A vegyértékpályákon 7 ns2np5 elektron található. Erős oxidálószerek, amikor iont adnak hozzá, negatív töltésű halogenideket képeznek. A klór, a bróm, a jód, az asztatin oxidációs foka +1 +3 +5 +7, a fluor - a legmagasabb elektronegativitással, nincs + CO. F->atomi sugarak növekedése, csökkenése esetén: ionizációs energia, elektronaffinitás, elektronegativitás - nem fém tulajdonságok - gyengül. Kétatomos G2 molekulákat képeznek. az F2-Cl2-Br2-I2 sorozatban a kötési szilárdság csökken a vegyértékpályák átfedési sűrűségének csökkenése miatt a négyzetméter növekedésével. számok. Ugyanebben a sorozatban a van der Waals kölcsönhatás nő (az olvadás sebessége nő), és az oxidatív aktivitás csökken

Fizikai

A fluor halványzöld gáz, olvadáspontja -219°C, forráspontja -188°C, vízben nem oldódik, mivel intenzív kölcsönhatásba lép vele. A klór sárgászöld gáz, olvadáspontja -101°C, forráspontja -34°C, könnyen cseppfolyósodik 20°C-on és 6 atm (0,6 MPa) nyomáson, vízben oldhatósága 20°C-on - 2,5 liter 1 liter vizet. A klór vizes oldata gyakorlatilag színtelen, és klórvíznek nevezik. A bróm vörösesbarna folyadék, olvadáspontja -70°C, forráspontja +59°C, vízben való oldhatósága 20°C-on 0,02 g/100 g víz. A bróm vizes oldata - brómos víz - barna színű. Jód - fémes fényű fekete-ibolya kristályok, olvadáspont +113,6°C, a folyékony jód forráspontja +185,5°C. A kristályos jód könnyen szublimál (szublimál) - szilárd halmazállapotból gáz halmazállapotúvá válik. Vízben való oldhatósága 20°C-on 0,02 g/100 g víz. A kapott világossárga oldatot jódos víznek nevezzük. A jód és a bróm sokkal jobban, mint a vízben oldódik szerves oldószerekben: szén-tetrakloridban, kloroformban, benzolban. Forrás/olvadás az F2-Cl2-Br2-I2 - -219/-188, -101/-34, -7/60, 113/185 sorozatban

Chem. tulajdonságait

Oxigénvegyületeket - oxidokat és oxosavakat - képeznek

Alkoholokban benzol-éterekben oldódik

Vizes oldatban a fluor kivételével minden aránytalan, az egyensúly balra tolódik

A fluor oxidálja a vizet

Fémekkel halogenideket képez

Oxidatív aktivitás csökkenése: H2 + G2 = 2NG (sötétben fluor, világosban klór, hevítéskor is bróm, és a jód is reverzibilis)

Kiszorítják a gyengébb G-ket a sókból - a klór kiszorítja a bromidokat és a jodidokat (Cl2 + 2KBr=Br2+2KCl)

Különféle oxidáció képesség hatással van az élő szervezetekre - a klór és a bróm mérgező. a jód pedig antiszeptikus

Alkalmazás:

Klór - polivinil-klorid, klórbenzol stb. a szövetek fehérítéséhez a víztisztítás, a fertőtlenítés és a származékok (KClO3) a rakéta-üzemanyag összetevői. A brómot festékként és gyógyszerként használják. Jód - nagy tisztaságú fémek előállítása, szerves szintézis katalizátoraként, antiszeptikumként és gyógyszerként

Nyugta:

A természetben ezek az elemek elsősorban halogenidként fordulnak elő (kivéve a jódot, amely nátrium- vagy kálium-jodátként is előfordul az alkálifém-nitrát-lerakódásokban). Mivel sok klorid, bromid és jodid oldódik vízben, ezek az anionok jelen vannak az óceánban és a természetes sóoldatokban. A fluor fő forrása a kalcium-fluorid, amely nagyon gyengén oldódik, és üledékes kőzetekben található (fluorit CaF2 formájában). Az iparban a klórt főként nátrium-klorid vizes oldatának speciális elektrolizátorokban történő elektrolízisével állítják elő. Az egyszerű anyagok előállításának fő módja a halogenidek oxidációja A brómot a tengervízben található bromidionok kémiai oxidációjával nyerik. Hasonló eljárást alkalmaznak a jód előállítására az I-ben gazdag természetes sóoldatokból. Mindkét esetben erősebb oxidáló tulajdonságú klórt használnak oxidálószerként, és a keletkező Br2-t és I2-t levegőárammal távolítják el az oldatból. A halogének következő stabil izotópjai találhatók a természetben: fluor - 19F, klór - 35Cl és 37Cl, bróm - 79Br és 81Br, jód - 127I. A természetben a halogének csak vegyületek formájában találhatók meg, és ezek a vegyületek (ritka kivételekkel) csak -1 oxidációs állapotban tartalmaznak halogéneket. Gyakorlati jelentőségűek a fluor ásványok: CaF2 - fluorpát, Na2AlF6 - kriolit, Ca5F(PO4)3 - fluorapatit és klór ásványok: NaCl - kősó (ugyanaz az anyag a fő összetevő, amely meghatározza a tengervíz sótartalmát), KCl - szilvit , MgCl2* KCl*6H2O - karnallit, KCl*NaCl - szilvinit. A bróm sók formájában megtalálható a tengervízben, egyes tavak vizében és a földalatti sóoldatokban. A jódvegyületek a tengervízben találhatók, és egyes algákban felhalmozódnak. Kisebb jódsók - KIO3 és KIO4 - lerakódások vannak Chilében és Bolíviában.

3. Oldhatóság. A halogének némileg oldódnak vízben, de ahogy az várható is volt, az XX kötés kovalens jellege és a kis töltés miatt oldhatóságuk csekély. A fluor annyira aktív, hogy elektronpárt von ki a vízben lévő oxigénből, szabad O2-t szabadít fel, és OF2-t és HF-et képez. A klór kevésbé aktív, de reagál a vízzel, és némi HOCl-t és HCl-t termel. A klór-hidrátok (például Cl2*8H2O) hűtéskor felszabadulhatnak az oldatból. A jód szokatlan tulajdonságokat mutat, ha különféle oldószerekben feloldják. Amikor kis mennyiségű jódot oldunk vízben, alkoholokban, ketonokban és más oxigéntartalmú oldószerekben, barna oldat képződik (az I2 alkoholos 1%-os oldata általános orvosi fertőtlenítőszer). A halogén molekulák nem polárisak, jól oldódnak alkoholokban, benzolban és éterekben. Fluor: vízben nem oldódik, mivel intenzív kölcsönhatásba lép vele.

Klór: oldhatóság vízben 20°C-on - 2,5 liter 1 liter vízben. A klór vizes oldata gyakorlatilag színtelen, és klórvíznek nevezik.

Bróm: az oldhatóság vízben 20°C-on 0,02 g/100 g víz. A bróm vizes oldata - brómos víz - barna színű.

Jód: Vízben való oldhatósága 20°C-on 0,02 g/100 g víz. A kapott világossárga oldatot jódos víznek nevezzük. A jód és a bróm sokkal jobban, mint a vízben oldódik szerves oldószerekben: szén-tetrakloridban, kloroformban, benzolban. A halogének kölcsönhatása vízzel összetett folyamat, beleértve az oldódást, a szolvátok képződését és az aránytalanodást.

A fluor, más halogénektől eltérően, oxidálja a vizet:

2H2O + 2F2 = 4HF + O2.

Ha azonban a jeget -40 °C-on fluorral telítik, HFO vegyület keletkezik. A vízmolekulák és a halogénmolekulák közötti kölcsönhatások két típusa figyelhető meg. Az első közé tartozik a klatrátok, például a 8Cl2 képződése. 46H2O oldatok lefagyasztásakor. A klatrátokban lévő halogénmolekulák szabad üregeket foglalnak el H2O-molekulák keretein belül, amelyek hidrogénkötésekkel kapcsolódnak egymáshoz. A második típusba tartozik a heterolitikus hasítás és a kölcsönhatási termékek összetételének redox diszproporcionálása a Cl2 + H2O rendszerben: vízben oldott klór (ez dominál), HCl, HClO, HClO3. Ha a hideg víz klórral telített (0-20 °C), a Cl2 molekulák egy része aránytalan:

Cl2 + H2O = HCl + HClO,

ugyanakkor az oldat savassága fokozatosan növekszik. A bróm és a jód a klórhoz hasonlóan reagál a vízzel.

4. A HX molekulák polárisak. A polaritást mennyiségileg a dipólusmomentum nagysága jellemzi. A dipólusmomentumok csökkennek a HF-HI sorozatban. Az LCAO MO szempontjából a polaritást a hidrogén kölcsönható 1s-atomos pályájának és a halogénatom ns-, np-pályáinak energiáinak különbsége határozza meg. Mint megjegyeztük, az F-Cl-Br-I sorozatban ez a különbség, valamint a halogénatomokon az elektronok lokalizációjának mértéke és a HX molekulák polaritása csökken. Normál körülmények között a hidrogén-halogenidek gázok. A molekulák tömegének és méretének növekedésével az intermolekuláris kölcsönhatás növekszik, és ennek eredményeként nő az olvadáspont (Tm) és a forráspont (Tbp). A HF esetében azonban a HF-HCl-HBr-HI hasonló vegyületek sorozatából extrapolálással kapott Tm és Tb értékei lényegesen alacsonyabbak a kísérletieknél (4. táblázat). Az abnormálisan magas olvadáspont és forráshőmérséklet a HF-molekulák közötti hidrogénkötések kialakulása miatt megnövekedett intermolekuláris kölcsönhatásokkal magyarázható. A szilárd HF cikk-cakk polimer láncokból áll. Folyékony és gáz halmazállapotú HF-ben 60°C-ig (HF)2-től (HF)6-ig terjedő polimerek találhatók. A HCl, HBr, HI esetében a hidrogénkötések kialakulása nem jellemző a halogénatom kisebb elektronegativitása miatt. Vízben való oldhatóság. Nagy polaritásuk miatt a gázhalmazállapotú HCl vízben nagyon jól oldódik *), például 507 térfogatrész HCl-t vagy 612 térfogatrész HBr-t feloldunk 1 térfogatrész vízben 0 °C-on. Lehűlés után a kristályos HF-hidrátokat vizes oldatokból izolálják. H2O, HCl. 2H2O stb., amelyek a megfelelő oxónium-halogenidekből épülnek fel. A protolitikus egyensúly az NQ vizes oldataiban jön létre

HX + HOH = + H3O+ (X = F, Cl, Br, I), (1),

vagyis ezek az oldatok savak.

