domov - Orodja
Na kratko o kemijskih lastnostih halogenov. Halogeni – Hipermarket znanja

Fluor je lahko samo oksidant, kar je enostavno razložiti z njegovim položajem v periodnem sistemu kemičnih elementov D.I. Je močan oksidant, saj oksidira celo nekatere žlahtne pline:

2F 2 +Xe=XeF 4

Treba je pojasniti visoko kemično aktivnost fluora

Toda uničenje molekule fluora zahteva veliko manj energije, kot se sprosti pri nastajanju novih vezi.

Tako se zaradi majhnega radija atoma fluora osamljeni elektronski pari v molekuli fluora medsebojno trčijo in oslabijo.

Halogeni medsebojno delujejo s skoraj vsemi preprostimi snovmi.

1. Reakcija s kovinami poteka najmočneje. Pri segrevanju fluor reagira z vsemi kovinami (vključno z zlatom in platino); na mrazu reagira z alkalijskimi kovinami, svincem, železom. Pri bakru in niklju reakcija ne poteka na mrazu, saj se na površini kovine tvori zaščitna plast fluorida, ki ščiti kovino pred nadaljnjo oksidacijo.

Klor močno reagira z alkalijskimi kovinami, z bakrom, železom in kositrom pa pride do reakcije pri segrevanju. Brom in jod se obnašata podobno.

Interakcija halogenov s kovinami je eksotermni proces in se lahko izrazi z enačbo:

2M+nHaI 2 =2MHaI DH<0

Kovinski halogenidi so tipične soli.

Halogeni v tej reakciji kažejo močne oksidativne lastnosti. V tem primeru kovinski atomi oddajo elektrone, atomi halogenov pa sprejmejo, na primer:

2. V normalnih pogojih fluor reagira z vodikom v temi z eksplozijo. Interakcija klora z vodikom se pojavi pri močni sončni svetlobi.

Brom in vodik medsebojno delujeta le pri segrevanju, jod pa z vodikom reagira pri močnem segrevanju (do 350 °C), vendar je ta proces reverzibilen.

H 2 + Cl 2 = 2 HCl H 2 + Br 2 = 2 HBr

Н 2 +I 2 « 350° 2HI

Halogen je v tej reakciji oksidant.

Raziskave so pokazale, da ima reakcija med vodikom in klorom na svetlobi naslednji mehanizem.

Molekula Cl 2 absorbira svetlobni kvant hv in razpade na anorganske radikale Cl. . To služi kot začetek reakcije (začetno vzbujanje reakcije). Potem pa se nadaljuje po svoje. Klor radikal Cl. reagira z molekulo vodika. V tem primeru nastaneta vodikov radikal H in HCl. Po drugi strani pa vodikov radikal H. reagira z molekulo Cl 2 in tvori HCl in Cl. itd.

Сl 2 +hv=Сl. +Cl.

Cl. +H2 =HCl+H.

N. +Cl2 =HCl+C1.

Začetno navdušenje je povzročilo verigo zaporednih reakcij. Take reakcije imenujemo verižne reakcije. Rezultat je vodikov klorid.

3. Halogeni ne interagirajo neposredno s kisikom in dušikom.

4. Halogeni dobro reagirajo z drugimi nekovinami, na primer:

2P+3Cl 2 =2PCl 3 2P+5Cl 2 =2PCl 5 Si+2F 2 =SiF 4

Halogeni (razen fluora) ne reagirajo z inertnimi plini. Kemična aktivnost broma in joda proti nekovinam je manj izrazita kot aktivnost fluora in klora.

V vseh zgornjih reakcijah imajo halogeni oksidativne lastnosti.

Interakcija halogenov s kompleksnimi snovmi. 5. Z vodo.

Fluor eksplozivno reagira z vodo in tvori atomski kisik:

H2O+F2 =2HF+O

Preostali halogeni reagirajo z vodo po naslednji shemi:

Gal 0 2 +H 2 O «NGal -1 +NGal +1 O

Ta reakcija je reakcija disproporcioniranja, kjer je halogen hkrati redukcijsko sredstvo in oksidant, na primer:

Cl2 +H20«HCl+HClO

Cl 2 +H 2 O«H + +Cl - +HClO

Сl°+1e - ®Сl - Cl°-1e - ®Сl +

kjer je HCl močna klorovodikova kislina; HClO - šibka hipoklorova kislina

6. Halogeni lahko odstranijo vodik iz drugih snovi, terpentin + C1 2 = HC1 + ogljik

Klor nadomešča vodik v nasičenih ogljikovodikih: CH 4 + Cl 2 = CH 3 Cl + HCl

in povezuje nenasičene spojine:

C 2 H 4 + Cl 2 = C 2 H 4 Cl 2

7. Reaktivnost halogenov se zmanjša v seriji F-Cl - Br - I. Zato prejšnji element izpodriva naslednjega iz kislin tipa NG (G - halogen) in njihovih soli. V tem primeru se aktivnost zmanjša: F 2 > Cl 2 > Br 2 > I 2

Aplikacija

Klor se uporablja za dezinfekcijo pitne vode, beljenje tkanin in papirne mase. Velike količine se porabijo za proizvodnjo klorovodikove kisline, belila itd. Fluor je našel široko uporabo pri sintezi polimernih materialov - fluoroplastike, ki imajo visoko kemično odpornost, pa tudi kot oksidant za raketno gorivo. Nekatere fluorove spojine se uporabljajo v medicini. Brom in jod sta močna oksidanta in ju uporabljamo pri različnih sintezah in analizah snovi.

