočná alebo úplná redukcia, napr.

Chemické vlastnosti halogénov

Halogény sú chemické prvky skupiny VIIA (F, Cl, Br, I, At), ako aj jednoduché látky, ktoré tvoria. Tu a ďalej v texte, pokiaľ nie je uvedené inak, sa halogény budú chápať ako jednoduché látky.

Všetky halogény majú molekulárnu štruktúru, ktorá určuje nízke teploty topenia a varu týchto látok. Halogénové molekuly sú dvojatómové, t.j. ich vzorec možno zapísať vo všeobecnom tvare ako Hal 2.

Treba poznamenať takú špecifickú fyzikálnu vlastnosť jódu, ako je jeho schopnosť sublimácia alebo inými slovami, sublimácia. Sublimácia, je jav, pri ktorom sa látka v tuhom stave pri zahrievaní neroztopí, ale obídením kvapalnej fázy okamžite prechádza do plynného stavu.

Elektrónová štruktúra vonkajšej energetickej hladiny atómu akéhokoľvek halogénu má tvar ns 2 np 5, kde n je číslo periódy periodickej tabuľky, v ktorej sa halogén nachádza. Ako vidíte, atómy halogénov potrebujú iba jeden elektrón, aby dosiahli osemelektrónový vonkajší obal. Z toho je logické predpokladať prevažne oxidačné vlastnosti voľných halogénov, čo sa v praxi potvrdzuje. Ako je známe, elektronegativita nekovov klesá pri pohybe nadol v podskupine, a preto aktivita halogénov klesá v sérii:

F2 > Cl2 > Br2 > I2

Interakcia halogénov s jednoduchými látkami

Všetky halogény sú vysoko reaktívne látky a reagujú s väčšinou jednoduchých látok. Treba si však uvedomiť, že fluór môže vďaka svojej extrémne vysokej reaktivite reagovať aj s tými jednoduchými látkami, s ktorými iné halogény reagovať nedokážu. Medzi takéto jednoduché látky patrí kyslík, uhlík (diamant), dusík, platina, zlato a niektoré vzácne plyny (xenón a kryptón). Tie. vlastne, fluór nereaguje len s niektorými vzácnymi plynmi.

Zvyšné halogény, t.j. chlór, bróm a jód sú tiež účinné látky, ale menej účinné ako fluór. Reagujú takmer so všetkými jednoduchými látkami okrem kyslíka, dusíka, uhlíka vo forme diamantu, platiny, zlata a vzácnych plynov.

Interakcia halogénov s nekovmi

vodík

Keď všetky halogény interagujú s vodíkom, tvoria sa halogenovodíky so všeobecným vzorcom HHal. V tomto prípade reakcia fluóru s vodíkom začína spontánne aj v tme a pokračuje výbuchom v súlade s rovnicou:

Reakcia chlóru s vodíkom môže byť iniciovaná intenzívnym ultrafialovým žiarením alebo teplom. Tiež pokračuje výbuch:

Bróm a jód reagujú s vodíkom iba pri zahrievaní a zároveň je reakcia s jódom reverzibilná:

fosfor

Interakcia fluóru s fosforom vedie k oxidácii fosforu na najvyšší oxidačný stav (+5). V tomto prípade sa tvorí fluorid fosforečný:

Pri interakcii chlóru a brómu s fosforom je možné získať halogenidy fosforu v oxidačnom stupni + 3 aj v oxidačnom stupni +5, čo závisí od pomerov reagujúcich látok:

Navyše, v prípade bieleho fosforu v atmosfére fluóru, chlóru alebo tekutého brómu, reakcia začína spontánne.

