Zapisy informacyjne i metodyczne usprawniające zarządzanie działalnością innowacyjną. Doskonalenie zarządzania działalnością innowacyjną organizacji. organizacyjnym i ekonomicznym - zawiera zagadnienia związane z planowaniem zatrudnienia oraz

Cl 2 + 2KI \u003d I 2 + 2KCl

Znajdź ilość substancji utworzonej jod:

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

v (I 2) \u003d 508/254 \u003d 2 mol

Zgodnie z równaniem reakcji ilość substancji chloru.

Atom wodoru ma wzór elektroniczny zewnętrznego (i jedynego) poziomu elektronowego 1 s jeden . Z jednej strony, dzięki obecności jednego elektronu na zewnętrznym poziomie elektronowym, atom wodoru jest podobny do atomów metali alkalicznych. Jednak, podobnie jak halogenom, brakuje tylko jednego elektronu do wypełnienia zewnętrznego poziomu elektronicznego, ponieważ na pierwszym poziomie elektronicznym mogą znajdować się nie więcej niż 2 elektrony. Okazuje się, że wodór można umieścić jednocześnie zarówno w pierwszej, jak i przedostatniej (siódmej) grupie układu okresowego, co czasami odbywa się w różnych wersjach układu okresowego:

Z punktu widzenia właściwości wodoru jako prostej substancji ma on jednak więcej wspólnego z halogenami. Wodór, podobnie jak halogeny, jest niemetalem i podobnie do nich tworzy cząsteczki dwuatomowe (H2).

W normalnych warunkach wodór jest substancją gazową, nieaktywną. Niską aktywność wodoru tłumaczy się dużą siłą wiązania między atomami wodoru w cząsteczce, co wymaga albo mocnego ogrzewania, albo użycia katalizatorów, albo obu jednocześnie, aby je rozerwać.

Oddziaływanie wodoru z prostymi substancjami

z metalami

Spośród metali wodór reaguje tylko z alkaliami i ziemiami alkalicznymi! Metale alkaliczne obejmują metale z głównej podgrupy grupy I (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr), a metale ziem alkalicznych to metale z głównej podgrupy grupy II, z wyjątkiem berylu i magnezu (Ca, Sr, Ba , Ra)

W interakcji z metalami aktywnymi wodór wykazuje właściwości utleniające, tj. obniża jego stopień utlenienia. W tym przypadku powstają wodorki metali alkalicznych i metali ziem alkalicznych, które mają strukturę jonową. Reakcja przebiega po podgrzaniu:

Należy zauważyć, że oddziaływanie z metalami aktywnymi jest jedynym przypadkiem, w którym wodór cząsteczkowy H2 jest czynnikiem utleniającym.

z niemetalami

Z niemetali wodór reaguje tylko z węglem, azotem, tlenem, siarką, selenem i halogenami!

Węgiel należy rozumieć jako grafit lub węgiel amorficzny, ponieważ diament jest niezwykle obojętną alotropową modyfikacją węgla.

Podczas interakcji z niemetalami wodór może pełnić jedynie funkcję środka redukującego, to znaczy może jedynie zwiększać swój stopień utlenienia:

Oddziaływanie wodoru z substancjami złożonymi

z tlenkami metali

Wodór nie reaguje z tlenkami metali, które są w szeregu metali do aluminium (włącznie), jednak po podgrzaniu jest w stanie zredukować wiele tlenków metali na prawo od aluminium:

z tlenkami niemetali

Spośród tlenków niemetali wodór po podgrzaniu reaguje z tlenkami azotu, halogenów i węgla. Spośród wszystkich oddziaływań wodoru z tlenkami niemetali na szczególną uwagę zasługuje jego reakcja z tlenkiem węgla CO.

Mieszanina CO i H 2 ma nawet swoją nazwę - „gaz syntezowy”, ponieważ w zależności od warunków można z niej otrzymać tak poszukiwane produkty przemysłowe, jak metanol, formaldehyd, a nawet syntetyczne węglowodory:

z kwasami

Wodór nie reaguje z kwasami nieorganicznymi!