A HCl, HBr és HI vizes oldatai erős savakként viselkednek. Híg vizes oldatokban a HF gyenge sav (pKa = 3,2), ami a vízmolekulában lévő H-O kötés energiájához képest magas H-F kötési energiának köszönhető. Azonban ahogy a HF-koncentráció 1 M fölé emelkedik, a saverősség növekszik. A hidrogén-fluorid és a fluorsav jellemzője az üveg korrodáló képessége.

A hidrogén-halogenidek redukáló tulajdonságai. A halogénatom méretének növekedésével és ionizációs energiájának csökkenésével a HF-HCl-HBr-HI sorozat redukálóereje nő (5. táblázat). Például a HF hidrogén-fluorid és a sósav HCl nem lép kölcsönhatásba a tömény kénsavval, de a HBr és a HI oxidálja:

2HBr + H2SO4 (tömény) = Br2 + SO2 + 2H2O

8HI + H2SO4 (tömény) = 4I2 + H2S + 4H2O.

A klór hidrogénnel való elégetése a fő ipari módszer a HCl előállítására. A bróm és a jód nyugodtabban reagál a hidrogénnel, de a hozam kicsi, mivel a H2 + X2 = 2HX (X = Br, I) egyensúly balra tolódik el. A gáznemű HC-k nem illékony erős savak hatására szilárd ionos fémhalogenidekre szabadulnak fel: (a gyakorlatban 70-85%-os kénsavoldatot használnak, mivel a reakció a sókristályok felületén megy végbe. Ha veszel egy tömény oldat, NaHS04 kicsapódik. Hígított kénsav alkalmazásakor a HCl jelentős része az oldatban marad.

CaF2 + H2SO4(konc) = CaSO4 + 2HF

NaCl + H2SO4 (tömény) = NaHSO4 + HCl

A legtöbb nemfém-halogenid kovalens kötésű vegyület, és hidrolizálva felszabadul a megfelelő hidrogén-halogenid, pl.

SiCl4 + 4H2O = SiO2. 2H2O + 4HCl

A szerves vegyületek halogénezése során hidrogén-halogenidek is keletkeznek, pl.

RH +Cl2 = RCl + HCl

A sósavat hidrogén-klorid gáz vízben való feloldásával állítják elő. A hidrogén-kloridot hidrogén klórban történő elégetésével állítják elő. Laboratóriumi körülmények között az alkimisták által kifejlesztett módszert alkalmazzák, amely az erős kénsav konyhasóra gyakorolt ​​hatásából áll:

NaCl + H2SO4 (tömény) (150 °C) > NaHSO4 + HCl^

550 °C feletti hőmérsékleten és a konyhasó feleslegében kölcsönhatás lehetséges:

NaCl + NaHS04 (>550 °C) = Na2SO4 + HCl^

A hidrogén-klorid jól oldódik vízben. Így 0 °C-on 1 térfogatrész víz 507 térfogatrész HCl-t képes elnyelni, ami 45%-os savkoncentrációnak felel meg. Szobahőmérsékleten azonban a HCl oldhatósága kisebb, ezért a gyakorlatban általában 36%-os sósavat használnak.

Ipar.

Használják hidrometallurgiában és galvanizálásban (maratás, pácolás), fémek felületének tisztítására forrasztás és ónozás során, cink, mangán, vas és egyéb fémek kloridjainak előállítására. Felületaktív anyaggal keverve kerámia és fémtermékek tisztítására szolgál (itt gátolt sav szükséges) a szennyeződéstől és a fertőtlenítéstől. Az élelmiszeriparban savanyúságot szabályozó anyagként, E507 élelmiszer-adalékanyagként tartják nyilván. Selzer (szóda) víz készítésére használják.

Gyógyszer

A gyomornedv összetevője; A hígított sósavat korábban szájon át főleg a gyomornedv elégtelen savasságával járó betegségekre írták fel.

5. Hipohalogénezett savakHXO

A hipohalogénezett savak gyengék. A hipohalogenit oldatai erősen lúgos reakciót mutatnak, és a CO2 átjutása rajtuk sav képződéséhez vezet, pl.

NaClO + H2O + CO2 = NaHCO3 + HClO.

A hipokloritok magas oxidációs képességét a következő reakciók szemléltetik:

NaClO + 2NaI + H2O = NaCl + I2 + 2NaOH

2NaClO + MnCl2 + 4NaOH = Na2MnO4 + 4NaCl + 2H2O.

A HXO2 oxosavak közül csak a HClO2 klórsav ismert. Nem a HClO aránytalanulásával keletkezik. A HClO2 vizes oldatait úgy állítjuk elő, hogy a Ba(ClO2)2-t kénsavval kezeljük, majd a BaSO4 csapadékot kiszűrjük:

A HXO3 oxosavak stabilabbak, mint a HXO (lásd az 1., 3-5., 7. reakciókat). A HClO3 hipoklórsavat 30% alatti koncentrációjú oldatokban nyerik. A HClO3-oldatokat híg H2SO4-nek a megfelelő sók oldatán történő hatására állítják elő, pl.

Ha az oldat koncentrációja 30% felett van, a HBrO3 és a HClO3 savak robbanásszerűen lebomlanak. A HXO3 vizes oldatai erős savak, a sók hőállóbbak, mint a megfelelő savak. A jodátok némelyike ​​a természetben ásványi anyagokként fordul elő, mint például a lautarit NaIO3. Ha a szilárd KClO3-ot 500 °C-ra melegítjük, lehetséges a 4KClO3 3KClO4 +KCl aránytalanítása,

A perklórsavat (olvadáspont = -102 °C, forráspont = 90 °C) egyedi állapotában a KClO4 szilárd só tömény H2SO4-dal való melegítésével, majd csökkentett nyomáson történő desztillációjával kaptuk:

КClO4, szilárd anyag + H2SO4, tömény HClO4 + KHSO4

A HClO4 könnyen felrobban szerves anyaggal érintkezve. A perklórsav az egyik erős sava. A színtelen koncentrált HClO4 még szobahőmérsékleten is elsötétül az alacsonyabb oxidációs állapotú klór-oxidok képződése miatt. A sók stabilitása nagyobb, mint a megfelelő HXO4 oxosavaké. A sókristályok, például a KClO4, K+ és ClO ionokból épülnek fel, amelyek elektrosztatikus kölcsönhatása növeli a kristályrács energiáját és növeli a stabilitást.

6. Hipohalogénezett savak HXO csak híg vizes oldatokban ismert. Ezeket úgy állítják elő, hogy egy halogént higany-oxid szuszpenzióval reagáltatnak:

2X2 + 2HgO + H2O = HgO. HgX2+2HOX.

Érdemes megjegyezni a HOF kapcsolat sajátosságait. Úgy keletkezik, hogy -400 C-on fluort vezetnek át jégen, és a keletkező gázt 0 C alatti hőmérsékleten kondenzálják.

F2,gáz + H2Oice HOF + HF

A HOF különösen nem képez sókat, és amikor vízzel reagál, hidrogén-peroxid jelenik meg:

HOF + H2O = H2O2 + HF

A hipohalogénezett savak gyengék. Amikor a klórról a jódra váltunk, ahogy a sugár növekszik és csökken

elektronegativitás, a halogénatom kevésbé erősen tolja el az elektronsűrűséget az oxigénatomhoz képest, és ezáltal kevésbé polarizálja a H-O kötést. Ennek eredményeként a HClO - HBrO - HIO sorozat savas tulajdonságai gyengülnek A HXO2 oxosavak közül csak a klórsav HClO2 ismert. Nem a HClO aránytalanulásával jön létre. A HClO2 vizes oldatait úgy állítjuk elő, hogy a Ba(ClO2)2-t kénsavval kezeljük, majd a BaSO4 csapadékot kiszűrjük:

Ba(ClO2)2 + H2SO4 = BaSO4 + 2HClO2.

A HClO2 közepes erősségű sav: pKa = 2,0 (7. táblázat). A kloritokat fehérítésre használják. Ezeket a ClO2 enyhe redukciójával nyerik lúgos közegben:

2СlO2 + Ba(OH)2 + H2O2 = Ba(ClO2)2 + 2H2O + O2

2СlO2 + PbO + 2NaOH = PbO2 + 2NaClO2 + H2O.

A bárium-bromitot a következő reakcióval állítottuk elő:

Ba(BrO)2 + 2Br2 + 4KOH Ba(BrO2)2 + 4KBr + 2H2O.

A HXO3 oxosavak stabilabbak, mint a HXO (lásd 1., 3-5., 7. reakció a 9.3-ban). A hipoklóros HClO3 és a brómos HBrO3 savakat 30% alatti koncentrációjú oldatokban kaptuk, a szilárd jódsavat HIO3 különálló anyagként izoláltuk.

A HClO3 és HBrO3 oldatokat úgy állítjuk elő, hogy híg H2SO4-et a megfelelő sók oldatára reagáltatunk, pl.

Ba(ClO3)2 + H2SO4 = 2HClO3 + BaSO4.

A HXO3 vizes oldatai erős savak. A HClO3-HBrO3-HIO3 sorozatban a savak erőssége enyhén csökkent (10. táblázat). Ez azzal magyarázható, hogy a halogénatom méretének növekedésével a többszörös O kötés erőssége csökken, ami a H-O kötés polaritásának csökkenéséhez és a belőle való hidrogén elvontság egyszerűségének csökkenéséhez vezet. vízmolekulák. a jódsav (HIO4) és egyes sói ismertek, a Cl-Br-I sorozat sugarának növekedése és koordinációs számának növekedése miatt főként a (HO)5IO H5IO6 összetétel hidroxoszármazékait képezi; , amelyben a jódatomot oktaéderesen egy oxigénatom és öt hidroxilcsoport veszi körül

A HBrO4 brómsav csak a NaBrO4 perbromátok savanyításával nyert (6 M-nál nem nagyobb) oldatokban ismert, amelyeket viszont bromátok híg lúgos oldatokban fluorral történő oxidációjával állítottak elő (a bromátok XeF2-vel vagy elektrolitikusan oxidálhatók perbromátokká):

NaBrO3 + F2 + 2NaOH = NaBrO4 + 2NaF + H2O.