Za izdelavo zdravil se uporabljajo velike količine broma in joda.

Vodikovi halogenidi

Spojine halogenov z vodikom HX, kjer je X kateri koli halogen, imenujemo vodikovi halogenidi. Zaradi velike elektronegativnosti halogenov je vezni elektronski par premaknjen proti njim, zato so molekule teh spojin polarne.

Vodikovi halogenidi so brezbarvni plini z ostrim vonjem in so zlahka topni v vodi. Pri 0 °C raztopite 500 volumnov HCl, 600 volumnov HBr in 450 volumnov HI v 1 volumnu vode. Vodikov fluorid se meša z vodo v poljubnem razmerju. Visoka topnost teh spojin v vodi omogoča pridobivanje koncentriranega

Tabela 16. Stopnje disociacije halogenvodikovih kislin

raztopine za kopanje. Ko se vodikovi halogenidi raztopijo v vodi, disociirajo kot kisline. HF spada med šibko disociirane spojine, kar je razloženo s posebno trdnostjo vezi v kuli. Preostale raztopine vodikovih halogenidov uvrščamo med močne kisline.

HF - fluorovodikova kislina HC1 - klorovodikova kislina HBr - bromovodikova kislina HI - jodovodikova kislina

Jakost kislin v seriji HF - HCl - HBr - HI se poveča, kar je razloženo z zmanjšanjem vezavne energije v isti smeri in povečanjem medjedrne razdalje. HI je najmočnejša kislina iz vrste halogenvodikovih kislin (glej tabelo 16).

Polarizabilnost se poveča zaradi dejstva, da se voda polarizira

Večja povezava je tista, katere dolžina je večja. I Soli halogenovodikovih kislin imajo naslednja imena: fluoridi, kloridi, bromidi, jodidi.

Kemijske lastnosti halogenovodikovih kislin

V suhi obliki vodikovi halogenidi ne vplivajo na večino kovin.

1. Vodne raztopine vodikovih halogenidov imajo lastnosti kislin brez kisika. Močno sodelujejo s številnimi kovinami, njihovimi oksidi in hidroksidi; ne vplivajo na kovine, ki so v elektrokemičnem napetostnem nizu kovin za vodikom. Interakcija z nekaterimi solmi in plini.

Fluorovodikova kislina uničuje steklo in silikate:

SiO 2 +4HF=SiF 4 +2H 2 O

Zato ga ni mogoče shranjevati v steklenih posodah.

2. V redoks reakcijah se halogenovodkove kisline obnašajo kot reducenti, redukcijska aktivnost v nizu Cl - , Br - , I - pa se poveča.

potrdilo o prejemu

Vodikov fluorid nastane z delovanjem koncentrirane žveplove kisline na fluorit:

CaF2 +H2SO4 =CaSO4 +2HF

Vodikov klorid nastane z neposredno reakcijo vodika s klorom:

H 2 + Cl 2 = 2HCl

To je sintetična metoda pridelave.

Sulfatna metoda temelji na koncentrirani reakciji

žveplovo kislino z NaCl.

Z rahlim segrevanjem se reakcija nadaljuje s tvorbo HCl in NaHSO 4.

NaCl+H2SO4 =NaHSO4 +HCl

Pri višji temperaturi pride do druge stopnje reakcije:

NaCl+NaHSO 4 =Na 2 SO 4 +HCl

Vendar je nemogoče pridobiti HBr in HI na podoben način, ker njihove spojine s kovinami pri interakciji s koncentriranimi

oksidirajo z žveplovo kislino, saj I - in Br - sta močna reducenta.

2NaBr -1 +2H 2 S +6 O 4(k) =Br 0 2 +S +4 O 2 +Na 2 SO 4 +2H 2 O

Vodikov bromid in vodikov jodid dobimo s hidrolizo PBr 3 in PI 3: PBr 3 +3H 2 O=3HBr+H 3 PO 3 PI 3 +3H 2 O=3HI+H 3 PO 3

Halidi

Kovinski halogenidi so tipične soli. Zanje je značilen ionski tip vezi, kjer imajo kovinski ioni pozitiven naboj, halogenski ioni pa negativen naboj. Imajo kristalno mrežo.

Reducijska sposobnost halogenidov narašča v vrstnem redu Cl -, Br -, I - (glej §2.2).

Topnost slabo topnih soli se zmanjša v nizu AgCl - AgBr - AgI; nasprotno pa je sol AgF dobro topna v vodi. Večina soli halogenovodikovih kislin je dobro topnih v vodi.

Vodikov atom ima elektronsko formulo zunanje (in edine) elektronske ravni 1 s 1. Po eni strani je atom vodika v smislu prisotnosti enega elektrona na zunanji elektronski ravni podoben atomom alkalijskih kovin. Vendar, tako kot halogeni, potrebuje le en elektron, da zapolni zunanjo elektronsko raven, saj lahko prva elektronska raven vsebuje največ 2 elektrona. Izkazalo se je, da lahko vodik hkrati uvrstimo tako v prvo kot v predzadnjo (sedmo) skupino periodnega sistema, kar se včasih izvaja v različnih različicah periodnega sistema:

Z vidika lastnosti vodika kot enostavne snovi ima še vedno več skupnega s halogeni. Vodik je tako kot halogeni nekovina in tako kot oni tvori dvoatomne molekule (H 2).