Interakcia fosforu s jódom môže viesť k vytvoreniu iba triodidu fosforečného kvôli jeho výrazne nižšej oxidačnej schopnosti ako u iných halogénov:

sivá

Fluór oxiduje síru na najvyšší oxidačný stupeň +6, pričom vzniká hexafluorid sírový:

Chlór a bróm reagujú so sírou a vytvárajú zlúčeniny obsahujúce síru v oxidačnom stave +1 a +2, ktoré sú pre ňu mimoriadne neobvyklé. Tieto interakcie sú veľmi špecifické a na absolvovanie jednotnej štátnej skúšky z chémie nie je potrebná schopnosť písať rovnice pre tieto interakcie. Preto sú nasledujúce tri rovnice uvedené skôr ako referencia:

Interakcia halogénov s kovmi

Ako je uvedené vyššie, fluór je schopný reagovať so všetkými kovmi, dokonca aj s takými neaktívnymi, ako je platina a zlato:

Zvyšné halogény reagujú so všetkými kovmi okrem platiny a zlata:

Reakcie halogénov s komplexnými látkami

Substitučné reakcie s halogénmi

Aktívnejšie halogény, t.j. chemické prvky, ktoré sa nachádzajú vyššie v periodickej tabuľke, sú schopné vytesniť menej aktívne halogény z halogenovodíkových kyselín a halogenidov kovov, ktoré tvoria:

Podobne bróm a jód vytláčajú síru z roztokov sulfidov a/alebo sírovodíka:

Chlór je silnejšie oxidačné činidlo a oxiduje sírovodík vo svojom vodnom roztoku nie na síru, ale na kyselinu sírovú:

Reakcia halogénov s vodou

Voda horí vo fluóre modrým plameňom v súlade s reakčnou rovnicou:

Bróm a chlór reagujú s vodou inak ako fluór. Ak fluór pôsobil ako oxidačné činidlo, potom sú chlór a bróm vo vode disproporcionálne a tvoria zmes kyselín. V tomto prípade sú reakcie reverzibilné:

K interakcii jódu s vodou dochádza v takej nepatrnej miere, že ju možno zanedbať a možno predpokladať, že k reakcii vôbec nedochádza.

Interakcia halogénov s alkalickými roztokmi

Fluór pri interakcii s vodným alkalickým roztokom opäť pôsobí ako oxidačné činidlo:

Schopnosť napísať túto rovnicu sa nevyžaduje na absolvovanie jednotnej štátnej skúšky. Stačí poznať fakt o možnosti takejto interakcie a oxidačnej úlohe fluóru pri tejto reakcii.

Na rozdiel od fluóru sú ostatné halogény v alkalických roztokoch neúmerné, to znamená, že súčasne zvyšujú a znižujú svoj oxidačný stav. Navyše v prípade chlóru a brómu je v závislosti od teploty možný prúdenie v dvoch rôznych smeroch. Najmä v chlade prebiehajú reakcie takto:

a pri zahrievaní:

Jód reaguje s alkáliami výlučne podľa druhej možnosti, t.j. s tvorbou jodičnanu, pretože hypojodit nie je stabilný nielen pri zahrievaní, ale ani pri bežných teplotách a dokonca ani v chlade.

1. Všeobecná charakteristika halogénov . Atómová štruktúra a oxidačné stavy halogénov v zlúčeninách. Charakter zmien atómových polomerov, ionizačných energií, elektrónových afinit a elektronegativity v rade F - At. Povaha chemických väzieb halogénov s kovmi a nekovmi. Stabilita vyšších valenčných stavov halogénov. Vlastnosti fluóru.

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

2. Molekulárna štruktúra a fyzikálne vlastnosti jednoduchých halogénových látok . Povaha chemických väzieb v molekulách halogénov. Fyzikálne vlastnosti halogénov: stav agregácie, teploty topenia a varu vo fluór - astatínovom rade, rozpustnosť vo vode a organických rozpúšťadlách.

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

3. Chemické vlastnosti halogénov . Príčiny vysokej chemickej aktivity halogénov a jej zmena podľa skupín. Vzťah k vode, alkalickým roztokom, kovom a nekovom. Vplyv teploty na zloženie produktov disproporcionácie halogénov v alkalických roztokoch. Vlastnosti chémie fluóru. Prírodné halogénové zlúčeniny. Princípy priemyselných a laboratórnych metód výroby halogénov. Použitie halogénov. Fyziologické a farmakologické účinky halogénov a ich zlúčenín na živé organizmy. Toxicita halogénov a opatrenia pri práci s nimi.