Spośród kwasów organicznych wodór reaguje tylko z kwasami nienasyconymi, a także z kwasami zawierającymi grupy funkcyjne, które można redukować wodorem, w szczególności grupy aldehydowe, ketonowe lub nitrowe.

z solami

W przypadku wodnych roztworów soli nie zachodzi ich oddziaływanie z wodorem. Jednak po przepuszczeniu wodoru przez stałe sole niektórych metali o średniej i niskiej aktywności możliwa jest ich częściowa lub całkowita redukcja, np.:

Właściwości chemiczne halogenów

Halogeny to pierwiastki chemiczne z grupy VIIA (F, Cl, Br, I, At), a także proste substancje, które tworzą. W dalszej części, o ile nie zaznaczono inaczej, halogeny będą rozumiane jako proste substancje.

Wszystkie halogeny mają budowę cząsteczkową, co prowadzi do niskich temperatur topnienia i wrzenia tych substancji. Cząsteczki halogenowe są dwuatomowe, tj. ich wzór można zapisać w postaci ogólnej jako Hal 2 .

Należy zauważyć tak specyficzną fizyczną właściwość jodu, jak jego zdolność do: sublimacja czyli innymi słowy sublimacja. sublimacja, nazywają zjawisko, w którym substancja w stanie stałym nie topi się po podgrzaniu, ale omijając fazę ciekłą, natychmiast przechodzi w stan gazowy.

Struktura elektronowa zewnętrznego poziomu energii atomu dowolnego halogenu ma postać ns 2 np 5, gdzie n jest numerem okresu układu okresowego, w którym znajduje się halogen. Jak widać, w ośmioelektronowej zewnętrznej powłoce atomów halogenu brakuje tylko jednego elektronu. Z tego logiczne jest założenie, że wolne halogeny mają głównie właściwości utleniające, co również znajduje potwierdzenie w praktyce. Jak wiadomo, elektroujemność niemetali zmniejsza się wraz z przechodzeniem w dół podgrupy, a zatem aktywność halogenów zmniejsza się w serii:

F 2 > Cl 2 > Br 2 > I 2

Oddziaływanie halogenów z prostymi substancjami

Wszystkie halogeny są wysoce reaktywne i reagują z najprostszymi substancjami. Należy jednak zauważyć, że fluor, ze względu na swoją niezwykle wysoką reaktywność, może reagować nawet z tymi prostymi substancjami, z którymi inne halogeny nie mogą reagować. Do takich prostych substancji należą tlen, węgiel (diament), azot, platyna, złoto oraz niektóre gazy szlachetne (ksenon i krypton). Tych. faktycznie, fluor nie reaguje tylko z niektórymi gazami szlachetnymi.

Pozostałe halogeny, tj. chlor, brom i jod są również substancjami czynnymi, ale mniej aktywnymi niż fluor. Reagują z prawie wszystkimi prostymi substancjami z wyjątkiem tlenu, azotu, węgla w postaci diamentu, platyny, złota i gazów szlachetnych.

Oddziaływanie halogenów z niemetalami

wodór

Wszystkie halogeny reagują z wodorem, tworząc halogenki wodoru o ogólnym wzorze HHal. Jednocześnie reakcja fluoru z wodorem zaczyna się samoistnie nawet w ciemności i przebiega z wybuchem zgodnie z równaniem:

Reakcja chloru z wodorem może być inicjowana przez intensywne promieniowanie ultrafioletowe lub ogrzewanie. Przecieka również z wybuchem:

Brom i jod reagują z wodorem dopiero po podgrzaniu, a jednocześnie reakcja z jodem jest odwracalna:

fosfor

Oddziaływanie fluoru z fosforem prowadzi do utlenienia fosforu do najwyższego stopnia utlenienia (+5). W takim przypadku następuje tworzenie pięciofluorku fosforu:

W przypadku interakcji chloru i bromu z fosforem możliwe jest otrzymanie halogenków fosforu zarówno na stopniu utlenienia +3, jak i na stopniu utlenienia +5, co zależy od proporcji reagentów:

W przypadku fosforu białego w atmosferze fluoru, chloru lub ciekłego bromu reakcja rozpoczyna się samoistnie.