V normalnih pogojih je vodik plinasta, nizko aktivna snov. Nizko aktivnost vodika pojasnjujejo z visoko trdnostjo vezi med vodikovimi atomi v molekuli, katerih pretrganje zahteva bodisi močno segrevanje bodisi uporabo katalizatorjev ali oboje.

Interakcija vodika s preprostimi snovmi

s kovinami

Od kovin vodik reagira le z alkalijskimi in zemeljskoalkalijskimi kovinami! Alkalijske kovine vključujejo kovine glavne podskupine I. skupine (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr), zemeljskoalkalijske kovine pa kovine glavne podskupine II. skupine, razen berilija in magnezija (Ca, Sr, Ba, Ra)

Pri interakciji z aktivnimi kovinami ima vodik oksidativne lastnosti, tj. zniža njegovo oksidacijsko stanje. Pri tem nastanejo hidridi alkalijskih in zemeljskoalkalijskih kovin, ki imajo ionsko strukturo. Pri segrevanju pride do reakcije:

Treba je opozoriti, da je interakcija z aktivnimi kovinami edini primer, ko je molekularni vodik H2 oksidant.

z nekovinami

Od nekovin vodik reagira samo z ogljikom, dušikom, kisikom, žveplom, selenom in halogeni!

Ogljik je treba razumeti kot grafit ali amorfni ogljik, saj je diamant izjemno inertna alotropna modifikacija ogljika.

Pri interakciji z nekovinami lahko vodik opravlja samo funkcijo reducenta, to je samo povečanje njegovega oksidacijskega stanja:

Interakcija vodika s kompleksnimi snovmi

s kovinskimi oksidi

Vodik ne reagira s kovinskimi oksidi, ki so v vrsti aktivnosti kovin do aluminija (vključno), vendar pa lahko pri segrevanju reducira številne kovinske okside desno od aluminija:

z nekovinskimi oksidi

Od nekovinskih oksidov vodik pri segrevanju reagira z dušikovimi, halogenimi in ogljikovimi oksidi. Med vsemi interakcijami vodika z nekovinskimi oksidi je posebej omembe vredna njegova reakcija z ogljikovim monoksidom CO.

Mešanica CO in H2 ima celo svoje ime - "sintezni plin", saj je glede na pogoje mogoče iz nje pridobiti tako priljubljene industrijske izdelke, kot so metanol, formaldehid in celo sintetični ogljikovodiki:

s kislinami

Vodik ne reagira z anorganskimi kislinami!

Od organskih kislin vodik reagira samo z nenasičenimi kislinami, pa tudi s kislinami, ki vsebujejo funkcionalne skupine, ki se lahko reducirajo z vodikom, zlasti aldehidne, keto ali nitro skupine.

s solmi

V primeru vodnih raztopin soli ne pride do njihove interakcije z vodikom. Vendar pa je pri prehodu vodika preko trdnih soli nekaterih kovin srednje in nizke aktivnosti možna njihova delna ali popolna redukcija, na primer:

Kemijske lastnosti halogenov

Halogeni so kemijski elementi skupine VIIA (F, Cl, Br, I, At), pa tudi enostavne snovi, ki jih tvorijo. Tu in naprej v besedilu, če ni drugače navedeno, bomo halogene razumeli kot enostavne snovi.

Vsi halogeni imajo molekularno zgradbo, ki določa nizka tališča in vrelišča teh snovi. Molekule halogena so dvoatomne, tj. njihovo formulo lahko zapišemo v splošni obliki kot Hal 2.

Treba je opozoriti na tako specifično fizikalno lastnost joda, kot je njegova sposobnost sublimacija ali z drugimi besedami, sublimacija. Sublimacija, je pojav, pri katerem se snov v trdnem stanju pri segrevanju ne stopi, ampak mimo tekoče faze takoj preide v plinasto stanje.

Elektronska struktura zunanje energijske ravni atoma katerega koli halogena ima obliko ns 2 np 5, kjer je n številka obdobja periodnega sistema, v katerem se nahaja halogen. Kot lahko vidite, atomi halogenov potrebujejo le en elektron, da dosežejo zunanjo lupino z osmimi elektroni. Iz tega je logična predpostavka o pretežno oksidativnih lastnostih prostih halogenov, kar se v praksi tudi potrjuje. Kot je znano, se elektronegativnost nekovin zmanjša, ko se premikamo po podskupini navzdol, zato se aktivnost halogenov zmanjša v seriji:

F 2 > Cl 2 > Br 2 > I 2

Interakcija halogenov s preprostimi snovmi

Vsi halogeni so zelo reaktivne snovi in ​​reagirajo z večino preprostih snovi. Vendar je treba opozoriti, da lahko fluor zaradi svoje izjemno visoke reaktivnosti reagira tudi s tistimi preprostimi snovmi, s katerimi drugi halogeni ne morejo reagirati. Takšne preproste snovi vključujejo kisik, ogljik (diamant), dušik, platino, zlato in nekatere žlahtne pline (ksenon in kripton). Tisti. pravzaprav, fluor ne reagira le z nekaterimi žlahtnimi plini.