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

Jednoduché látky, halogény, sú na rozdiel od vodíka veľmi aktívne. Najviac sa vyznačujú oxidačnými vlastnosťami, ktoré postupne slabnú v rade F 2 – At 2. Najaktívnejším z halogénov je fluór: dokonca aj voda a piesok sa v jeho atmosfére samovoľne vznietia! Halogény reagujú prudko s väčšinou kovov, nekovov a zložitých látok.

4. Výroba a použitie halogénov .

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

Všetky spôsoby výroby halogénov sú založené na oxidačných reakciách halogenidových aniónov s rôznymi oxidačnými činidlami: 2Gal -1 -2e - = Gal

V priemysle sa halogény získavajú elektrolýzou tavenín (F 2 a Cl 2) alebo vodných roztokov (Cl 2) halogenidov; nahradenie menej aktívnych halogénov aktívnejšími zo zodpovedajúcich halogenidov (I2 - bróm; I2 alebo Br2 - chlór)

Halogény sa v laboratóriu získavajú oxidáciou halogénvodíkov (HCl, HBr) v roztokoch so silnými oxidačnými činidlami (KMnO 4, K 2 Cr 2 O 7, PbO 2, MnO 2, KClO 3); oxidácia halogenidov (NaBr, KI) s uvedenými oxidačnými činidlami v kyslom prostredí (H 2 SO 4).

Binárne halogénové zlúčeniny

1. Zlúčeniny vodíka (halogenidy vodíka) . Povaha chemických väzieb v molekulách. Polarita molekúl. Fyzikálne vlastnosti, stav agregácie, rozpustnosť vo vode. Charakter zmien teplôt topenia a varu v rade HF – HI. Asociácia molekúl fluorovodíka. Tepelná stabilita halogenovodíkov. Reaktivita. Vlastnosti kyseliny, vlastnosti kyseliny fluorovodíkovej. Obnovujúce vlastnosti. Všeobecné princípy výroby halogenovodíkov: syntéza z jednoduchých látok a z halogenidov. Chlorovodík a kyselina chlorovodíková. Fyzikálne a chemické vlastnosti. Spôsoby získavania. Použitie kyseliny chlorovodíkovej. Úloha kyseliny chlorovodíkovej a chloridov v životných procesoch. halogenidy.

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

2 . Zlúčeniny halogénov s kyslíkom.

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

3. Zlúčeniny s inými nekovmi.

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

4 . Spoje na kovy .

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

Viacprvkové halogénové zlúčeniny

1. Kyslík obsahujúce chlórové kyseliny a ich soli. Kyselina chlórna, chlórna, chloristá a chloristá. Zmeny kyslých vlastností, stability a oxidačných vlastností v rade HClO – HClO 4 . Zásady získavania týchto kyselín. Chlornany, chloritany, chlorečnany a chloristany. Tepelná stabilita a oxidačné vlastnosti. Všeobecné zásady získavania solí. Použitie solí. Bieliaci prášok. Bertholletova soľ. Chloristan amónny.

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

2 . Kyslíkaté kyseliny brómu a jódu a ich soli .

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

3 . Aplikácia halogénov a ich najdôležitejších zlúčenín

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

4 . Biologická úloha halogénových zlúčenín

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

VzťahNajdôležitejšie zlúčeniny chlóru:

Podskupinu halogénov tvoria prvky fluór, chlór, bróm a jód.

Elektrónové konfigurácie vonkajšej valenčnej vrstvy halogénov sú konfigurácie fluóru, chlóru, brómu a jódu). Takéto elektronické konfigurácie určujú typické oxidačné vlastnosti halogénov – všetky halogény majú schopnosť získavať elektróny, hoci pri prechode na jód je oxidačná schopnosť halogénov oslabená.