A perklórsav az egyik erős sava. A brómsav erősségében közel áll hozzá. Az ortojódsav színtelen kristályok formájában képződik a cserereakció során keletkezett oldat óvatos elpárologtatásával.

Ba3(H2IO6)2 + 3H2SO4 = 3BaSO4 + 2H5IO6.

A sók stabilitása nagyobb, mint a megfelelő HXO4 oxosavaké. A sókristályok, például a KClO4, K+ és ClO ionokból épülnek fel,

amelynek elektrosztatikus kölcsönhatása növeli a kristályrács energiáját és növeli a stabilitást.

8. Hidrogénvegyületekben H2E az elemek oxidációs állapotúak (-2) A themodinamikai aktivitás H2O-ról H2Te-re csökken (Gibbs en szerint.) Normál körülmények között ezek kellemetlen szagú mérgező gázok. T. olvad. a H2S sorozatban H2Se H2Te nőtt, mert az elektronok számának és a molekulák méretének növekedésével a van der Waals kölcsönhatás nő. A víz szokatlanul magas hőmérsékletű. forr és olvad ennek a csoportnak, mert A molekulák hidrogénkötései miatt nagyon erős a kölcsönös kölcsönhatás molekulái között. Oldatokban diaxiális savakként viselkednek. A H2O-tól H2Te-ig terjedő sorozat savak erőssége nő. Ennek növekedése miatt a redukáló kapacitás is megnő, és a H-E kötések gyengülése következik be.

tartalmazza fluor, klór, bróm, jód és asztatin. A kémiai elemek periódusos rendszerének VIIA csoportját alkotják.

Kémiai elemek - halogének és az általuk képzett egyszerűek

anyagokat

A halogénatomok külső elektronrétege 7 elektront tartalmaz.

A halogénatomok közül a fluornak van a legkisebb atomsugara, tehát a legnagyobb (még az összes kémiai elem közül is) a relatív elektronegativitása. Emiatt nincs olyan anyag, amelyben a fluornak pozitív oxidációs állapota lenne, nem beszélve a csoportszámnak (+7) megfelelő legmagasabb oxidációs állapotról. A fluor esetében csak –1 és 0 oxidációs állapot lehetséges. A fennmaradó halogének több elektronegatív oxigénnel kombinálva olyan anyagokat képezhetnek, amelyekben az atomok oxidációs állapota pozitív. Így a Cl, Br, I -1, 0, +1, +3, +5, +7 oxidációs állapotokkal jellemezhető.

A földkéreg halogéntartalma fluorról asztatinra csökken. Sőt, ha a fluor, a bróm és a jód a gyakori kémiai elemek közé sorolható, akkor a földkéreg asztatintartalma rendkívül alacsony. A halogének számos ásványi anyagban megtalálhatók. A kivétel az asztatin. Asztatint találtak az urán radioaktív bomlástermékeiben.

A halogénsók (halogenidek) a tengervíz részét képezik.

Halogének – a VII. csoport elemei – fluor, klór, bróm, jód, asztatin (az asztatint radioaktivitása miatt kevéssé tanulmányozták). A halogének különálló nemfémek. Csak a jód ritka esetekben mutat a fémekhez hasonló tulajdonságokat.

Gerjesztetlen állapotban a halogénatomok közös elektronikus konfigurációval rendelkeznek: ns2np5. Ez azt jelenti, hogy a halogéneknek 7 vegyértékelektronja van, kivéve a fluort.

A halogének fizikai tulajdonságai: F2 – színtelen, nehezen cseppfolyósítható gáz; A Cl2 sárgászöld, könnyen cseppfolyósítható gáz, szúrós fullasztó szaggal; Br2 – vörös-barna folyadék; Az I2 ibolyaszínű kristályos anyag.

A hidrogén-halogenidek vizes oldatai savakat képeznek. HF – hidrogén-fluorid (fluorid); HCl – sósav (só); НBr – hidrogén-bromid; HI – hidrogén-jodid. A savak erőssége felülről lefelé csökken. A halogénezett savak sorában a hidrogén-fluorid a leggyengébb, a hidrogén-jodid pedig a legerősebb. Ez azzal magyarázható, hogy a Hg kötési energiája felülről csökken. Az NG molekula ereje ugyanabban az irányban csökken, ami a magok közötti távolság növekedésével jár. A gyengén oldódó sók vízben való oldhatósága is csökken:

Balról jobbra haladva a halogenidek oldhatósága csökken. Az AgF vízben jól oldódik. Minden halogén szabad állapotban - oxidálószerek . Oxidálószerként való erősségük fluorról jódra csökken. Kristályos, folyékony és gáz halmazállapotban minden halogén egyedi molekula formájában létezik. Az atomi sugarak ugyanabban az irányban nőnek, ami az olvadáspont és a forráspont növekedéséhez vezet. A fluor jobban disszociál atomokra, mint a jód. Az elektródapotenciálok csökkennek a halogén alcsoportban lefelé haladva. A fluornak van a legnagyobb elektródpotenciálja. A fluor a legerősebb oxidálószer .

Bármely magasabb szabad halogén kiszorítja az alacsonyabbat, amely oldatban egy negatív egyszeres töltésű ion állapotában van.

1. A halogének kémiai tulajdonságai Kölcsönhatás xenonnal.

2F 2 + Xe = XeF 4.

2. Kölcsönhatás fémekkel. Az összes halogén szinte minden egyszerű anyaggal reagál a legerőteljesebben a fémekkel. Melegítéskor a fluor reakcióba lép az összes fémmel, beleértve az arannyal és a platinával, amikor hideg, reakcióba lép az alkálifémekkel, ólommal és vassal. A klór, a bróm és a jód normál körülmények között reagál alkálifémekkel, hevítéskor pedig rézzel, vassal és ónnal. A kölcsönhatás eredményeként halogenidek képződnek, amelyek sók:

2M + nHal 2 = 2MHal n.

3. Kölcsönhatás hidrogénnel. Normál körülmények között a fluor sötétben robbanásszerűen reagál a hidrogénnel, fényben a klórral, a bróm és a jód csak melegítés hatására reagál, a jóddal való reakció visszafordítható.

H2+Hal2=2HHal.

A halogének ebben a reakcióban oxidáló tulajdonságokat mutatnak.

4. Kölcsönhatás nem fémekkel. A halogének nem lépnek kölcsönhatásba az oxigénnel és a nitrogénnel, reagálnak kénnel, foszforral, szilíciummal, oxidáló tulajdonságokkal rendelkeznek, mint a fluoré és a klóré;

2P + 3Cl 2 = 2PCl 3;

Si + 2F 2 = SiF 4.

5. Kölcsönhatás vízzel. A halogének számos összetett anyaggal reagálnak. A fluor és más halogének eltérő módon reagálnak a vízzel:

F 2 + H 2 O = 2HF + O vagy

3F 2 + 3H 2O = OF 2 + 4HF + H 2O 2;

Hal + H 2 O = HHal + HHalO.

Ez a reakció egy diszproporcionálási reakció, ahol a halogén oxidálószer és redukálószer is egyben.

6. Kölcsönhatás lúgokkal. Ezenkívül a halogének aránytalanok az alkáli oldatokban:

Cl2 + KOH = KClO + KCl (hideg);

3Cl2 + 6KOH = KClO3 + 5KCl + 3H 2O (hevítéskor).

Hipobromid ion csak 0 °C alatti hőmérsékleten létezik. Hipojodid ion nem létezik oldatokban.

7. Kölcsönhatás hidrogén-szulfiddal. A halogének képesek eltávolítani a hidrogént más anyagokból:

H2S+Br2=S+2HBr.

8. Hidrogénszubsztitúciós reakció telített szénhidrogénekben:

CH 4 + Cl 2 = CH 3 Cl + HCl.

9. Addíciós reakció telítetlen szénhidrogénekhez:

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

10. Halogének kölcsönös helyettesítése. A halogének reaktivitása a fluorról jódra való átálláskor csökken, így az előző elem kiszorítja a következőt a hidrogén-halogenidekből és sóikból:

2KI+Br2=2KBr+I2;

2HBr + Cl 2 = 2HCl + Br 2.

KLÓR

Felfedezéstörténet:

A klórt először 1772-ben Scheele szerezte meg, aki a piroluzit és sósav kölcsönhatása során felszabadulását írta le a piroluzitról szóló értekezésében:

4HCl + MnO2 = Cl2 + MnCl2 + 2H2O

Scheele felfigyelt a klór szagára, amely hasonló az aqua regiához, az arannyal és a cinóberrel való reakcióképességét, valamint fehérítő tulajdonságait. Scheele azonban a kémiában akkoriban uralkodó flogiszton-elméletnek megfelelően azt javasolta, hogy a klór deflogisztikált sósav, azaz sósav-oxid.
Berthollet és Lavoisier azt javasolta, hogy a klór a muria elem oxidja, de az izolálási kísérletek sikertelenek maradtak Davy munkásságáig, akinek sikerült az asztali sót nátriumra és klórra bontani elektrolízissel.
Az elem neve görög eredetű clwroz- "zöld".

A természetben lenni, megkapni:

A természetes klór két izotóp, 35 Cl és 37 Cl keveréke. A földkéregben a klór a leggyakoribb halogén. Mivel a klór nagyon aktív, a természetben csak vegyület formájában fordul elő az ásványokban: halit NaCl, szilvit KCl, szilvinit KCl NaCl, bischofit MgCl 2 6H 2 O, karnallit KCl MgCl 2 6H 2 O, kainit KCl 4 · MgSO 3H 2 O. A legnagyobb klórtartalékot a tengerek és óceánok vizeinek sói tartalmazzák.
Ipari méretekben a klórt nátrium-hidroxiddal és hidrogénnel együtt asztali sóoldat elektrolízisével állítják elő:

2NaCl + 2H 2O => H 2 + Cl 2 + 2NaOH

A szerves vegyületek ipari klórozásának melléktermékeként keletkező hidrogén-kloridból a klór kinyerésére a Deacon-eljárást alkalmazzák (a hidrogén-klorid katalitikus oxidációja légköri oxigénnel):

4HCl + O 2 = 2H 2 O + 2Cl 2
A laboratóriumokban általában alkalmazott eljárások a hidrogén-klorid erős oxidálószerekkel (például mangán(IV)-oxiddal, kálium-permanganáttal, kálium-dikromáttal) történő oxidáción alapulnak:
2KMnO4 + 16HCl = 5Cl2 + 2MnCl2 + 2KCl +8H2O
K 2 Cr 2 O 7 + 14HCl = 3Cl 2 + 2CrCl 3 + 2KCl + 7H 2 O

Fizikai tulajdonságok:

Normál körülmények között a klór sárgászöld gáz, fullasztó szaggal. A klór észrevehetően oldódik vízben ("klórvíz"). 20°C-on 2,3 térfogatrész klór oldódik fel egy térfogat vízben. Forráspont = -34°C; olvadáspont = -101 °C, sűrűség (gáz, n.s.) = 3,214 g/l.