Oddziaływanie fosforu z jodem może prowadzić do powstania tylko trójjodku fosforu ze względu na znacznie niższą zdolność utleniania niż inne halogeny:

szary

Fluor utlenia siarkę do najwyższego stopnia utlenienia +6, tworząc sześciofluorek siarki:

Chlor i brom reagują z siarką, tworząc związki zawierające siarkę na niezwykle nietypowych dla niej stopniach utlenienia +1 i +2. Te interakcje są bardzo specyficzne i aby zdać egzamin z chemii, umiejętność zapisywania równań tych interakcji nie jest konieczna. W związku z tym jako wskazówkę podano trzy równania:

Oddziaływanie halogenów z metalami

Jak wspomniano powyżej, fluor może reagować ze wszystkimi metalami, nawet tak nieaktywnymi jak platyna i złoto:

Pozostałe halogeny reagują ze wszystkimi metalami z wyjątkiem platyny i złota:

Reakcje halogenów z substancjami złożonymi

Reakcje podstawienia z halogenami

Bardziej aktywne halogeny, tj. których pierwiastki chemiczne znajdują się wyżej w układzie okresowym, są w stanie wyprzeć mniej aktywne halogeny z tworzonych przez nie kwasów halogenowodorowych i halogenków metali:

Podobnie brom i jod wypierają siarkę z roztworów siarczków i/lub siarkowodoru:

Chlor jest silniejszym środkiem utleniającym i utlenia siarkowodór w swoim roztworze wodnym nie do siarki, ale do kwasu siarkowego:

Oddziaływanie halogenów z wodą

Woda pali się we fluorze niebieskim płomieniem zgodnie z równaniem reakcji:

Brom i chlor inaczej reagują z wodą niż fluor. Jeśli fluor działał jako środek utleniający, to chlor i brom w wodzie ulegają dysproporcjonowaniu, tworząc mieszaninę kwasów. W tym przypadku reakcje są odwracalne:

Oddziaływanie jodu z wodą postępuje w tak nieznacznym stopniu, że można je pominąć i uznać, że reakcja w ogóle nie zachodzi.

Oddziaływanie halogenów z roztworami alkalicznymi

Fluor w interakcji z wodnym roztworem zasady ponownie działa jako środek utleniający:

Umiejętność zapisania tego równania nie jest wymagana do zdania egzaminu. Wystarczy wiedzieć o możliwości takiego oddziaływania i utleniającej roli fluoru w tej reakcji.

W przeciwieństwie do fluoru, pozostałe halogeny są nieproporcjonalne w roztworach alkalicznych, to znaczy jednocześnie zwiększają i zmniejszają swój stopień utlenienia. Jednocześnie w przypadku chloru i bromu w zależności od temperatury możliwy jest przepływ w dwóch różnych kierunkach. W szczególności na mrozie reakcje przebiegają w następujący sposób:

a po podgrzaniu:

Jod reaguje z alkaliami wyłącznie zgodnie z drugą opcją, tj. z powstawaniem jodanu, ponieważ hypojodyt jest niestabilny nie tylko po podgrzaniu, ale także w zwykłych temperaturach, a nawet na mrozie.

Chemia pierwiastków

Niemetale z podgrupy VIIA

Elementy podgrupy VIIA są typowymi niemetalami o wysokim

elektroujemność, mają nazwę grupy - „halogeny”.

Kluczowe zagadnienia poruszone w wykładzie

Ogólna charakterystyka niemetali z podgrupy VIIA. Struktura elektronowa, najważniejsze cechy atomów. Najbardziej charakterystyczny

pianka utleniająca. Cechy chemii halogenów.

proste substancje.

związki naturalne.