Za normálnych podmienok existujú halogény vo forme jednoduchých látok pozostávajúcich z dvojatómových molekúl typu s kovalentnými väzbami. Fyzikálne vlastnosti halogénov sa výrazne líšia: napríklad fluór je za normálnych podmienok plyn, ktorý sa ťažko skvapalňuje, chlór je tiež plyn, ale ľahko skvapalňuje, bróm je kvapalina, jód je pevná látka.

Chemické vlastnosti halogénov.

Na rozdiel od všetkých ostatných halogénov, fluór vo všetkých svojich zlúčeninách vykazuje iba jeden oxidačný stav, 1-, a nevykazuje premennú mocnosť. Pre ostatné halogény je najcharakteristickejší oxidačný stav tiež 1-, avšak v dôsledku prítomnosti voľných -orbitálov na vonkajšej úrovni môžu vykazovať aj iné nepárne oxidačné stavy od do v dôsledku čiastočného alebo úplného párovania valenčných elektrónov.

Najväčšiu aktivitu má fluór. Väčšina kovov, dokonca aj pri izbovej teplote, sa vznieti v atmosfére a uvoľňuje veľké množstvo tepla, napríklad:

Bez zahrievania fluór reaguje aj s mnohými nekovmi (vodík - pozri vyššie), pričom zároveň uvoľňuje veľké množstvo tepla:

Pri zahrievaní fluór oxiduje všetky ostatné halogény podľa nasledujúcej schémy:

kde a v zlúčeninách sú oxidačné stavy chlóru, brómu a jódu rovnaké.

Nakoniec, keď je fluór ožiarený, reaguje dokonca aj s inertnými plynmi:

Veľmi intenzívne prebieha aj interakcia fluóru s komplexnými látkami. Takže oxiduje vodu a reakcia je výbušná:

Voľný chlór je tiež veľmi reaktívny, hoci jeho aktivita je menšia ako aktivita fluóru. Reaguje priamo so všetkými jednoduchými látkami okrem kyslíka, dusíka a vzácnych plynov, napr.

Pre tieto reakcie, ako aj pre všetky ostatné, sú veľmi dôležité podmienky ich vzniku. Pri izbovej teplote teda chlór nereaguje s vodíkom; pri zahriatí nastáva táto reakcia, ale ukazuje sa ako vysoko reverzibilná a pri silnom ožiarení prebieha nevratne (s výbuchom) reťazovým mechanizmom.

Chlór reaguje s mnohými komplexnými látkami, napríklad substitúciou a adíciou s uhľovodíkmi:

Chlór je schopný pri zahrievaní vytesniť bróm alebo jód z ich zlúčenín vodíkom alebo kovmi:

a tiež reverzibilne reaguje s vodou:

Chlór, ktorý sa rozpúšťa vo vode a čiastočne s ňou reaguje, ako je uvedené vyššie, tvorí rovnovážnu zmes látok nazývanú chlórová voda.

Všimnite si tiež, že chlór na ľavej strane poslednej rovnice má oxidačný stav 0. V dôsledku reakcie sa oxidačný stav niektorých atómov chlóru stal 1- (in), pre iné (v kyseline chlórnej). Táto reakcia je príkladom samooxidačno-samo-redukčnej reakcie alebo disproporcionácie.

Pripomeňme, že chlór môže reagovať (neúmerne) s alkáliami rovnakým spôsobom (pozri časť „Zásady“ v § 8).

Chemická aktivita brómu je nižšia ako u fluóru a chlóru, ale stále je dosť vysoká v dôsledku skutočnosti, že bróm sa zvyčajne používa v kvapalnom stave, a preto sú jeho počiatočné koncentrácie, za iných okolností rovnaké, vyššie ako koncentrácie chlóru. Ako „mäkšie“ činidlo sa bróm široko používa v organickej chémii.

Všimnite si, že bróm, podobne ako chlór, sa rozpúšťa vo vode a po čiastočnej reakcii s ňou vytvára takzvanú „brómovú vodu“, zatiaľ čo jód je vo vode prakticky nerozpustný a nie je schopný ju oxidovať ani pri zahrievaní; z tohto dôvodu neexistuje žiadna „jódová voda“.

Výroba halogénov.