Kémiai tulajdonságok

A klóratom külső elektronszintje 7 elektront tartalmaz (s 2 p 5), így könnyen ad hozzá egy elektront, létrehozva a Cl - aniont. A kitöltetlen d-szint jelenléte miatt a klóratomban 1, 3, 5 és 7 párosítatlan elektron jelenhet meg, ezért oxigéntartalmú vegyületekben +1, +3, +5 és + oxidációs állapotú lehet. 7.

Nedvesség hiányában a klór meglehetősen közömbös, de akár nyomnyi nedvesség jelenlétében is jelentősen megnő az aktivitása. Jó kölcsönhatásba lép a fémekkel:

2 Fe + 3 Cl 2 = 2 FeCl 3 (vas(III)-klorid);

Cu + Cl 2 = CuCl 2 (réz(II)-klorid)

és sok nem fém:

H 2 + Cl 2 = 2 HCl (hidrogén-klorid);

2S + Cl 2 = S 2Cl 2 (kén-klorid (1));

Si + 2 Cl 2 = SiCl 4 (szilícium-klorid (IV));

2 P + 5 Cl 2 = 2 PCl 5 (foszfor (V)-klorid).

A klór nem lép közvetlen kölcsönhatásba oxigénnel, szénnel és nitrogénnel.

Amikor a klórt vízben oldjuk, 2 sav képződik: sósav vagy sósav és hipoklór:

Cl 2 + H 2 O = HCl + HClO.

Amikor a klór hideg lúgoldatokkal reagál, ezeknek a savaknak megfelelő sói képződnek:

Cl 2 + 2 NaOH = NaCl + NaClO + H 2 O.

Az így kapott oldatokat Javel-víznek nevezik, amely a klóros vízhez hasonlóan erős oxidáló tulajdonságokkal rendelkezik a ClO ion jelenlétének köszönhetően - és szövetek és papírok fehérítésére használják. Forró lúgoldatokkal a klór a sósav és a perklórsav megfelelő sóit képezi:

3 Cl 2 + 6 NaOH = 5 NaCl + NaClO 3 + 3 H 2 O;

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

A kapott kálium-klorátot Berthollet-sónak nevezik.

Melegítéskor a klór könnyen kölcsönhatásba lép sok szerves anyaggal. Telített és aromás szénhidrogénekben a hidrogént helyettesíti, szerves klórvegyületet és hidrogén-kloridot képezve, és a telítetlen szénhidrogéneket kettős vagy hármas kötés helyén kapcsolja össze.

Nagyon magas hőmérsékleten a klór teljesen eltávolítja a hidrogént a szénből. Így hidrogén-klorid és korom keletkezik. Ezért a szénhidrogének magas hőmérsékletű klórozását mindig koromképződés kíséri.

A klór erős oxidálószer, ezért könnyen kölcsönhatásba lép összetett anyagokkal, amelyek magasabb vegyértékű állapotba oxidálható elemeket tartalmaznak:

2 FeCl 2 + Cl 2 = 2 FeCl 3;

H 2 SO 3 + Cl 2 + H 2 O = H 2 SO 4 + 2 HCl.

A legfontosabb kapcsolatok:

Hidrogén-klorid HCl- színtelen gáz, amely a levegőben füstölög a vízgőzzel ködcseppek képződése miatt. Szúrós szagú és erősen irritálja a légutakat. Vulkáni gázokban és vizekben, gyomornedvben található. A kémiai tulajdonságok attól függenek, hogy milyen állapotban található (lehet gáz-, folyékony vagy oldatos halmazállapotú). A HCl oldatot ún sósav. Erős sav, és a gyengébb savakat kiszorítja sóikból. sók - kloridok- magas olvadáspontú szilárd kristályos anyagok.
Kovalens kloridok- klórvegyületek nem fémekkel, gázokkal, folyadékokkal vagy olvadó szilárd anyagokkal, amelyek jellegzetes savas tulajdonságokkal rendelkeznek, és általában vízzel könnyen hidrolizálódnak sósavvá:

PCl 5 + 4H 2O = H 3PO 4 + 5HCl

Klór(I)-oxid Cl 2 O., barnássárga színű, szúrós szagú gáz. Befolyásolja a légzőszerveket. Könnyen oldódik vízben, hipoklórsavat képezve.
Hipoklórsav HClO. Csak megoldásokban létezik. Ez egy gyenge és instabil sav. Könnyen bomlik sósavra és oxigénre. Erős oxidálószer. Akkor keletkezik, amikor a klór feloldódik a vízben. sók - hipokloritok, alacsony stabilitású (NaClO*H 2 O 70 °C-on robbanásszerűen lebomlik), erős oxidálószerek. Széles körben használják fehérítésre és fertőtlenítésre fehérítő, vegyes só Ca(Cl)OCl
Klórsav HClO 2, szabad formájában instabil, híg vizes oldatban is gyorsan lebomlik. Közepes erősségű savak, sók - kloritokáltalában színtelenek és vízben jól oldódnak. A hipokloritokkal ellentétben a kloritok csak savas környezetben mutatnak kifejezett oxidáló tulajdonságokat. A legnagyobb felhasználás (szövetek és papírpép fehérítésére) a nátrium-klorit NaClO 2.
Klór(IV)-oxid ClO 2, kellemetlen (szúrós) szagú, zöldessárga gáz, ...
Klórsav, HClO 3 - szabad formájában instabil: ClO 2-re és HClO 4 -re aránytalanul. sók - klorátok; Ezek közül a legfontosabbak a nátrium-, kálium-, kalcium- és magnézium-klorátok. Ezek erős oxidálószerek, és redukálószerekkel keverve robbanásveszélyesek. kálium-klorát ( Berthollet só) - KClO 3, a laboratóriumban oxigén előállítására használták, de nagy veszélye miatt már nem használták. A kálium-klorát oldatait gyenge fertőtlenítőként és külső gyógyászati ​​gargalizálásként használták.
Perklórsav HClO 4, vizes oldatokban a perklórsav a legstabilabb az összes oxigéntartalmú klórsav közül. A vízmentes perklórsav, amelyet tömény kénsavból állítanak elő 72%-os HClO 4-ből, nem túl stabil. Ez a legerősebb monoprotikus sav (vizes oldatban). sók - perklorátok oxidálószerként (szilárd hajtóanyagú rakétamotorok) használják.

Alkalmazás:

A klórt számos iparágban, tudományban és háztartási igényekben használják:
- Polivinil-klorid, műanyag keverékek, szintetikus gumi gyártásában;
- Szövet és papír fehérítésére;
- Szerves klórtartalmú rovarölő szerek előállítása - olyan anyagok, amelyek elpusztítják a terményre káros rovarokat, de biztonságosak a növények számára;
- Vízfertőtlenítéshez - „klórozás”;
- Az élelmiszeriparban élelmiszer-adalékanyagként bejegyzett E925;
- Sósav, fehérítő, berthollet só, fémkloridok, mérgek, gyógyszerek, műtrágyák vegyi előállítása során;
- A kohászatban tiszta fémek előállítására: titán, ón, tantál, nióbium.

Biológiai szerep és toxicitás:

A klór az egyik legfontosabb biogén elem, és minden élő szervezet része. Az állatokban és az emberekben a kloridionok részt vesznek az ozmotikus egyensúly fenntartásában, a kloridionnak optimális sugara van a sejtmembránon való áthatoláshoz. A klórionok létfontosságúak a növények számára, részt vesznek a növények energia-anyagcseréjében, aktiválják az oxidatív foszforilációt.

A klór egyszerű anyag formájában mérgező, ha a tüdőbe kerül, égési sérüléseket és fulladást okoz. A levegőben körülbelül 0,006 mg/l koncentrációban (azaz a klórszag érzékelési küszöbének kétszerese) irritáló hatással van a légutakra. A klór volt az egyik első vegyi anyag, amelyet Németország használt az első világháborúban.

GYAKORLATOK

1. Egy edényben hidrogén és klór keveréke van. Hogyan változik a nyomás az edényben, ha elektromos szikra halad át a keveréken?

Megoldás:

Szikra átengedésekor a gázok a következő egyenlet szerint reagálnak:

H2+Cl2=2HCl.

E reakció eredményeként a gázfázisban lévő molekulák összszáma nem változik, így az edényben a nyomás is változatlan marad.

2. A 2,0 g cink/18,7 ml 14,6%-os sósav (oldat sűrűsége 1,07 g/ml) hatására felszabaduló gázt 4,0 g réz(II)-oxid feletti melegítéssel engedtük át. Mekkora a kapott szilárd keverék tömege?

Megoldás:

Amikor a cink sósavval reagál, hidrogén szabadul fel:

Zn + 2HCl = ZnСl 2 + H 2,

amely hevítéskor a réz(II)-oxidot rézvé redukálja:

CuO + H 2 = Cu + H 2 O.

Határozzuk meg az első reakcióban szereplő anyagok mennyiségét: m(HCl oldat) = 18,7. 1,07 = 20,0 g (m(HCl) = 20,0). 0,146 = 2,92 g v(HCl) = 2,92/36,5 = 0,08 mol. v(Zn) = 2,0/65 = 0,031 mol. A cink hiánycikk, ezért a felszabaduló hidrogén mennyisége: v(H 2) = v(Zn) = 0,031 mol.

A második reakcióban a hidrogén hiányzik, mivel v(CuO) = 4,0/80 = 0,05 mol. A reakció eredményeként 0,031 mol CuO 0,031 mol Cu-vá alakul, és a tömegveszteség:

m(СuО) - m(Сu) = 0,031. 80 - 0,031. 64 = 0,50 g.

A CuO és Cu szilárd keverékének tömege a hidrogén átvezetése után 4,0-0,5 = 3,5 g lesz.

Válasz. 3,5 g.

__________________________________________________________________

3. Írja fel azoknak a reakcióknak az egyenleteit, amelyek akkor fordulhatnak elő, ha tömény kénsav minden szilárd kálium-halogenidre hat! Lehetségesek ezek a reakciók vizes oldatban?