Preostali halogeni, tj. klor, brom in jod so tudi aktivne snovi, vendar manj aktivne kot fluor. Reagirajo s skoraj vsemi enostavnimi snovmi razen s kisikom, dušikom, ogljikom v obliki diamanta, platine, zlata in žlahtnih plinov.

Interakcija halogenov z nekovinami

vodik

Ko vsi halogeni medsebojno delujejo z vodikom, nastanejo vodikovi halogenidi s splošno formulo HHal. V tem primeru se reakcija fluora z vodikom začne spontano tudi v temi in poteka z eksplozijo v skladu z enačbo:

Reakcija klora z vodikom se lahko sproži z intenzivnim ultravijoličnim obsevanjem ali toploto. Nadaljuje tudi z eksplozijo:

Brom in jod reagirata z vodikom le pri segrevanju, hkrati pa je reakcija z jodom reverzibilna:

fosfor

Interakcija fluora s fosforjem vodi do oksidacije fosforja do najvišjega oksidacijskega stanja (+5). V tem primeru nastane fosforjev pentafluorid:

Pri interakciji klora in broma s fosforjem je mogoče dobiti fosforjeve halogenide tako v oksidacijskem stanju + 3 kot v oksidacijskem stanju +5, kar je odvisno od deležev reagirajočih snovi:

Poleg tega se v primeru belega fosforja v atmosferi fluora, klora ali tekočega broma reakcija začne spontano.

Medsebojno delovanje fosforja z jodom lahko povzroči nastanek samo fosforjevega triodida zaradi njegove znatno nižje oksidativne sposobnosti kot pri drugih halogenih:

siva

Fluor oksidira žveplo do najvišjega oksidacijskega stanja +6, pri čemer nastane žveplov heksafluorid:

Klor in brom reagirata z žveplom in tvorita spojine, ki vsebujejo žveplo v oksidacijskih stopnjah +1 in +2, ki sta zanj izjemno nenavadna. Te interakcije so zelo specifične in za opravljanje Enotnega državnega izpita iz kemije sposobnost pisanja enačb za te interakcije ni potrebna. Zato so naslednje tri enačbe podane bolj kot referenca:

Interakcija halogenov s kovinami

Kot je navedeno zgoraj, je fluor sposoben reagirati z vsemi kovinami, tudi s tako neaktivnimi, kot sta platina in zlato:

Preostali halogeni reagirajo z vsemi kovinami razen s platino in zlatom:

Reakcije halogenov s kompleksnimi snovmi

Substitucijske reakcije s halogeni

Aktivnejši halogeni, tj. kemični elementi, ki se nahajajo višje v periodnem sistemu, lahko izpodrinejo manj aktivne halogene iz halogenovodikovih kislin in kovinskih halogenidov, ki jih tvorijo:

Podobno brom in jod izpodrivata žveplo iz raztopin sulfidov in/ali vodikovega sulfida:

Klor je močnejši oksidant in oksidira vodikov sulfid v svoji vodni raztopini ne v žveplo, temveč v žveplovo kislino:

Reakcija halogenov z vodo

Voda gori v fluoru z modrim plamenom v skladu z reakcijsko enačbo:

Brom in klor z vodo reagirata drugače kot fluor. Če je fluor deloval kot oksidant, potem sta klor in brom v vodi nesorazmerna in tvorita mešanico kislin. V tem primeru so reakcije reverzibilne:

Interakcija joda z vodo se pojavi v tako nepomembni meri, da jo lahko zanemarimo in lahko domnevamo, da do reakcije sploh ne pride.

Interakcija halogenov z alkalnimi raztopinami

Fluor pri interakciji z vodno raztopino alkalije spet deluje kot oksidant:

Sposobnost pisanja te enačbe ni potrebna za opravljanje enotnega državnega izpita. Dovolj je vedeti dejstvo o možnosti takšne interakcije in oksidativno vlogo fluora v tej reakciji.

Za razliko od fluora so drugi halogeni v alkalijskih raztopinah nesorazmerni, to pomeni, da hkrati povečajo in zmanjšajo svojo oksidacijsko stopnjo. Poleg tega je pri kloru in bromu, odvisno od temperature, možen tok v dveh različnih smereh. Zlasti pri mrazu reakcije potekajo takole:

in pri segrevanju:

Jod reagira z alkalijami izključno po drugi možnosti, tj. z nastankom jodata, saj hipojodit ni stabilen ne samo pri segrevanju, ampak tudi pri običajnih temperaturah in celo na mrazu.

OPREDELITEV

Halogeni– elementi skupine VII A – fluor (F), klor (Cl), brom (Br) in jod (I).

Elektronska konfiguracija zunanje energijske ravni halogenov ns 2 np 5. Ker halogenom manjka le en elektron pred dokončanjem energetskega nivoja, imajo v ORR največkrat lastnosti oksidantov. Oksidacijska stanja halogenov: od "-1" do "+7". Edini element iz skupine halogenov, fluor, ima samo eno oksidacijsko stanje "-1" in je najbolj elektronegativen element. Molekule halogena so dvoatomne: F 2, Cl 2, Br 2, I 2.