Związki halogenowe

Kwasy chlorowcowodorowe i ich sole. Sól i kwas fluorowodorowy

sloty, przyjmowanie i aplikowanie.

kompleksy halogenkowe.

Binarne związki tlenowe halogenów. Niestabilność ok-

Właściwości redoks substancji prostych i ko-

jedności. Reakcje dysproporcji. Diagramy Latimerów.

Chemia elementów podgrupy VIIA

ogólna charakterystyka

Grupę VIIA tworzą pierwiastki p: fluor F, chlor

Cl, brom Br, jod I i astat At.

Ogólny wzór na elektrony walencyjne to ns 2 np 5.

Wszystkie elementy grupy VIIA są typowymi niemetalami.

utworzyć stabilny ośmioelektronowy

lochki, więc mają silna tendencja do

dodanie elektronu.

Wszystkie elementy łatwo tworzą proste, jednorazowo ładowane

nye aniony Г – .

W postaci anionów prostych pierwiastki z grupy VIIA występują w wodzie naturalnej oraz w kryształach soli naturalnych np. halitu NaCl, sylwinu KCl, fluorytu

CaF2.

Wspólna nazwa grupy pierwiastków VIIA-

grupy „halogeny”, czyli „rodzące sole”, ze względu na fakt, że większość ich związków z metalami jest przed-

jest typową solą (CaF2, NaCl, MgBr2, KI), która

które można uzyskać poprzez bezpośrednie wzajemne

oddziaływanie metalu z halogenem. Wolne halogeny otrzymuje się z naturalnych soli, więc nazwa „halogeny” jest również tłumaczona jako „zrodzone z soli”.

Minimalny stopień utlenienia (–1) jest najbardziej stabilny

wszystkie halogeny.

Niektóre cechy atomów pierwiastków grupy VIIA podano w

Najważniejsze cechy atomów pierwiastków z grupy VIIA

Halogeny mają wysokie powinowactwo do elektronów (maksymalnie dla

Cl) i bardzo wysoka energia jonizacji (maksymalna dla F) i maksymalna

możliwa elektroujemność w każdym z okresów. Najwięcej jest fluoru

elektroujemny wszystkich pierwiastków chemicznych.

Obecność jednego niesparowanego elektronu w atomach halogenu powoduje

prowadzi do połączenia atomów w prostych substancjach w cząsteczki dwuatomowe Г2.

W przypadku prostych substancji halogenowych najbardziej charakterystyczne są środki utleniające.

właściwości, które są najsilniejsze dla F2 i słabną po przejściu do I2.

Halogeny charakteryzują się największą reaktywnością spośród wszystkich pierwiastków niemetalicznych. Fluor, nawet wśród halogenów, jest izolowany

jest niezwykle aktywny.

Najsilniej od pozostałych różni się pierwiastek drugiego okresu, czyli fluor.

niektóre elementy podgrupy. Jest to ogólny wzór dla wszystkich niemetali.

Fluor, jako najbardziej elektroujemny pierwiastek, nie pokazuje płci

żywe stany utlenienia. We wszelkich połączeniach, w tym z Ki-

tlen, fluor jest w stanie utlenienia (-1).

Wszystkie inne halogeny wykazują dodatnie stany utlenienia.

maksymalnie do +7.

Najbardziej charakterystyczne stany utlenienia halogenów:

F: -1, 0;

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

Tlenki znane są z Cl, w którym znajduje się na stopniach utlenienia: +4 i +6.

Najważniejsze związki halogenowe, dodatnio

pianki utleniające to kwasy zawierające tlen i ich sole.

Wszystkie związki halogenowe na dodatnich stopniach utlenienia są

są silnymi utleniaczami.

okropny stan utlenienia. Dysproporcjonowaniu sprzyja środowisko alkaliczne.

Praktyczne zastosowanie prostych substancji i związków tlenu

halogeny wynikają głównie z ich działania utleniającego.