Najbežnejším technologickým spôsobom výroby fluóru a chlóru je elektrolýza roztavených solí (pozri § 7). Bróm a jód sa v priemysle zvyčajne získavajú chemicky.

V laboratóriu sa chlór vyrába pôsobením rôznych oxidačných činidiel na kyselinu chlorovodíkovú, napr.

Oxidácia prebieha ešte účinnejšie pomocou manganistanu draselného – pozri časť „Kyseliny“ v § 8.

Halogenidy a halogenovodíkové kyseliny.

Všetky halogenovodíky sú za normálnych podmienok plynné. Chemická väzba uskutočnená v ich molekulách je polárna kovalentná a polarita väzby v sérii klesá. Pevnosť väzby v tejto sérii tiež klesá. Všetky halogenovodíky sú vďaka svojej polarite na rozdiel od halogénov vysoko rozpustné vo vode. Takže pri izbovej teplote v 1 objeme vody môžete rozpustiť asi 400 objemov a asi 400 objemov

Keď sa halogenovodíky rozpustia vo vode, disociujú sa na ióny a vytvoria sa roztoky zodpovedajúcich halogenovodíkových kyselín. Okrem toho po rozpustení HCl disociuje takmer úplne, takže výsledné kyseliny sa považujú za silné. Naproti tomu kyselina fluorovodíková je slabá. To sa vysvetľuje asociáciou molekúl HF v dôsledku výskytu vodíkových väzieb medzi nimi. Sila kyselín teda klesá z HI na HF.

Keďže záporné ióny halogenovodíkových kyselín môžu vykazovať iba redukčné vlastnosti, keď tieto kyseliny interagujú s kovmi, oxidácia týchto kyselín môže nastať iba v dôsledku iónov, a preto kyseliny reagujú iba s kovmi, ktoré sú v napäťovej sérii vľavo od vodíka.

Všetky halogenidy kovov, s výnimkou solí Ag a Pb, sú vysoko rozpustné vo vode. Nízka rozpustnosť halogenidov striebra umožňuje použitie výmennej reakcie ako napr

ako kvalitatívne na detekciu zodpovedajúcich iónov. V dôsledku reakcie sa AgCl vyzráža ako biela zrazenina, AgBr - žltkastobiela, Agl - svetložltá.

Na rozdiel od iných halogenovodíkových kyselín reaguje kyselina fluorovodíková s oxidom kremičitým:

Keďže oxid kremičitý je súčasťou skla, kyselina fluorovodíková sklo koroduje, a preto sa v laboratóriách skladuje v nádobách z polyetylénu alebo teflónu.

Všetky halogény, okrem fluóru, môžu tvoriť zlúčeniny, v ktorých majú kladný oxidačný stav. Najdôležitejšie z týchto zlúčenín sú kyseliny halogénového typu s obsahom kyslíka a ich zodpovedajúce soli a anhydridy.

Halogény– Prvky skupiny VII – fluór, chlór, bróm, jód, astatín (astatín bol pre svoju rádioaktivitu málo skúmaný). Halogény sú odlišné nekovy. Iba jód v ojedinelých prípadoch vykazuje niektoré vlastnosti podobné kovom.

V neexcitovanom stave majú atómy halogénu spoločnú elektronickú konfiguráciu: ns2np5. To znamená, že halogény majú 7 valenčných elektrónov, okrem fluóru.

Fyzikálne vlastnosti halogénov: F2 – bezfarebný, ťažko skvapalnený plyn; Cl2 je žltozelený, ľahko skvapalnený plyn s prenikavým dusivým zápachom; Br2 – červenohnedá kvapalina; I2 je fialová kryštalická látka.