Kemijske lastnosti halogenov

Z naraščajočim nabojem jedra atoma kemičnega elementa, tj. pri prehodu s fluora na jod se oksidacijska sposobnost halogenov zmanjša, kar potrjuje sposobnost izpodrivanja nižjih halogenov z višjimi iz halogenovodikovih kislin in njihovih soli:

Br 2 + 2HI = I 2 + 2HBr;

Cl 2 + 2KBr = Br 2 + 2KCl.

Največjo kemijsko aktivnost ima fluor. Večina kemičnih elementov, tudi pri sobni temperaturi, sodeluje s fluorom, pri čemer se sprosti velika količina toplote. Tudi voda gori v fluoru:

2H 2 O + 2F 2 = 4HF + O 2.

Prosti klor je manj reaktiven kot fluor. Ne reagira neposredno s kisikom, dušikom in žlahtnimi plini. Medsebojno deluje z vsemi drugimi snovmi, kot je fluor:

2Fe + Cl 2 = 2FeCl 3;

2P + 5Cl 2 = 2PCl 5.

Ko klor medsebojno deluje z vodo v mrazu, pride do reverzibilne reakcije:

Cl 2 + H 2 O↔HCl +HClO.

Mešanica reakcijskih produktov se imenuje klorova voda.

Pri interakciji klora z alkalijami na hladnem nastanejo mešanice kloridov in hipokloritov:

Cl 2 + Ca(OH) 2 = Ca(Cl)OCl + H 2 O.

Ko se klor raztopi v vroči raztopini alkalije, pride do naslednje reakcije:

3Cl 2 + 6KOH = 5KCl + KClO 3 + 3H 2 O.

Brom se, tako kot klor, raztopi v vodi in ob delni reakciji z njo tvori tako imenovano "bromovo vodo", medtem ko je jod v vodi praktično netopen.

Jod se po kemijski aktivnosti bistveno razlikuje od drugih halogenov. Z večino nekovin ne reagira, s kovinami pa le pri segrevanju reagira počasi. Interakcija joda z vodikom se pojavi le pri močnem segrevanju; reakcija je endotermna in zelo reverzibilna:

H 2 + I 2 = 2HI - 53 kJ.

Fizikalne lastnosti halogenov

Na št. fluor je svetlo rumen plin z ostrim vonjem. Strupeno. Klor je svetlo zelen plin, tako kot fluor ima oster vonj. Močno strupeno. Pri povišanem tlaku in sobni temperaturi zlahka preide v tekoče stanje. Brom je težka tekočina rdeče-rjave barve z značilnim neprijetnim ostrim vonjem. Tekoči brom in njegovi hlapi so zelo strupeni. Brom je slabo topen v vodi in dobro v nepolarnih topilih. Jod je temno siva trdna snov s kovinskim leskom. Jodove pare so vijolične. Jod zlahka sublimira, tj. prehaja iz trdnega v plinasto stanje, pri tem pa obide tekoče stanje.

Proizvodnja halogenov

Halogene lahko dobimo z elektrolizo raztopin ali talin halogenidov:

MgCl 2 = Mg + Cl 2 (talina).

Najpogosteje se halogeni pridobivajo z oksidacijsko reakcijo halogenovodikovih kislin:

MnO 2 + 4HCl = MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O;

K 2 Cr 2 O 7 + 14HCl \u003d 3Cl 2 + 2KCl + 2CrCl 3 + 7H 2 O;

2KMnO 4 +16HCl = 2MnCl 2 +5Cl 2 +8H 2 O +2KCl.

Uporaba halogenov

Halogeni se uporabljajo kot surovine za proizvodnjo različnih izdelkov. Tako se fluor in klor uporabljata za sintezo različnih polimernih materialov, klor je tudi surovina pri proizvodnji klorovodikove kisline. Brom in jod se pogosto uporabljata v medicini, brom pa se uporablja tudi v industriji barv in lakov.

Primeri reševanja problemov

PRIMER 1

telovadba Izračunajte prostornino klora (št.), ki je reagiral s kalijevim jodidom, če je nastal jod z maso 508 g.
rešitev Zapišimo enačbo reakcije med klorom in kalijevim jodidom:

Cl 2 + 2KI = I 2 + 2KCl

Molska masa joda, izračunana s pomočjo tabele kemičnih elementov D.I. Mendelejeva, enako – 254 g/mol. Ugotovimo količino nastalega joda:

v(I 2) = m(I 2)/M(I 2)

splošne značilnosti

Halogeni vključujejo pet glavnih nekovinskih elementov, ki se nahajajo v skupini VII periodnega sistema. Ta skupina vključuje kemične elemente, kot so fluor F, klor Cl, brom Br, jod I, astatin At.

Halogeni so dobili ime po grški besedi, ki v prevodu pomeni solotvorje ali »tvorje soli«, saj se načeloma večina spojin, ki vsebujejo halogene, imenuje soli.

Halogeni reagirajo s skoraj vsemi enostavnimi snovmi, z izjemo le nekaj kovin. So precej energični oksidanti, imajo zelo močan in oster vonj, dobro delujejo z vodo ter imajo visoko hlapnost in visoko elektronegativnost. Toda v naravi jih je mogoče najti le kot spojine.