Megoldás:

Amikor a tömény kénsav hevítéskor a kálium-fluoridra és a kloridra hat, hidrogén-fluorid és hidrogén-klorid szabadul fel:

KF + H 2 SO 4 (konc) = HF + KHSO 4,

KCl + H 2 SO 4 (tömény) = HCl + KHSO 4.

A hidrogén-bromid és a hidrogén-jodid erős redukálószerek, és kénsavval könnyen oxidálódnak szabad halogénné, míg a HBr a kénsavat SO 2-vé, a HI-t (erősebb redukálószerként) H 2 S-vé redukálja:

2KBr + 2H 2SO 4 (konc) = Br 2 + SO 2 + K 2 SO 4 + 2 H 2 O,

8KI + 5H 2SO 4 (konc) = 4I 2 + H 2 S + 4K 2 SO 4 + 4H 2 O.

Vizes oldatban a kénsav már nem erős oxidálószer. Ezenkívül minden hidrogén-halogenid erős (a fluorsav kivételével), és a kénsav nem tudja kiszorítani őket a sókból. Vizes oldatban az egyetlen lehetséges cserereakció:

2КF + H2SO4 = 2НF + K2SO4.

A reakció jele alacsony disszociációjú anyag (gyenge fluor-hidrogénsav) képződése.

__________________________________________________________________

4. Írja fel a következő reakciók egyenleteit:

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 → ...

Megoldás:

1) ClO 3 - erős oxidálószer, Cl-vé redukálva; A Fe 2+ redukálószer, Fe 3+ -dá oxidálódik (Fe 2 (SO 4) 3):

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

2) ClO 3 - - oxidálószer, Cl -ra redukálva, Fe 2+ - redukálószer, Fe 3+-ra oxidálva (Fe(OH) 3):

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

3) Mint minden halogén (a fluor kivételével), a jód lúgos környezetben aránytalan:

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

4) A bromidion erős redukálószer, és a bromátion savas környezetben brómmá oxidálja:

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

Ez a reakció a halogének lúgos közegben történő diszproporcionálási reakciójának a fordítottja.

__________________________________________________________________

5. 22,12 g kálium-permanganát melegítése után 21,16 g szilárd keverék képződik. A kapott keverék 36,5%-os (sűrűsége 1,18 g/ml) sósavval történő kezelésével mekkora maximális klórmennyiség (sz.) nyerhető. Mennyi savat fogyasztanak?

Megoldás:

Melegítéskor a kálium-permanganát lebomlik:

0,06		0,03		0,03		0,03
2KMnO 4		K2MnO4		MnO2

A keverék tömege a felszabaduló oxigén hatására csökken: v(O 2) = m/ M = (22,12-21,16) / 32 = 0,03 mol. A reakció eredményeként 0,03 mol K 2 MnO 4 és 0,03 mol MnO 2 is keletkezett és 0,06 mol KMnO 4 fogyott el. Nem minden kálium-permanganát bomlott le. A reakció után v(KMnO 4) = 22,12/158 - 0,06 = 0,08 mol mennyiségben maradt a keverékben.

A végső keverékben lévő mindhárom anyag (KMnO 4, K 2 MnO 4, MnO 2) erős oxidálószer, és hevítéskor a sósavat klórrá oxidálja:

0,08		0,64
2KMnO 4		16HCl		5Cl 2		2KCl		2MnCl2		8H2O

0,03		0,24		0,06
K2MnO4		8HCl		2Cl 2		2KCl		MnCl2		4H2O

0,03		0,12		0,03
MnO2		4HCl		Cl2		MnCl2		2H2O

A három reakcióban felszabaduló klór teljes mennyisége: v(Cl 2) = (0,08,5/2) + (0,03,2) + 0,03 = 0,29 mol, térfogata V (Cl 2) = 0,29. 22,4 = 6,50 l.

Az elfogyasztott hidrogén-klorid mennyisége egyenlő: v(HCl) = (0,08,16/2) + (0,03,8) + (0,03,4) = 0,96 mol,

m(HCl) = v. M=0,96. 36,5 = 35,04 g,

m(HCl-oldat) = m(HCl)/ω(HCl) = 35,04/0,365 = 96,0 g,

V (HCl-oldat) = t/ρ= 96,0/1,18 = 81,4 ml.

Válasz. V(Cl 2) = 6,50 l, V (HCl oldat) = 81,4 ml.

________________________________________________________________

FELADATOK AZ ÖNÁLLÓ MEGOLDÁSHOZ

1. Melyik halogén a legaktívabb és melyik a legkevésbé aktív oxidálószer.

2. Írja fel az ismert klór-oxidok képleteit, és nevezze meg őket!

3. Mondjon példákat az oxigéntartalmú klórsavak által képződött sókra! Nevezze meg ezeket a sókat!

4. Milyen formában fordul elő a klór a természetben?

5. Melyik reakció kvalitatív reakció kloridionra.

6. Hányszor nehezebb a klór a levegőnél?

7. Egészítse ki a reakcióegyenleteket:

.

8. A következő átalakítások végrehajtása:

9. Összekevert 1 liter klórt és 2 liter hidrogént (sz.). Hány gramm hidrogén-klorid nyerhető egy ilyen keverékből. Mekkora lesz a keverék térfogata a reakció után?

10. Mekkora térfogatú klór nyerhető 2 mol hidrogén-klorid és 3 mol mangán-oxid reakciójával? IV).

VIDEÓ ÉLMÉNY

1. Adja meg a legkifejezettebb redukáló tulajdonságokkal rendelkező ion szimbólumát:
A)Br-	b)Cl-
V)én -	G)F-
2. Melyik sorozatban szerepelnek az anyagok az olvadáspont növekedésének sorrendjében:
a) bróm, klór, jód	b) jód, bróm, klór
c) klór, jód, bróm	d) klór, bróm, jód
3. Mi a klór maximális vegyértéke a vegyületekben:
A)én	b)V
V)VII

Az elemek kémiája

A VIIA alcsoport nemfémei

A VIIA alcsoport elemei tipikus nemfémek magas

elektronegativitás, csoportnevük van - „halogének”.

Az előadás főbb kérdései

A VIIA alcsoportba tartozó nemfémek általános jellemzői. Elektronikus szerkezet, az atomok legfontosabb jellemzői. A legjellegzetesebb ste-

oxidációs büntetések. A halogének kémiájának jellemzői.

Egyszerű anyagok.

Természetes vegyületek.

Halogén vegyületek

Hidrohalogenidek és sóik. Só és fluorsav

rések, nyugta és jelentkezés.

Halogenid komplexek.

Halogének bináris oxigénvegyületei. Instabilitás kb.

Egyszerű anyagok redox tulajdonságai és társ

egységeit. Aránytalanítási reakciók. Latimer diagramok.

Végrehajtó:

Esemény sz.

A VIIA alcsoport elemeinek kémiája

Általános jellemzők

							Mangán
							Technécium

A VIIA-csoportot p-elemek alkotják: fluor F, klór

Cl, bróm Br, jód I és asztatin At.

A vegyértékelektronok általános képlete ns 2 np 5.

A VIIA csoport összes eleme tipikus nemfém.

							Ahogy az elosztásból is látszik
							vegyértékelektronok
az atomok pályái szerint						csak egy elektron hiányzik

stabil nyolcelektronos héj kialakításához

dobozok, ezért vannak erős tendencia mutatkozik afelé

egy elektron hozzáadása.

Minden elem könnyen alkot egy egyszerű egytöltést

ny anionok G – .

Egyszerű anionok formájában a VIIA csoport elemei megtalálhatók a természetes vízben és a természetes sók kristályaiban, például halit NaCl, szilvit KCl, fluorit

CaF2.

Az elemek általános csoportneve VIIA-

A „halogének” csoportba tartozó, azaz „sókat szül” annak a ténynek köszönhető, hogy fémekkel alkotott vegyületeik többsége pre-

egy tipikus só (CaF2, NaCl, MgBr2, KI), amely

amelyet közvetlen interakció révén lehet megszerezni

fém kölcsönhatása halogénnel. A szabad halogéneket természetes sókból nyerik, ezért a „halogének” elnevezést úgy is fordítják, hogy „sókból születtek”.

Végrehajtó:

Esemény sz.

A minimális oxidációs állapot (–1) a legstabilabb

minden halogénhez.

A VIIA csoportba tartozó elemek atomjainak néhány jellemzőjét az alábbiakban adjuk meg

A VIIA csoport elemeinek atomjainak legfontosabb jellemzői

		Relatív-		Affinitás
		elektromos
		negatív	ionizálás,
		ness (szerint
		Szavazás)
						számának növekedése
						elektronikus rétegek;
						méretének növekedése
						elektromosság csökkentése
						hármas negativitás

A halogének nagy elektronaffinitással rendelkeznek (max

Cl) és nagyon magas ionizációs energia (maximum F-nél) és maximum

lehetséges elektronegativitás az egyes periódusokban. A fluor a legtöbb

minden kémiai elem elektronegatív.

Egy párosítatlan elektron jelenléte a halogénatomokban meghatározza

az egyszerű anyagok atomjainak kétatomos molekulákká való egyesülését jelenti Г2.

Az egyszerű anyagok, a halogének esetében a legjellemzőbb oxidálószerek

tulajdonságok, amelyek az F2-ben a legerősebbek, és gyengülnek az I2-re való áttéréskor.

A halogéneket a nemfémes elemek közül a legnagyobb reaktivitás jellemzi. A fluor még a halogének közül is kiemelkedik

rendkívül magas aktivitással rendelkezik.

A második periódus eleme, a fluor különbözik a legerősebben a másiktól

az alcsoport egyéb elemei. Ez egy általános minta minden nemfémre.

Végrehajtó:

Esemény sz.

A fluor, mint a legelektronegatívabb elem, nem mutatja a szexet

rezidens oxidációs állapotok. Bármilyen kapcsolatban, beleértve a ki-

oxigén, a fluor oxidációs állapotban van (-1).

Az összes többi halogén pozitív oxidációs fokot mutat

leniya maximum +7-ig.

A halogének legjellemzőbb oxidációs állapotai:

F: -1, 0;

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

A klórnak vannak ismert oxidjai, amelyekben oxidációs állapotban található: +4 és +6.

A legfontosabb halogénvegyületek pozitív állapotban,

Az oxidáció büntetései az oxigéntartalmú savak és sóik.