Vodné roztoky halogenovodíkov tvoria kyseliny. HF – fluorovodík (fluorid); HCl – chlorovodíková (soľ); НBr — bromovodík; HI – jodovodík. Sila kyselín klesá zhora nadol. Kyselina fluorovodíková je najslabšia zo série halogénovaných kyselín a kyselina jodovodíková je najsilnejšia. Vysvetľuje to skutočnosť, že väzbová energia Hg zhora klesá. Sila molekuly NG klesá v rovnakom smere, čo je spojené s nárastom medzijadrovej vzdialenosti. Rozpustnosť slabo rozpustných solí vo vode tiež klesá:

Zľava doprava sa rozpustnosť halogenidov znižuje. AgF je vysoko rozpustný vo vode. Všetky halogény vo voľnom stave sú oxidačné činidlá. Ich sila ako oxidačných činidiel klesá z fluóru na jód. V kryštalickom, kvapalnom a plynnom skupenstve všetky halogény existujú vo forme jednotlivých molekúl. Polomery atómov sa zväčšujú v rovnakom smere, čo vedie k zvýšeniu bodov topenia a varu. Fluór disociuje na atómy lepšie ako jód. Elektródové potenciály klesajú pri pohybe dole po halogénovej podskupine. Najvyšší elektródový potenciál má fluór. Fluór je najsilnejšie oxidačné činidlo. Akýkoľvek vyšší voľný halogén vytlačí nižší, ktorý je v roztoku v stave záporne nabitého iónu.

20. Chlór. Chlorovodík a kyselina chlorovodíková

Chlór (Cl) – stojí v 3. perióde, v skupine VII hlavnej podskupiny periodickej sústavy, poradové číslo 17, atómová hmotnosť 35,453; sa týka halogénov.

Fyzikálne vlastnosti:žltozelený plyn so štipľavým zápachom. Hustota 3,214 g/l; teplota topenia -101 °C; bod varu -33,97 °C, Pri bežnej teplote ľahko skvapalňuje pod tlakom 0,6 MPa. Rozpustením vo vode tvorí žltkastú chlórovú vodu. Je vysoko rozpustný v organických rozpúšťadlách, najmä v hexáne (C6H14) a tetrachlórmetáne.

Chemické vlastnosti chlóru: elektronická konfigurácia: 1s22s22p63s22p5. Vo vonkajšej úrovni je 7 elektrónov. Na dokončenie úrovne potrebujete 1 elektrón, ktorý chlór akceptuje a vykazuje oxidačný stav -1. Existujú aj kladné oxidačné stavy chlóru do + 7. Známe sú tieto oxidy chlóru: Cl2O, ClO2, Cl2O6 a Cl2O7. Všetky sú nestabilné. Chlór je silné oxidačné činidlo. Reaguje priamo s kovmi a nekovmi:

Reaguje s vodíkom. Za normálnych podmienok reakcia prebieha pomaly, so silným zahrievaním alebo osvetlením - s výbuchom, podľa reťazového mechanizmu:

Chlór interaguje s alkalickými roztokmi a vytvára soli - chlórnany a chloridy:

Keď sa chlór dostane do alkalického roztoku, vytvorí sa zmes roztokov chloridu a chlórnanu:

Chlór je redukčné činidlo: Cl2 + 3F2 = 2ClF3.

Interakcia s vodou:

Chlór nereaguje priamo s uhlíkom, dusíkom a kyslíkom.

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

Elektrolýza: 2NaCl + 2H20 = Cl2 + H2 + 2NaOH.

Nález v prírode: obsiahnuté v týchto mineráloch: halit (kamenná soľ), sylvit, bischofit; morská voda obsahuje chloridy sodíka, draslíka, horčíka a ďalších prvkov.

Chlorovodík HCl. Fyzikálne vlastnosti: bezfarebný plyn, ťažší ako vzduch, vysoko rozpustný vo vode za vzniku kyseliny chlorovodíkovej.

Potvrdenie: v laboratóriu:

V priemysle: vodík sa spaľuje v prúde chlóru. Potom sa chlorovodík rozpustí vo vode za vzniku kyseliny chlorovodíkovej (pozri vyššie).

Chemické vlastnosti: kyselina chlorovodíková je silná, jednosýtna, interaguje s kovmi v napäťovom rade až po vodík: Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2.

Ako redukčné činidlo reaguje s oxidmi a hydroxidmi mnohých kovov.