Fizikalne lastnosti halogenov

1. Preproste kemikalije, kot so halogeni, so sestavljene iz dveh atomov;
2. Če upoštevamo halogene v normalnih pogojih, potem morate vedeti, da sta fluor in klor v plinastem stanju, medtem ko je brom tekoča snov, jod in astat pa sta trdni snovi.



3. Za halogene se tališče, vrelišče in gostota povečujejo z naraščajočo atomsko maso. Prav tako se hkrati spremeni njihova barva, postane temnejša.
4. Z vsakim povečanjem serijske številke se kemijska reaktivnost in elektronegativnost zmanjšata, nekovinske lastnosti pa postanejo šibkejše.
5. Halogeni imajo sposobnost tvorbe spojin med seboj, kot je BrCl.
6. Pri sobni temperaturi lahko halogeni obstajajo v vseh treh agregatnih stanjih.
7. Pomembno si je tudi zapomniti, da so halogeni precej strupene kemikalije.

Kemijske lastnosti halogenov

Pri kemični reakciji s kovinami halogeni delujejo kot oksidanti. Če na primer vzamemo fluor, potem tudi v normalnih pogojih reagira z večino kovin. Toda aluminij in cink se vnameta tudi v atmosferi: +2-1: ZnF2.



Proizvodnja halogenov

Pri proizvodnji fluora in klora v industrijskem obsegu se uporabljajo elektrolize ali raztopine soli.

Če pozorno pogledate spodnjo sliko, boste videli, kako je mogoče klor proizvesti v laboratoriju z uporabo enote za elektrolizo:



Na prvi sliki je prikazana naprava za staljenje natrijevega klorida, na drugi pa naprava za pripravo raztopine natrijevega klorida.

Ta proces elektrolize staljenega natrijevega klorida lahko predstavimo v obliki te enačbe:


S pomočjo takšne elektrolize se poleg proizvodnje klora tvorita tudi vodik in natrijev hidroksid:


Seveda se vodik proizvaja na preprostejši in cenejši način, česar pa ne moremo reči za natrijev hidroksid. Tako kot klor se skoraj vedno pridobiva samo z elektrolizo raztopine kuhinjske soli.


Če pogledate zgornjo sliko, boste videli, kako se lahko proizvaja klor v laboratoriju. Dobimo ga z reakcijo klorovodikove kisline z manganovim oksidom:

V industriji se brom in jod pridobiva z zamenjavo teh snovi s klorom iz bromidov in jodidov.

Uporaba halogenov

Fluor ali pravilneje bi ga imenovali bakrov fluorid (CuF2) ima precej širok spekter uporabe. Uporablja se pri izdelavi keramike, emajlov in raznih glazur. Po zaslugi fluora se je pojavila tudi teflonska ponev, ki jo najdemo v vsakem domu, in hladilno sredstvo v hladilnikih in klimatskih napravah.

Poleg gospodinjskih potreb se teflon uporablja tudi v medicinske namene, saj se uporablja pri izdelavi vsadkov. Fluor je potreben pri izdelavi leč v optiki in zobnih pastah.

Tudi klor najdemo dobesedno na vsakem koraku našega življenja. Najbolj razširjena in razširjena uporaba klora je seveda kuhinjska sol NaCl. Deluje tudi kot razstrupljevalno sredstvo in se uporablja v boju proti ledu.

Poleg tega je klor nepogrešljiv pri proizvodnji plastike, sintetičnega kavčuka in polivinilklorida, s pomočjo katerega pridobivamo oblačila, obutev in druge stvari, ki jih potrebujemo v vsakdanjem življenju. Uporablja se pri proizvodnji belil, praškov, barvil in drugih gospodinjskih kemikalij.

Brom je na splošno potreben kot fotoobčutljiva snov pri tiskanju fotografij. V medicini se uporablja kot pomirjevalo. Brom se uporablja tudi pri proizvodnji insekticidov in pesticidov itd.

Dobro znani jod, ki je v omari vsakega človeka, se uporablja predvsem kot antiseptik. Poleg antiseptičnih lastnosti je jod prisoten v svetlobnih virih in je tudi pomočnik pri odkrivanju prstnih odtisov na površini papirja.

Vloga halogenov in njihovih spojin za človeško telo

Pri izbiri zobne paste v trgovini je verjetno vsak od vas pozoren na dejstvo, da je vsebnost fluoridnih spojin navedena na njeni etiketi. In to ni brez razloga, saj ta komponenta sodeluje pri izgradnji zobne sklenine in kosti ter povečuje odpornost zob na karies. Prav tako ima pomembno vlogo pri presnovnih procesih, sodeluje pri izgradnji kostnega skeleta in preprečuje nastanek tako nevarne bolezni, kot je osteoporoza.

Klor ima pomembno vlogo tudi v človeškem telesu, saj aktivno sodeluje pri vzdrževanju vodno-solnega ravnovesja in vzdrževanju osmotskega tlaka. Klor sodeluje pri presnovi človeškega telesa, pri izgradnji tkiv in, kar je prav tako pomembno, pri odpravljanju odvečne teže. Klorovodikova kislina, ki je del želodčnega soka, je zelo pomembna za prebavo, saj je brez nje proces prebave hrane nemogoč.