Minden pozitív oxidációs állapotú halogénvegyület

erős oxidálószerek.

szörnyű oxidációs fok. Az aránytalanságot elősegíti a lúgos környezet.

Egyszerű anyagok és oxigénvegyületek gyakorlati alkalmazása

A halogének redukciója elsősorban oxidáló hatásuknak köszönhető.

A legegyszerűbb anyagok, a Cl2 találják a legszélesebb körű gyakorlati alkalmazást.

és F2. A legtöbb klórt és fluort az iparban fogyasztják el

szerves szintézis: műanyagok, hűtőközegek, oldószerek gyártásában,

növényvédő szerek, gyógyszerek. Jelentős mennyiségű klórt és jódot használnak a fémek előállítására és finomítására. A klórt is használják

cellulóz fehérítésére, ivóvíz fertőtlenítésére és a gyártás során

fehérítővíz és sósav. Az oxosavak sóit robbanóanyagok előállításához használják fel.

Végrehajtó:

Esemény sz.

A savakat – a sósavat és az olvadt savakat – széles körben használják a gyakorlatban.

A fluor és a klór a húsz leggyakoribb elem közé tartozik

ott lényegesen kevesebb bróm és jód van a természetben. A természetben minden halogén oxidációs állapotban fordul elő(–1). Csak a jód fordul elő KIO3 só formájában,

amely szennyeződésként szerepel a chilei salétromban (KNO3).

Az asztatin mesterségesen előállított radioaktív elem (a természetben nem létezik). Az At instabilitása tükröződik a névben, amely a görögből származik. "astatos" - "instabil". Az asztatin kényelmes kibocsátó a rákos daganatok sugárterápiájában.

Egyszerű anyagok

A halogének egyszerű anyagait a G2 kétatomos molekulák képezik.

Egyszerű anyagokban az F2-ről I2-re való átmenet során az elektronok számának növekedésével

trónrétegek és az atomok polarizálhatóságának növekedése, növekedés tapasztalható

intermolekuláris kölcsönhatás, ami az aggregált társ-

normál körülmények között állva.

A fluor (normál körülmények között) sárga gáz, –181o C-on átalakul

folyékony állapot.

A klór sárgászöld gáz, amely –34o C-on folyadékká alakul.

A Cl név kapcsolódik hozzá, a görög „chloros” - „sárga-

zöld". A Cl2 forráspontjának meredek emelkedése az F2-hez képest,

fokozott intermolekuláris kölcsönhatást jelez.

A bróm sötétvörös, nagyon illékony folyadék, forráspontja 58,8 o C.

az elem neve a gáz éles kellemetlen szagához kapcsolódik, és abból származik

"bromos" - "büdös".

Jód – sötétlila kristályok, halvány „fémes”

csomók, amelyek melegítéskor könnyen szublimálódnak, ibolyaszínű gőzöket képezve;

gyors hűtéssel

gőzök 114o C-ig

folyadék keletkezik. Hőmérséklet

Végrehajtó:

Esemény sz.

A jód forráspontja 183 °C. Neve a jódgőz színéből származik -

"iodos" - "lila".

Minden egyszerű anyag szúrós szagú és mérgező.

Gőzeik belélegzése a nyálkahártyák és a légzőszervek irritációját, nagy koncentrációban pedig fulladást okoz. Az első világháború idején a klórt mérgező szerként használták.

A fluorgáz és a folyékony bróm égési sérüléseket okoz a bőrön. Ha-val dolgozni

logens, óvintézkedéseket kell tenni.

Mivel a halogének egyszerű anyagait apoláris molekulák képezik

hűtik, jól oldódnak apoláris szerves oldószerekben:

alkohol, benzol, szén-tetraklorid stb. A klór, a bróm és a jód vízben nehezen oldódik, vizes oldatait klór-, bróm- és jódos víznek nevezik. A Br2 jobban oldódik, mint mások, brómkoncentráció tel.

Az oldat eléri a 0,2 mol/l-t, a klór pedig a 0,1 mol/l-t.

A fluor a vizet lebontja:

2F2 + 2H2O = O2 + 4HF

A halogének magas oxidatív aktivitást és átmenetet mutatnak

halogenid anionokká.

Г2 + 2e–  2Г–

A fluor különösen magas oxidatív aktivitással rendelkezik. A fluor oxidálja a nemesfémeket (Au, Pt).

Pt + 3F2 = PtF6

Még néhány inert gázzal is kölcsönhatásba lép (kripton,

xenon és radon), például

Xe + 2F2 = XeF4

F2 atmoszférában sok nagyon stabil vegyület ég el, pl.

víz, kvarc (SiO2).

SiO2 + 2F2 = SiF4 + O2

Végrehajtó:

Esemény sz.

Fluorral való reakciókban még olyan erős oxidálószerek is, mint a nitrogén és a kén

nisav redukálószerként működik, míg a fluor oxidálja a bevitt anyagot

összetételükben O(–2)-t tartalmaznak.

2HNO3 + 4F2 = 2NF3 + 2HF + 3O2 H2SO4 + 4F2 = SF6 + 2HF + 2O2

Az F2 nagy reakcióképessége nehézségeket okoz a kapcsolódási pontok kiválasztásában.

szerkezeti anyagok a vele való munkához. Általában ezekre a célokra használjuk

Nikkelt és rezet tartalmaznak, amelyek oxidálva sűrű fluorid védőfilmeket képeznek a felületükön. Az F név agresszív fellépésének köszönhető.

Eszem, a görögből származik. „fluoros” – „pusztító”.

Az F2, Cl2, Br2, I2 sorozatban az oxidációs képesség gyengül a növekedés miatt

az atomok méretének növelése és az elektronegativitás csökkentése.

Vizes oldatokban az anyag oxidatív és reduktív tulajdonságai

Az anyagokat általában az elektródpotenciálok segítségével jellemzik. A táblázat a szabványos elektródpotenciálokat (Eo, V) mutatja a redukciós félreakciókhoz

halogének képződése. Összehasonlításképpen a ki- Eo értéke

a szén a leggyakoribb oxidálószer.

Szabványos elektródapotenciálok egyszerű halogén anyagokhoz

Eo, B, a reakcióhoz

O2 + 4e– + 4H+  2H2O

Eo, V

elektródához

2Г– +2е – = Г2

Csökkent oxidatív aktivitás

Ahogy a táblázatból is látszik, Az F2 sokkal erősebb oxidálószer,

mint az O2, ezért F2 nem létezik vizes oldatokban oxidálja a vizet,

felépülve F–-ra. Az E® érték alapján a Cl2 oxidáló képessége

Végrehajtó:

Esemény sz.

magasabb is, mint az O2-é. Valójában a klóros víz hosszú távú tárolása során oxigén felszabadulásával és HCl képződésével bomlik. De a reakció lassú (a Cl2 molekula észrevehetően erősebb, mint az F2 molekula és

a klórral való reakciók aktiválási energiája magasabb), diszpro-

adagolás:

Cl2 + H2 O  HCl + HOCl

Vízben nem éri el a végét (K = 3,9 . 10–4), ezért a Cl2 vizes oldatokban létezik. A Br2 és I2 vízben még nagyobb stabilitás jellemzi.

Az aránytalanság nagyon jellemző oxidáció

redukciós reakció halogénekre. Az erősítés aránytalansága

lúgos környezetben önti ki.

A lúgban a Cl2 aránytalansága anionok képződéséhez vezet

Cl– és ClO–. Az aránytalansági állandó 7,5. 1015.

Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H2O

Amikor a jód lúgban aránytalanná válik, I– és IO3– képződik. Ana-

Logikusan a Br2 aránytalanná teszi a jódot. A termékváltoztatás aránytalan

náció annak a ténynek köszönhető, hogy a Br-ben és az I-ben lévő GO– és GO2– anionok instabilak.

A klór diszproporcionálási reakcióját az iparban használják

képesség erős és gyors hatású hipoklorit oxidálószer előállítására,

fehérítő mész, bertolet só.

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

Végrehajtó:

Esemény sz.

Halogének kölcsönhatása fémekkel

A halogének heves reakcióba lépnek számos fémmel, például:

Mg + Cl2 = MgCl2 Ti + 2I2  TiI4

Na + halogenidek, amelyekben a fém alacsony oxidációs állapotú (+1, +2),

- Ezek túlnyomórészt ionos kötéseket tartalmazó sószerű vegyületek. Hogyan kell

íme, az ionos halogenidek magas olvadáspontú szilárd anyagok

Fémhalogenidek, amelyekben a fém magas oxidációs fokú

ionok túlnyomórészt kovalens kötéseket tartalmazó vegyületek.

Ezek többsége normál körülmények között gáz, folyadék vagy olvadó szilárd anyag. Például a WF6 egy gáz, a MoF6 egy folyadék,

A TiCl4 folyékony.

Halogének kölcsönhatása nemfémekkel

A halogének közvetlenül kölcsönhatásba lépnek sok nemfémmel:

hidrogén, foszfor, kén stb. Például:

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

A nemfém-halogenidekben a kötés túlnyomórészt kovalens.

Ezeknek a vegyületeknek általában alacsony olvadáspontja és forráspontja van.

A fluorról jódra való átmenet során a halogenidek kovalens jellege megnő.

A tipikus nemfémek kovalens halogenidjei savas vegyületek; vízzel kölcsönhatásba lépve hidrolizálnak savakat képezve. Például:

PBr3 + 3H2O = 3HBr + H3PO3

PI3 + 3H2O = 3HI + H3PO3

PCl5 + 4H2O = 5HCl + H3PO4

Végrehajtó:

Esemény sz.

Az első két reakciót bróm és hidrogén-jodid előállítására használják.

zajsav.

Interhalogenidek. A halogének egymással kombinálva interg-

vezet. Ezekben a vegyületekben a könnyebb és elektronegatívabb halogén (–1) oxidációs állapotú, a nehezebb pedig pozitív állapotban van.

oxidációs büntetések.

A halogének közvetlen kölcsönhatása hevítéskor a következőket kapja: ClF, BrF, BrCl, ICl. Vannak bonyolultabb interhalogenidek is:

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

Normál körülmények között minden interhalogenid alacsony forráspontú folyékony anyag. Az interhalogenidek nagy oxidatív aktivitással rendelkeznek

tevékenység. Például olyan kémiailag stabil anyagok, mint a SiO2, Al2O3, MgO stb., ClF3 gőzökben égnek.