Proste substancje Cl2 znajdują najszersze praktyczne zastosowanie.

i F2. Najwięcej chloru i fluoru zużywa się w przemyśle lub

synteza organiczna: w produkcji tworzyw sztucznych, czynników chłodniczych, rozpuszczalników,

pestycydy, narkotyki. Znaczna ilość chloru i jodu jest wykorzystywana do pozyskiwania metali i ich rafinacji. Używany jest również chlor

do bielenia celulozy, do dezynfekcji wody pitnej oraz do produkcji

woda z wybielaczem i kwasem solnym. Sole kwasów okso są wykorzystywane do produkcji materiałów wybuchowych.

Kwasy są szeroko stosowane w praktyce - solny i topialny

Do dwudziestu najczęstszych pierwiastków należą fluor i chlor

tam znacznie mniej bromu i jodu w przyrodzie. Wszystkie halogeny występują w naturze na stopniu utlenienia(-jeden). Tylko jod występuje w postaci soli KIO3,

który jako zanieczyszczenie wchodzi w skład saletry chilijskiej (KNO3).

Astatyna to sztucznie pozyskiwany pierwiastek promieniotwórczy (nie występuje w naturze). Niestabilność At znajduje odzwierciedlenie w nazwie, która pochodzi z języka greckiego. „astatos” - „niestabilny”. Astatyna jest wygodnym emiterem do radioterapii guzów nowotworowych.

Proste substancje

Proste substancje halogenów tworzą dwuatomowe cząsteczki G2.

W prostych substancjach, podczas przejścia od F2 do I2 ze wzrostem liczby elektronów

warstwy elektronowe i wzrost polaryzowalności atomów, następuje wzrost

oddziaływanie międzycząsteczkowe, prowadzące do zmiany agregatu

stojąc w standardowych warunkach.

Fluor (w normalnych warunkach) jest gazem żółtym, w temperaturze -181°C zamienia się w

stan ciekły.

Chlor jest żółto-zielonym gazem, zamienia się w ciecz w temperaturze -34 ° C. O barwie ha-

kojarzy się z nią nazwa Cl, pochodzi ona od greckiego „chloros” – „żółty-

Zielony". Gwałtowny wzrost temperatury wrzenia Cl2 w porównaniu do F2,

wskazuje na wzrost interakcji międzycząsteczkowych.

Brom jest ciemnoczerwoną, bardzo lotną cieczą, wrze w 58,8 °C.

tytuł elementu kojarzy się z ostrym nieprzyjemnym zapachem gazu i powstaje z

„bromos” - „śmierdzący”.

Jod - ciemnofioletowe kryształy, z lekkim „metalicznym” połyskiem

skom, który po podgrzaniu łatwo sublimuje, tworząc fioletowe opary;

temperatura wrzenia jodu to 183o C. Jego nazwa pochodzi od koloru pary jodu -

„jodos” - „fioletowy”.

Wszystkie proste substancje mają ostry zapach i są trujące.

Wdychanie ich oparów powoduje podrażnienie błon śluzowych i dróg oddechowych, a przy wysokich stężeniach - uduszenie. Podczas I wojny światowej chlor był używany jako trucizna.

Gazowy fluor i ciekły brom powodują oparzenia skóry. Praca z ha-

logens, należy przedsięwziąć środki ostrożności.

Ponieważ proste substancje halogenów tworzą cząsteczki niepolarne

chłodzi, dobrze rozpuszczają się w niepolarnych rozpuszczalnikach organicznych:

alkohol, benzen, czterochlorek węgla itp. W wodzie chlor, brom i jod są słabo rozpuszczalne, ich roztwory wodne nazywane są wodą chloru, bromu i jodu. Br2 rozpuszcza się lepiej niż inne, stężenie bromu w sat-

roztwór solanki osiąga 0,2 mol/l, a chlor 0,1 mol/l.

Fluor rozkłada wodę:

2F2 + 2H2O = O2 + 4HF

Halogeny wykazują wysoką aktywność oksydacyjną i przemiany

diat na aniony halogenkowe.

Г2 + 2e–  2Г–

Fluor ma szczególnie wysoką aktywność utleniającą. Fluor utlenia metale szlachetne (Au, Pt).