Klor je za naše telo potreben in ga moramo dnevno vnašati v potrebnih odmerkih. Če pa je njegov vnos v telo presežen ali močno zmanjšan, potem ga takoj občutimo v obliki otekline, glavobolov in drugih neprijetnih simptomov, ki lahko ne samo motijo ​​​​presnovo, ampak tudi povzročijo črevesne bolezni.

Pri ljudeh so majhne količine broma prisotne v možganih, ledvicah, krvi in ​​jetrih. V medicinske namene se brom uporablja kot pomirjevalo. Toda preveliko odmerjanje ima lahko škodljive posledice, ki lahko privedejo do depresivnega stanja živčnega sistema in v nekaterih primerih do duševnih motenj. In pomanjkanje broma v telesu vodi do neravnovesja med procesi vzbujanja in inhibicije.

Naša ščitnica ne more brez joda, saj je sposoben uničiti mikrobe, ki vstopajo v naše telo. Če v človeškem telesu primanjkuje joda, se lahko začne bolezen ščitnice, imenovana golša. Ta bolezen povzroča precej neprijetne simptome. Oseba, ki ima golšo, čuti šibkost, zaspanost, vročino, razdražljivost in izgubo moči.

Iz vsega tega lahko sklepamo, da brez halogenov človek ne le izgubi veliko stvari, ki so potrebne v vsakdanjem življenju, ampak brez njih naše telo ne bi moglo normalno delovati.

OPREDELITEV

Halogeni– Elementi skupine VIIA – fluor (F), klor (Cl), brom (Br) in jod (I). Elektronska konfiguracija zunanje energijske ravni halogenov ns 2 np 5.

Ker halogenom manjka le en elektron pred dokončanjem energetskega nivoja, imajo v ORR največkrat lastnosti oksidantov. Oksidacijska stanja halogenov: od "-1" do "+7". Edini element iz skupine halogenov, fluor, ima samo eno oksidacijsko stanje "-1" in je najbolj elektronegativen element.

Priprava halogenov in njihovih spojin

Halogene lahko dobimo z elektrolizo raztopin ali talin halogenidov:

MgCl 2 = Mg + Cl 2 (talina)

Najpogosteje se halogeni pridobivajo z oksidacijsko reakcijo halogenovodikovih kislin:

MnO 2 + 4HCl = MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O

K 2 Cr 2 O 7 + 14HCl = 3Cl 2 + 2KCl +2CrCl 3 +7H 2 O

2KMnO 4 +16HCl = 2MnCl 2 +5Cl 2 +8H 2 O +2KCl

HF in HCl se pripravita z reakcijo njunih trdnih soli s koncentrirano žveplovo kislino pri segrevanju:

CaCl 2 + H 2 SO 4 = CaSO 4 + 2HCl

HBr in HI ni mogoče pridobiti na ta način, ker sta ti snovi močni reducenti in jih oksidira žveplova kislina:

2KBr + 2H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + Br 2 + 2H 2 O + SO 2

8KI + 5H 2 SO 4 = 4K 2 SO 4 +4I 2 +4H 2 O + H 2 S

Zato HBr in HI dobimo s hidrolizo ustreznih fosforjevih halogenidov:

PBr 3 + 3H 2 O = 3HBr + H 3 PO 3

Med halogenimi spojinami, ki vsebujejo kisik, so najpomembnejše kisline, ki vsebujejo kisik, in njihove soli. Tako je HClO ena od kislin klora, ki vsebuje kisik - hipoklorova kislina se pridobiva v vodnih raztopinah klora kot produkt hidrolize:

Cl 2 + H 2 O ↔ HClO + HCl

Soli hipoklorove kisline - hipokloriti nastanejo, ko klor prehaja skozi hladne alkalijske raztopine, na primer:

Cl 2 + 2KOH = KClO + KCl + H 2 O

Hipoklorovo kislino (HClO 3) dobimo z obdelavo kislinskih soli (kloratov) s koncentrirano žveplovo kislino:

Ba(ClO 3) 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 +2HClO 3

Soli hipoklorove kisline - klorati se pridobivajo s prehodom Cl 2 v vročo raztopino alkalije:

3Cl 2 + 6KOH = 5 KCl + KClO 3 + 3H 2 O

HClO 4 je perklorova kislina, ki jo lahko dobimo z obdelavo kalijevega perklorata s koncentrirano žveplovo kislino:

2 KClO 4 + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 +2 HClO 4

Raztopine hipobromaste (HOBr) in hipojodove (HOI) kisline lahko pripravimo, tako kot HClO, z reakcijo ustreznih halogenov z vodo.

Br 2 + H 2 O = HBr + HOBr

I 2 + H 2 O = HI + HOI

Bromovo (HBrO 3) in jodovo (HIO 3) kislino lahko dobimo z oksidacijo bromove ali jodne vode s klorom:

Br 2 + 5Cl 2 + 6H 2 O = 2HBrO 3 + 10 HCl

Biološki pomen halogenov in njihovih spojin

Klor - eden najpomembnejših elementov, ki sestavljajo žive organizme. Telo ga vsebuje v obliki soli – natrijevega klorida. Klor spodbuja metabolizem, rast las, daje moč in moč. Največ NaCl se nahaja v krvni plazmi.

HCl, ki je del želodčnega soka, nadzoruje prebavne procese. V odsotnosti 0,2% HCl se proces prebave hrane praktično ustavi.

Alge, pa tudi nekatere druge rastline, aktivno kopičijo brom. Morska voda vsebuje največjo količino broma, ki lahko prehaja v zrak, zato je njegova vsebnost v zraku obalnih območij vedno večja kot v območjih, oddaljenih od morja.

Jod je tako kot klor eden najpomembnejših elementov, ki sestavljajo žive organizme. Pomanjkanje joda v vodi in hrani zmanjša nastajanje ščitničnega hormona in povzroči endemično golšo. Jod pride v telo s hrano: kruhom, jajci, mlekom, vodo, morskimi algami in z zrakom (zlasti morskim) pri dihanju.

Uporaba halogenov in njihovih spojin

Halogeni se pogosto uporabljajo v industriji. Tako se fluor uporablja za proizvodnjo visokotemperaturnih maziv, teflona, ​​freonov itd. Klor se uporablja pri proizvodnji klorovodikove kisline, belil, hipokloritov in kloratov, za beljenje tkanin in celuloze za izdelavo papirja, za sterilizacijo pitne vode in dezinfekcijo odpadne vode itd.

Brom je potreben za proizvodnjo različnih zdravilnih snovi, nekaterih barvil, pa tudi srebrovega bromida, ki se uporablja pri izdelavi fotografskih materialov.

Jod se v medicini uporablja v obliki 10% raztopine v etanolu kot antiseptik in hemostatik. Jod je vključen v številna farmacevtska zdravila.

Fluorovodikova kislina (HF) se uporablja za proizvodnjo fluoridov, jedkanje stekla, odstranjevanje peska iz kovinskih ulitkov in analizo mineralov.

Klorovodikova kislina (HCl) se pogosto uporablja v kemijski praksi, pa tudi njene soli. Na primer, natrijev klorid (kuhinjska sol) služi kot surovina za proizvodnjo klora, klorovodikove kisline, kavstične sode in se uporablja v barvanju, izdelavi mila in drugih industrijah.

Primeri rešitev z vprašanjem

PRIMER 1

telovadba Zapišite enačbe za naslednje reakcije:

1) FeSO 4 + KClO 3 + H 2 SO 4 → ...

2) FeSO 4 + KClO 3 + KOH → ...

3) I 2 + Ba(OH) 2 → …

4) KBr + KVrO 3 + H 2 SO 4 → ...
Odgovori a) Pri tej reakciji železo poveča svoje oksidacijsko stanje iz »+2« na »+3«, tj. FeSO 4 je redukcijsko sredstvo, klor pa zmanjša oksidacijsko stanje iz "+5" na "1", tj. KClO 3 je oksidant:

6FeSO 4 + KClO 3 + 3H 2 SO 4 = 3Fe 2 (SO 4) 3 + KCl + 3H 2 O

b) Pri tej reakciji železo poveča svoje oksidacijsko stanje iz »+2« na »+3«, tj. FeSO 4 je redukcijsko sredstvo, klor pa zmanjša oksidacijsko stanje iz "+5" na "1", tj. KClO3 je oksidant:

6FeSO 4 + KClO 3 + 12KOH + 3H 2 O = 6Fe(OH) 3 ↓ + KCl + 6K 2 SO 4

c) Pri tej reakciji jod zviša in zniža oksidacijsko stanje od »0« do »+5« in od »0« do »-1«, tj. I 2 je hkrati redukcijsko sredstvo in oksidant - pride do reakcije nesorazmernosti:

6I 2 + 6Ba(OH) 2 = 5BaI 2 + Ba(IO 3) 2 + 6H 2 O

d) V tej reakciji brom zviša in zmanjša oksidacijsko stanje od »-1« do »0« in od »+5« do »0«, tj. KBr je reducent, KBrO 3 pa oksidant:

5КВr + КВrО 3 + 3Н 2 SO 4 = 3Вr 2 + 3К 2 SO 4 + 3Н 2 О
 

Preberite:



Vitez palic: pomen (Tarot)

Vitez palic: pomen (Tarot)

Vitez palice - Mala arkana Po astrologiji Vitez palice ustreza planetu Mars s svojo strastjo. Planet prebiva v Ovnu – pravzaprav...

Jedi z jurčki. Recepti. Vloženi jurčki za zimo - recept po korakih s fotografijami, kako kisati doma

Jedi z jurčki. Recepti. Vloženi jurčki za zimo - recept po korakih s fotografijami, kako kisati doma

Jurčki so res kralj med gobami. Medtem ko je treba druge plodiče skuhati in nato ocvreti, belemu ni treba...

Piščanec na žaru - recepti za marinado po korakih in tehnologija kuhanja v pečici, mikrovalovni pečici ali ponvi

Piščanec na žaru - recepti za marinado po korakih in tehnologija kuhanja v pečici, mikrovalovni pečici ali ponvi

Piščanca na žaru mnogi dojemajo kot ne preveč zdravo jed. Precejšnjo vlogo pri ustvarjanju takšnega slovesa je odigrala perutnina, kupljena v trgovinah, ki...

Kako pravilno kuhati piščanca na žaru

Kako pravilno kuhati piščanca na žaru

1. Piščanca je treba vnaprej marinirati v soli in papriki. Če želite to narediti, morate piščanca oprati znotraj in zunaj ter ga izdatno natreti s soljo in papriko....