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

A Fluoride ClF 3 egy agresszív fluorozó reagens, amely gyorsan hat

udvar F2. Szerves szintézisekben és védőfóliák előállítására használják a nikkel-berendezések felületén a fluorral való megmunkáláshoz.

Vízben az interhalogenidek hidrolizálnak, és savakat képeznek. Például,

ClF5 + 3H2O = HClO3 + 5HF

Halogének a természetben. Egyszerű anyagok beszerzése

Az iparban a halogéneket természetes vegyületeikből nyerik. Minden

a szabad halogének előállítására szolgáló eljárások a halogén oxidációján alapulnak

Nid ionok.

2Г –  Г2 + 2e–

A természetes vizekben jelentős mennyiségű halogén található anionok formájában: Cl–, F–, Br–, I–. A tengervíz legfeljebb 2,5% NaCl-t tartalmazhat.

A brómot és a jódot olajkutak vizéből és tengervízből nyerik.

Végrehajtó:

Esemény sz.

ÁLTALÁNOS JELLEMZŐK

A halogének (a görög haloszból - só és gének - képeznek) a periódusos rendszer VII. csoportjának fő alcsoportjának elemei: fluor, klór, bróm, jód, asztatin.

Táblázat. A halogénatomok és molekulák elektronszerkezete és néhány tulajdonsága

Elem szimbólum
Sorozatszám
A külső elektronikus réteg felépítése	2s 2 2p 5	3s 2 3p 5	4s 2 4p 5	5s 2 5p 5	6s 2 6p 5
Ionizációs energia, eV	17,42	12,97	11,84	10,45	~9,2
Atom affinitása elektronokhoz, eV	3,45	3,61	3,37	3,08	~2,8
Relatív elektronegativitás (RE)					~2,2
Atomsugár, nm	0,064	0,099	0,114	0,133
Magok közötti távolság egy E molekulában 2, nm	0,142	0,199	0,228	0,267
Kötési energia egy E molekulában 2 (25°С), kJ/mol
Oxidációs állapotok		1, +1, +3, +4, +5, +7	1, +1, +4, +5, +7	1, +1, +3, +5, +7
Fizikai állapot	Halványzöld gáz	Zöld-sárga. gáz	Buraya folyékony	Sötét lila kristályok	Fekete kristályok
t°pl.(°C)
forráspont (°C)
r (g * cm -3 )	1,51	1,57	3,14	4,93
Vízben való oldhatóság (g/100 g víz)	reagál vízzel	2,5: 1 kötet szerint		0,02

1) A külső energiaszint általános elektronikus konfigurációja nS2nP5.
2) Az elemek atomszámának növekedésével az atomok sugara nő, az elektronegativitás csökken, a nemfémes tulajdonságok gyengülnek (a fémes tulajdonságok nőnek); a halogének erős oxidálószerek, az elemek oxidációs képessége az atomtömeg növekedésével csökken.
3) A halogén molekulák két atomból állnak.
4) Az atomtömeg növekedésével a szín sötétebb lesz, az olvadáspont és a forráspont, valamint a sűrűség nő.
5) A hidrogén-halogenidek erőssége az atomtömeg növekedésével nő.
6) A halogének vegyületeket képezhetnek egymással (például BrCl)

FLUOR ÉS VEGYÜLETEI

Fluor F2 – A. Moissan fedezte fel 1886-ban.

Fizikai tulajdonságok

A gáz világossárga színű; olvadáspont = -219 °C, forráspont = -183 °C.

Nyugta

A KHF2 kálium-hidrofluorid olvadék elektrolízise:

Kémiai tulajdonságok

Az F2 a legerősebb oxidálószer az összes anyag közül:

1. 2F2 + 2H2O ® 4HF + O2
2. H2 + F2 ® 2HF (robbanással)
3. Cl2 + F2 ® 2ClF

Hidrogén-fluorid

Fizikai tulajdonságok

Színtelen gáz, vízben jól oldódik, olvadáspont. = -83,5 °C; t°forraljuk. = 19,5 °C;

Nyugta

CaF2 + H2SO4(tömény) ® CaSO4 + 2HF

Kémiai tulajdonságok

1) HF vizes oldata - gyenge sav (hidrogén-fluorsav):

HF « H+ + F-

Hidrofluorsav sók - fluoridok

2) A fluorsav oldja az üveget:

SiO2 + 4HF ® SiF4+ 2H2O

SiF4 + 2HF ® H2 hexafluor-kovasav

KLÓR ÉS VEGYÜLETEI

Klór Cl2 – K. Scheele fedezte fel 1774-ben.

Fizikai tulajdonságok

Gáz sárga-zöld színű, olvadáspont. = -101 °C, forráspont. = -34 °C.

Nyugta

Klionok oxidációja erős oxidálószerekkel vagy elektromos árammal:

MnO2 + 4HCl® MnCl2 + Cl2 + 2H2O
2KMnO4 + 16HCl ® 2MnCl2 + 5Cl2 + 2KCl + 8H2O
K2Cr2O7 + 14HCl ® 2CrCl3 + 2KCl + 3Cl2 + 7H2O

NaCl oldat elektrolízise (ipari módszer):

2NaCl + 2H2O ® H2 + Cl2 + 2NaOH

Kémiai tulajdonságok

A klór erős oxidálószer.

1) Reakciók fémekkel:

2Na + Cl2® 2NaCl
Ni + Cl2 ® NiCl2
2Fe + 3Cl2® 2FeCl3

2) Reakciók nem fémekkel:

H2 + Cl2 –hn® 2HCl
2P + 3Cl2 ® 2PClЗ

3) Reakció vízzel:

Cl2 + H2O «HCl + HClO

4) Reakciók lúgokkal:

Cl2 + 2KOH –5°C® KCl + KClO + H2O
3Cl2 + 6KOH –40°C® 5KCl + KClOЗ + 3H2O
Cl2 + Ca(OH)2 ® CaOCl2(fehérítő) + H2O

5) Kiszorítja a brómot és a jódot a hidrogén-halogenidekből és sóikból.

Cl2 + 2KI ® 2KCl + I2
Cl2 + 2HBr® 2HCl + Br2

Klórvegyületek
Hidrogén-klorid

Fizikai tulajdonságok

Színtelen, szúrós szagú gáz, mérgező, a levegőnél nehezebb, vízben jól oldódik (1:400).
t°pl. = -114 °C, forráspont. = -85 °C.

Nyugta

1) Szintetikus módszer (ipari):

H2 + Cl2® 2HCl

2) Hidroszulfát módszer (laboratórium):

NaCl (szilárd) + H2SO4 (tömény) ® NaHSO4 + HCl

Kémiai tulajdonságok

1) HCl vizes oldata - sósav - erős sav:

HCl « H+ + Cl-

2) Reagál fémekkel a hidrogénig terjedő feszültségtartományban:

2Al + 6HCl® 2AlCl3 + 3H2

3) fém-oxidokkal:

MgO + 2HCl ® MgCl2 + H2O

4) bázisokkal és ammóniával:

HCl + KOH ® KCl + H2O
3HCl + Al(OH)3 ® AlCl3 + 3H2O
HCl + NH3 ® NH4Cl

5) sókkal:

CaCO3 + 2HCl ® CaCl2 + H2O + CO2
HCl + AgNO3 ® AgCl¯ + HNO3

Az ásványi savakban oldhatatlan ezüst-klorid fehér csapadék képződését kvalitatív reakcióként használják a klánionok oldatban történő kimutatására.
A fém-kloridok a sósav sói, amelyeket fémek klórral való kölcsönhatásával vagy sósav fémekkel, oxidjaival és hidroxidjaival való reakciójával állítanak elő; bizonyos sókkal való cserével

2Fe + 3Cl2® 2FeCl3
Mg + 2HCl® MgCl2 + H2
CaO + 2HCl ® CaCl2 + H2O
Ba(OH)2 + 2HCl® BaCl2 + 2H2O
Pb(NO3)2 + 2HCl® PbCl2¯ + 2HNO3

A legtöbb klorid vízben oldódik (az ezüst-, ólom- és egy vegyértékű higany-klorid kivételével).

Hipoklórsav HCl+1O
H–O–Cl

Fizikai tulajdonságok

Csak híg vizes oldatok formájában létezik.

Nyugta

Cl2 + H2O «HCl + HClO

Kémiai tulajdonságok

A HClO gyenge sav és erős oxidálószer:

1) Lebomlik, atomi oxigén szabadul fel

HClO – a fényben® HCl + O

2) Lúgokkal sókat - hipokloritokat ad

HClO + KOH ® KClO + H2O

2HI + HClO ® I2¯ + HCl + H2O

Klórsav HCl+3O2
H–O–Cl=O

Fizikai tulajdonságok

Csak vizes oldatokban létezik.

Nyugta

Hidrogén-peroxid és klór-oxid (IV) kölcsönhatása révén jön létre, amelyet Berthollet-sóból és oxálsavból nyernek H2SO4-ben:

2KClO3 + H2C2O4 + H2SO4 ® K2SO4 + 2CO2 + 2СlO2 + 2H2O
2ClO2 + H2O2 ® 2HClO2 + O2

Kémiai tulajdonságok

A HClO2 gyenge sav és erős oxidálószer; klórsav sói - kloritok:

HClO2 + KOH ® KClO2 + H2O

2) Instabil, tárolás közben lebomlik

4HClO2 ® HCl + HClO3 + 2ClO2 + H2O

Hipoklórsav HCl+5O3

Fizikai tulajdonságok

Csak vizes oldatokban stabil.

Nyugta

Ba (ClO3)2 + H2SO4® 2HClO3 + BaSO4¯

Kémiai tulajdonságok

HClO3 - Erős sav és erős oxidálószer; perklórsav sói - klorátok:

6P + 5HClO3 ® 3P2O5 + 5HCl
HClO3 + KOH ® KClO3 + H2O

KClO3 - Berthollet-só; klórt melegített (40 °C-os) KOH-oldaton vezetve kapják:

3Cl2 + 6KOH ® 5KCl + KClO3 + 3H2O

A Berthollet-sót oxidálószerként használják; Melegítéskor lebomlik:

4KClO3 – cat® KCl + 3KClO4 nélkül
2KClO3 –MnO2 cat® 2KCl + 3O2

Perklórsav HCl+7O4

Fizikai tulajdonságok

Színtelen folyadék, forráspont. = 25°C, hőmérséklet = -101°C.