Pt + 3F2 = PtF6

Współdziała nawet z niektórymi gazami obojętnymi (kryptonem,

ksenon i radon), na przykład

Xe + 2F2 = XeF4

Wiele bardzo stabilnych związków pali się w atmosferze F2, na przykład

woda, kwarc (SiO2).

SiO2 + 2F2 = SiF4 + O2

W reakcjach z fluorem nawet tak silne utleniacze jak azot i siarka

kwas, działają redukująco, podczas gdy fluor utlenia się

zawarte w ich składzie O(–2).

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

Wysoka reaktywność F2 stwarza trudności z wyborem kon-

materiały konstrukcyjne do pracy z nim. Zwykle do tych celów

Zawierają nikiel i miedź, które po utlenieniu tworzą na swojej powierzchni gęstą warstwę ochronną z fluorków. Nazwa F kojarzy się z jego agresywnym działaniem.

To znaczy, pochodzi z greckiego. „Ftoros” – „niszczenie”.

W seriach F2, Cl2, Br2, I2 zdolność utleniania słabnie na skutek wzrostu

zmiana wielkości atomów i zmniejszenie elektroujemności.

W roztworach wodnych właściwości utleniające i redukujące

substancje są zwykle charakteryzowane za pomocą potencjałów elektrod. W tabeli przedstawiono standardowe potencjały elektrod (Eo, V) dla reakcji połówkowych

tworzenie halogenów. Dla porównania wartość Eo dla ki-

tlen jest najczęstszym środkiem utleniającym.

Standardowe potencjały elektrod dla prostych substancji halogeny

Zmniejszona aktywność oksydacyjna

Jak widać ze stołu, F2 - środek utleniający jest znacznie silniejszy,

niż O2, dlatego F2 nie występuje w roztworach wodnych utlenia wodę,

powrót do F–. Sądząc po wartości Eo, zdolność utleniania Cl2

również wyższy niż w przypadku O2. Rzeczywiście, podczas długotrwałego przechowywania wody chlorowanej rozkłada się z uwolnieniem tlenu i tworzeniem się HCl. Ale reakcja jest powolna (cząsteczka Cl2 jest zauważalnie silniejsza niż cząsteczka F2 i

energia aktywacji dla reakcji z chlorem jest wyższa), dyspro-

porcjowanie:

Cl2 + H2O  HCl + HOCl

W wodzie nie dochodzi do końca (K = 3,9,10–4), dlatego Cl2 występuje w roztworach wodnych. Br2 i I2 są jeszcze bardziej stabilne w wodzie.

Dysproporcjonowanie jest bardzo charakterystycznym utleniaczem

reakcja redukcji halogenów. Dysproporcja

wylany w środowisku alkalicznym.

Dysproporcjonowanie Cl2 w alkaliach prowadzi do powstania anionów

Cl– i ClO– . Stała dysproporcji wynosi 7,5. 1015 .

Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H2O

Kiedy jod jest nieproporcjonalny w alkaliach, tworzą się I– i IO3 –. Ana-

Br2 logicznie dysproporcjonuje jod. Zmiana w produkcie jest nieproporcjonalna

Jonizacja jest spowodowana tym, że aniony GO– i GO2 – w Br i I są niestabilne.

Reakcja dysproporcjonowania chloru jest stosowana w przemyśle

sti w celu uzyskania silnego i szybko działającego utleniacza podchlorynowego,

wapno bielące, sól bartolitowa.

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

Oddziaływanie halogenów z metalami

Halogeny silnie oddziałują z wieloma metalami, na przykład:

Mg + Cl2 = MgCl2 Ti + 2I2  TiI4

halogenki Na+, w których metal ma niski stopień utlenienia (+1, +2),

są związkami podobnymi do soli z głównie wiązaniem jonowym. Jak-

lo, halogenki jonowe to ciała stałe o wysokiej temperaturze topnienia

Halogenki metali, w których metal ma wysoki stopień utlenienia

niya, to związki z przeważającym wiązaniem kowalencyjnym.

Wiele z nich w normalnych warunkach to gazy, ciecze lub topliwe ciała stałe. Na przykład WF6 to gaz, MoF6 to ciecz,

TiCl4 jest cieczą.

Oddziaływanie halogenów z niemetalami

Halogeny oddziałują bezpośrednio z wieloma niemetalami:

wodór, fosfor, siarka itp. Na przykład:

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

Wiązanie w halogenkach niemetali jest przeważnie kowalencyjne.

Związki te mają zwykle niskie temperatury topnienia i wrzenia.

W przejściu od fluoru do jodu kowalencyjny charakter halogenków jest wzmocniony.

Halogenki kowalencyjne typowych niemetali są związkami kwasowymi; podczas interakcji z wodą hydrolizują, tworząc kwasy. Na przykład:

PBr3 + 3H2O = 3HBr + H3PO3

PI3 + 3H2O = 3HI + H3PO3

PCl5 + 4H2O = 5HCl + H3PO4

Pierwsze dwie reakcje służą do otrzymywania bromu i jodowodu

kwas noicowy.

Interhalogenki. Halogeny, łącząc się ze sobą, tworzą inter-

wskazówki. W tych związkach lżejszy i bardziej elektroujemny halogen jest w stanie utlenienia (–1), a cięższy jest w stanie dodatnim.

pianka utleniająca.

Dzięki bezpośredniemu oddziaływaniu halogenów po podgrzaniu otrzymuje się: ClF, BrF, BrCl, ICl. Istnieją również bardziej złożone interhalogenki:

CIF3 , BrF3 , BrF5 , IF5 , IF7 , ICI3 .

Wszystkie interhalogenki w normalnych warunkach są substancjami ciekłymi o niskiej temperaturze wrzenia. Interhalogenki mają wysoki poziom utleniania

działalność. Na przykład takie chemicznie stabilne substancje jak SiO2, Al2 O3, MgO itp. spalają się w oparach ClF3.

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

Fluor ClF 3 to agresywny odczynnik fluorujący, który działa szybko

jard F2 . Wykorzystywany jest w syntezach organicznych oraz do otrzymywania folii ochronnych na powierzchni sprzętu niklowego do pracy z fluorem.

W wodzie interhalogenki są hydrolizowane do kwasów. Na przykład,

ClF5 + 3H2O = HClO3 + 5HF

Halogeny w przyrodzie. Pozyskiwanie prostych substancji

W przemyśle halogeny pozyskiwane są z ich naturalnych związków. Wszystko

procesy otrzymywania wolnych halogenów opierają się na utlenianiu halo-

jony nid.

2D –  Г2 + 2e–

Znaczna ilość halogenów znajduje się w wodach naturalnych w postaci anionów: Cl–, F–, Br–, I–. Woda morska może zawierać do 2,5% NaCl.

Brom i jod pozyskiwane są z wody ze studni naftowych i wody morskiej.

DEFINICJA

Halogeny- pierwiastki z grupy VII A - fluor (F), chlor (Cl), brom (Br) i jod (I).

Elektroniczna konfiguracja poziomu energii zewnętrznej halogenów ns 2 np 5 . Ponieważ przed zakończeniem poziomu energetycznego halogenom brakuje tylko jednego elektronu, w OVR najczęściej wykazują one właściwości utleniaczy. Stany utlenienia halogenu: od „-1” do „+7”. Jedyny pierwiastek z grupy halogenów - fluor - wykazuje tylko jeden stopień utlenienia „-1” i jest pierwiastkiem najbardziej elektroujemnym. Cząsteczki halogenowe są dwuatomowe: F 2 , Cl 2 , Br 2 , I 2 .

Właściwości chemiczne halogenów

Wraz ze wzrostem ładunku jądra atomu pierwiastka chemicznego, tj. przy przejściu z fluoru na jod zmniejsza się zdolność utleniania halogenów, co potwierdza zdolność do wypierania niższych halogenów przez wyższe z kwasów halogenowodorowych i ich soli:

Br2 + 2HI = I2 + 2HBr;

Cl2 + 2KBr = Br2 + 2KCl.

Fluor ma najwyższą aktywność chemiczną. Większość pierwiastków chemicznych, nawet w temperaturze pokojowej, oddziałuje z fluorem, uwalniając dużą ilość ciepła. Nawet woda pali się w fluorze:

2H 2 O + 2F 2 \u003d 4HF + O 2.

Wolny chlor jest mniej reaktywny niż fluor. Nie reaguje bezpośrednio z tlenem, azotem i gazami szlachetnymi. Współdziała ze wszystkimi innymi substancjami, takimi jak fluor:

2Fe + Cl2 = 2FeCl3;

2P + 5CI2 = 2PCI5.

Kiedy chlor wchodzi w interakcję z wodą na zimno, zachodzi reakcja odwracalna:

Cl2 + H2O·HCl + HCIO.

Mieszanina będąca produktami reakcji nazywana jest wodą chlorową.

Gdy chlor wchodzi w interakcję z zasadami na zimno, powstają mieszaniny chlorków i podchlorynów:

Cl 2 + Ca (OH) 2 \u003d Ca (Cl) OCl + H 2 O.

Po rozpuszczeniu chloru w gorącym roztworze alkalicznym zachodzi następująca reakcja:

3Cl2 + 6KOH \u003d 5KCl + KClO3 + 3H2O.

Brom podobnie jak chlor rozpuszcza się w wodzie i częściowo reagując z nią tworzy tzw. „wodę bromową”, natomiast jod jest w wodzie praktycznie nierozpuszczalny.

Jod różni się znacznie aktywnością chemiczną od innych halogenów. Nie reaguje z większością niemetali i reaguje powoli z metalami dopiero po podgrzaniu. Oddziaływanie jodu z wodorem zachodzi tylko przy silnym ogrzewaniu, reakcja jest endotermiczna i wysoce odwracalna:

H 2 + I 2 \u003d 2HI - 53 kJ.

Właściwości fizyczne halogenów

Pod nr. Fluor to jasnożółty gaz o ostrym zapachu. Trujący. Chlor jest jasnozielonym gazem, podobnie jak fluor, ma ostry zapach. Silnie trujący. Przy podwyższonym ciśnieniu i temperaturze pokojowej łatwo przechodzi w stan ciekły. Brom to ciężka, czerwono-brązowa ciecz o charakterystycznym nieprzyjemnym, ostrym zapachu. Ciekły brom, jak również jego opary, są wysoce toksyczne. Brom jest słabo rozpuszczalny w wodzie i łatwo rozpuszczalny w rozpuszczalnikach niepolarnych. Jod jest ciemnoszarym ciałem stałym o metalicznym połysku. Opary jodu mają kolor fioletowy. Jod łatwo sublimuje, tj. przechodzi w stan gazowy ze stałego, z pominięciem stanu ciekłego.

Pozyskiwanie halogenów

Halogeny można otrzymać przez elektrolizę roztworów lub stopów halogenków:

MgCl2 = Mg + Cl2 (stopiony).

Najczęściej halogeny otrzymuje się w reakcji utleniania kwasów halogenowodorowych:

MnO2 + 4HCl \u003d MnCl2 + Cl2 + 2H2O;

K2Cr2O7 + 14HCl = 3Cl2 + 2KCl + 2CrCl3 + 7H2O;

2KMnO4 + 16HCl \u003d 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H2O + 2KCl.

Zastosowanie halogenów

Halogeny są wykorzystywane jako surowce do różnych produktów. Tak więc fluor i chlor są wykorzystywane do syntezy różnych materiałów polimerowych, chlor jest również surowcem do produkcji kwasu solnego. Brom i jod są szeroko stosowane w medycynie, brom jest również wykorzystywany w przemyśle farbiarskim.

Przykłady rozwiązywania problemów

PRZYKŁAD 1