Nyugta

KClO4 + H2SO4 ® KHSO4 + HClO4

Kémiai tulajdonságok

A HClO4 nagyon erős sav és nagyon erős oxidálószer; perklórsav sói - perklorátok.

HClO4 + KOH ® KClO4 + H2O

2) Melegítéskor a perklórsav és sói lebomlanak:

4HClO4 –t°® 4ClO2 + 3O2 + 2H2O
KClO4 –t°® KCl + 2O2

A BRÓM ÉS VEGYÜLETEI

Bróm Br2 - J. Balard fedezte fel 1826-ban.

Fizikai tulajdonságok

Barna folyadék erős mérgező gőzökkel; kellemetlen szaga van; r = 3,14 g/cm3; t°pl. = -8 °C; t°forraljuk. = 58 °C.

Nyugta

Br-ionok oxidációja erős oxidálószerekkel:

MnO2 + 4HBr® MnBr2 + Br2 + 2H2O
Cl2 + 2KBr® 2KCl + Br2

Kémiai tulajdonságok

Szabad állapotában a bróm erős oxidálószer; és vizes oldatát - "brómos vizet" (3,58% brómot tartalmaz) általában gyenge oxidálószerként használják.

1) Reagál fémekkel:

2Al + 3Br2 ® 2AlBr3

2) Reagál nem fémekkel:

H2 + Br2 «2HBr
2P + 5Br2 ® 2PBr5

3) Reagál vízzel és lúgokkal:

Br2 + H2O «HBr + HBrO
Br2 + 2KOH ® KBr + KBrO + H2O

4) Reagál erős redukálószerekkel:

Br2 + 2HI® I2 + 2HBr
Br2 + H2S ® S + 2HBr

Hidrogén-bromid HBr

Fizikai tulajdonságok

Színtelen gáz, vízben jól oldódik; t°forraljuk. = -67 °C; t°pl. = -87 °C.

Nyugta

2NaBr + H3PO4 –t°® Na2HPO4 + 2HBr

PBr3 + 3H2O® H3PO3 + 3HBr

Kémiai tulajdonságok

A hidrogén-bromid vizes oldata a hidrogén-bromid, amely még a sósavnál is erősebb. Ugyanazokon a reakciókon megy keresztül, mint a HCl:

1) Disszociáció:

HBr « H+ + Br -

2) A hidrogénig terjedő feszültségsoros fémekkel:

Mg + 2HBr® MgBr2 + H2

3) fém-oxidokkal:

CaO + 2HBr ® CaBr2 + H2O

4) bázisokkal és ammóniával:

NaOH + HBr ® NaBr + H2O
Fe(OH)3 + 3HBr ® FeBr3 + 3H2O
NH3 + HBr® NH4Br

5) sókkal:

MgCO3 + 2HBr ® MgBr2 + H2O + CO2
AgNO3 + HBr ® AgBr¯ + HNO3

A hidrogén-bromid sóit bromidoknak nevezzük. Az utolsó reakció - sárga, savban oldhatatlan ezüst-bromid csapadék képződése - az oldatban lévő Br-anion kimutatására szolgál.

6) A HBr erős redukálószer:

2HBr + H2SO4 (tömény) ® Br2 + SO2 + 2H2O
2HBr + Cl2® 2HCl + Br2

A bróm oxigénsavai közül a gyenge brómozott sav HBr+1O és az erős brómozott sav HBr+5O3 ismert.
JÓD ÉS VEGYÜLETEI

Jód I2 - B. Courtois fedezte fel 1811-ben.

Fizikai tulajdonságok

Sötétlila színű, fémes fényű kristályos anyag.
r = 4,9 g/cm3; t°pl.=114°C; forráspont = 185°C. Nagyon jól oldódik szerves oldószerekben (alkohol, CCl4).

Nyugta

I-ionok oxidációja erős oxidálószerekkel:

Cl2 + 2KI ® 2KCl + I2
2KI + MnO2 + 2H2SO4 ® I2 + K2SO4 + MnSO4 + 2H2O

Kémiai tulajdonságok

1) fémekkel:

2Al + 3I2 ® 2AlI3

2) hidrogénnel:

3) erős redukálószerekkel:

I2 + SO2 + 2H2O ® H2SO4 + 2HI
I2 + H2S ® S + 2HI

4) lúgokkal:

3I2 + 6NaOH ® 5NaI + NaIO3 + 3H2O

Hidrogén-jodid

Fizikai tulajdonságok

Színtelen, szúrós szagú gáz, vízben jól oldódik, forráspontja. = -35 °C; t°pl. = -51 °C.

Nyugta

I2 + H2S ® S + 2HI

2P + 3I2 + 6H2O® 2H3PO3 + 6HI

Kémiai tulajdonságok

1) HI vizes oldata - erős hidrogén-jodid:

HI « H+ + I-
2HI + Ba(OH)2® BaI2 + 2H2O

Jódhidrogén-sók – jodidok (más HI-reakciókhoz lásd a HCl és a HBr tulajdonságait)

2) A HI egy nagyon erős redukálószer:

2HI + Cl2® 2HCl + I2
8HI + H2SO4 (tömény) ® 4I2 + H2S + 4H2O
5HI + 6KMnO4 + 9H2SO4® 5HIO3 + 6MnSO4 + 3K2SO4 + 9H2O

3) I-anionok azonosítása oldatban:

NaI + AgNO3 ® AgI¯ + NaNO3
HI + AgNO3 ® AgI¯ + HNO3

Sötétsárga ezüst-jodid csapadék képződik, amely savakban nem oldódik.

A jód oxigénsavai

Sósav HI+5O3

Színtelen kristályos anyag, olvadáspont = 110°C, vízben jól oldódik.

Kap:

3I2 + 10HNO3 ® 6HIO3 + 10NO + 2H2O

A HIO3 erős sav (sók - jodátok) és erős oxidálószer.

Jódsav H5I+7O6

Kristályos higroszkópos anyag, vízben jól oldódik, olvadáspont = 130°C.
Gyenge sav (sók - perjodátok); erős oxidálószer.

1. A halogének általános jellemzői . Halogének atomi szerkezete és oxidációs állapota vegyületekben. Az atomi sugarak, ionizációs energiák, elektronaffinitások és elektronegativitás változásának természete az F - At sorozatban. A halogének kémiai kötéseinek természete fémekkel és nemfémekkel. Halogének magasabb vegyértékű állapotának stabilitása. A fluor jellemzői.

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

2. Egyszerű halogén anyagok molekulaszerkezete és fizikai tulajdonságai . A kémiai kötések természete a halogén molekulákban. A halogének fizikai tulajdonságai: aggregációs állapot, olvadáspont és forráspont a fluor-asztatin sorozatban, oldhatóság vízben és szerves oldószerekben.

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

3. A halogének kémiai tulajdonságai . A halogének nagy kémiai aktivitásának okai és csoportonkénti változása. Vízzel, lúgos oldatokkal, fémekkel és nemfémekkel való kapcsolat. A hőmérséklet hatása a lúgos oldatokban lévő halogén-diszproporcionáló termékek összetételére. A fluorkémia jellemzői. Természetes halogénvegyületek. A halogének előállításának ipari és laboratóriumi módszereinek elvei. Halogének használata. A halogének és vegyületeik élettani és farmakológiai hatásai az élő szervezetekre. Halogének toxicitása és óvintézkedések a velük való munkavégzés során.

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

Az egyszerű anyagok, a halogének a hidrogénnel ellentétben nagyon aktívak. Leginkább az oxidáló tulajdonságok jellemzik őket, amelyek fokozatosan gyengülnek az F 2 – At 2 sorozatban. A halogének közül a legaktívabb a fluor: még a víz és a homok is spontán meggyullad a légkörében! A halogének heves reakcióba lépnek a legtöbb fémmel, nemfémmel és összetett anyaggal.

4. Halogének előállítása és felhasználása .

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

A halogének előállítására szolgáló összes módszer halogenid anionok oxidációs reakcióin alapul különféle oxidálószerekkel: 2Gal -1 -2e - = Gal

Az iparban a halogéneket halogenidek olvadékainak (F 2 és Cl 2) vagy vizes oldatainak (Cl 2) elektrolízisével állítják elő; a kevésbé aktív halogének kiszorítása aktívabbakkal a megfelelő halogenidekről (I 2 - bróm; I 2 vagy Br 2 - klór)

A laboratóriumban a halogéneket hidrogén-halogenidek (HCl, HBr) erős oxidálószerekkel (KMnO 4, K 2 Cr 2 O 7, PbO 2, MnO 2, KClO 3) tartalmazó oldatokban történő oxidációjával állítják elő; halogenidek (NaBr, KI) oxidációja a jelzett oxidálószerekkel savas környezetben (H 2 SO 4).

Bináris halogénvegyületek

1. Hidrogénvegyületek (hidrogén-halogenidek) . A kémiai kötések természete a molekulákban. A molekulák polaritása. Fizikai tulajdonságok, aggregációs állapot, vízoldhatóság. Az olvadás- és forráshőmérséklet változásának természete a HF – HI sorozatban. Hidrogén-fluorid molekulák társulása. Hidrogén-halogenidek termikus stabilitása. Reakcióképesség. Savtulajdonságok, a hidrogén-fluorid jellemzői. Helyreállító tulajdonságok. A hidrogén-halogenidek előállításának általános elvei: szintézis egyszerű anyagokból és halogenidekből. Hidrogén-klorid és sósav. Fizikai és kémiai tulajdonságok. Megszerzési módszerek. A sósav használata. A sósav és a kloridok szerepe az életfolyamatokban. Halogenidek.

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

2 . Halogének vegyületei oxigénnel.

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

3. Más nemfémekkel alkotott vegyületek.

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

4 . Csatlakozások fémekhez .

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

Többelemes halogénvegyületek

1. Oxigéntartalmú klórsavak és sóik. Hipoklór-, klór-, perklór- és perklórsav. A savtulajdonságok, a stabilitás és az oxidáló tulajdonságok változásai a HClO – HClO sorozatban 4 . E savak előállításának elvei. Hipokloritok, kloritok, klorátok és perklorátok. Hőstabilitás és oxidatív tulajdonságok. A sók előállításának általános elvei. Sók használata. Fehérítő. Berthollet só. Ammónium-perklorát.

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

2 . A bróm és a jód oxigéntartalmú savai és sóik .

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

3 . Halogének és legfontosabb vegyületeik alkalmazása

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

4 . A halogénvegyületek biológiai szerepe

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

KapcsolatA legfontosabb klórvegyületek: