Atóm vodíka má elektrónový vzorec vonkajšej (a jedinej) elektrónovej úrovne 1 s 1. Na jednej strane z hľadiska prítomnosti jedného elektrónu na vonkajšej elektrónovej úrovni je atóm vodíka podobný atómom alkalického kovu. Avšak, rovnako ako halogény, potrebuje iba jeden elektrón na vyplnenie vonkajšej elektronickej hladiny, pretože prvá elektronická hladina nemôže obsahovať viac ako 2 elektróny. Ukazuje sa, že vodík môže byť umiestnený súčasne v prvej aj predposlednej (siedmej) skupine periodickej tabuľky, čo sa niekedy robí v rôzne možnosti periodický systém:
Z hľadiska vlastností vodíka ako jednoduchej látky má predsa len viac spoločného s halogénmi. Vodík, podobne ako halogény, je nekov a tvorí dvojatómové molekuly (H2).
Za normálnych podmienok je vodík plynná, málo aktívna látka. Nízka aktivita vodíka sa vysvetľuje vysokou pevnosťou väzieb medzi atómami vodíka v molekule, ktorých rozbitie si vyžaduje buď silné zahrievanie, alebo použitie katalyzátorov, alebo oboje.
Interakcia vodíka s jednoduchými látkami
s kovmi
Z kovov vodík reaguje len s alkalickými kovmi a kovmi alkalických zemín! Alkalické kovy zahŕňajú kovy hlavnej podskupiny Skupina I(Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) a kovy alkalických zemín - kovy hlavnej podskupiny II. skupiny, okrem berýlia a horčíka (Ca, Sr, Ba, Ra)
Pri interakcii s aktívnymi kovmi vodík vykazuje oxidačné vlastnosti, t.j. znižuje jeho oxidačný stav. V tomto prípade vznikajú hydridy alkalických kovov a kovov alkalických zemín, ktoré majú iónovú štruktúru. Reakcia nastáva pri zahrievaní:
Treba poznamenať, že interakcia s aktívnymi kovmi je jediným prípadom, keď je molekulárny vodík H2 oxidačným činidlom.
s nekovmi
Z nekovov vodík reaguje len s uhlíkom, dusíkom, kyslíkom, sírou, selénom a halogénmi!
Pod uhlíkom treba rozumieť grafit alebo amorfný uhlík, keďže diamant je extrémne inertná alotropická modifikácia uhlíka.
Pri interakcii s nekovmi môže vodík vykonávať iba funkciu redukčného činidla, to znamená iba zvýšiť jeho oxidačný stav:
Interakcia vodíka s komplexnými látkami
s oxidmi kovov
Vodík nereaguje s oxidmi kovov, ktoré sú v rade aktivít kovov až po hliník (vrátane), je však schopný redukovať mnohé oxidy kovov napravo od hliníka pri zahrievaní:
s oxidmi nekovov
Z oxidov nekovov reaguje vodík pri zahrievaní s oxidmi dusíka, halogénmi a uhlíkom. Zo všetkých interakcií vodíka s oxidmi nekovov je pozoruhodná najmä jeho reakcia s oxidom uhoľnatým CO.
Zmes CO a H2 má dokonca svoj vlastný názov - „syntetický plyn“, pretože v závislosti od podmienok z nej možno získať také populárne priemyselné produkty, ako je metanol, formaldehyd a dokonca aj syntetické uhľovodíky:
s kyselinami
Vodík nereaguje s anorganickými kyselinami!
Z organických kyselín vodík reaguje len s nenasýtenými kyselinami, ako aj s kyselinami obsahujúcimi funkčné skupiny schopné redukcie vodíkom, najmä aldehydové, keto alebo nitroskupiny.
so soľami
V prípade vodných roztokov solí nedochádza k ich interakcii s vodíkom. Pri prechode vodíka cez tuhé soli niektorých kovov strednej a nízkej aktivity je však možná ich čiastočná alebo úplná redukcia, napr.
Chemické vlastnosti halogénov
Halogény sú chemické prvky skupiny VIIA (F, Cl, Br, I, At), ako aj jednoduché látky, ktoré tvoria. Tu a ďalej v texte, pokiaľ nie je uvedené inak, sa halogény budú chápať ako jednoduché látky.
Všetky halogény majú molekulárnu štruktúru, ktorá určuje nízke teploty topenia a varu týchto látok. Halogénové molekuly sú dvojatómové, t.j. ich vzorec možno zapísať vo všeobecnom tvare ako Hal 2.
Treba poznamenať takú špecifickú fyzikálnu vlastnosť jódu, ako je jeho schopnosť sublimácia alebo inými slovami, sublimácia. Sublimácia, je jav, pri ktorom sa látka v tuhom stave pri zahrievaní neroztopí, ale obídením kvapalnej fázy okamžite prechádza do plynného stavu.
Elektrónová štruktúra vonkajšej energetickej hladiny atómu akéhokoľvek halogénu má tvar ns 2 np 5, kde n je číslo periódy periodickej tabuľky, v ktorej sa halogén nachádza. Ako vidíte, atómy halogénov potrebujú iba jeden elektrón, aby dosiahli osemelektrónový vonkajší obal. Z toho je logické predpokladať prevažne oxidačné vlastnosti voľných halogénov, čo sa v praxi potvrdzuje. Ako je známe, elektronegativita nekovov klesá pri pohybe nadol v podskupine, a preto aktivita halogénov klesá v sérii:
F2 > Cl2 > Br2 > I2
Interakcia halogénov s jednoduchými látkami
Všetky halogény sú vysoko reaktívne látky a reagujú s väčšinou jednoduchých látok. Treba si však uvedomiť, že fluór môže vďaka svojej extrémne vysokej reaktivite reagovať aj s tými jednoduchými látkami, s ktorými iné halogény reagovať nedokážu. Medzi takéto jednoduché látky patrí kyslík, uhlík (diamant), dusík, platina, zlato a niektoré vzácne plyny (xenón a kryptón). Tie. vlastne, fluór nereaguje len s niektorými vzácnymi plynmi.
Zvyšné halogény, t.j. chlór, bróm a jód sú tiež účinné látky, ale menej účinné ako fluór. Reagujú takmer so všetkými jednoduchými látkami okrem kyslíka, dusíka, uhlíka vo forme diamantu, platiny, zlata a vzácnych plynov.
Interakcia halogénov s nekovmi
vodík
Keď všetky halogény interagujú s vodíkom, tvoria sa halogenovodíky so všeobecným vzorcom HHal. V tomto prípade reakcia fluóru s vodíkom začína spontánne aj v tme a pokračuje výbuchom v súlade s rovnicou:
Reakcia chlóru s vodíkom môže byť iniciovaná intenzívnym ultrafialovým žiarením alebo teplom. Tiež pokračuje výbuch:
Bróm a jód reagujú s vodíkom iba pri zahrievaní a zároveň je reakcia s jódom reverzibilná:
fosfor
Interakcia fluóru s fosforom vedie k oxidácii fosforu na najvyšší oxidačný stav (+5). V tomto prípade sa tvorí fluorid fosforečný:
Pri interakcii chlóru a brómu s fosforom je možné získať halogenidy fosforu v oxidačnom stupni + 3 aj v oxidačnom stupni +5, čo závisí od pomerov reagujúcich látok:
Navyše v prípade biely fosfor v atmosfére fluóru, chlóru alebo kvapalného brómu sa reakcia spustí spontánne.
Interakcia fosforu s jódom môže viesť k vytvoreniu iba triodidu fosforečného kvôli jeho výrazne nižšej oxidačnej schopnosti ako u iných halogénov:
sivá
Fluór oxiduje síru na najvyšší oxidačný stupeň +6, pričom vzniká hexafluorid sírový:
Chlór a bróm reagujú so sírou a vytvárajú zlúčeniny obsahujúce síru v oxidačnom stave +1 a +2, ktoré sú pre ňu mimoriadne neobvyklé. Tieto interakcie sú veľmi špecifické a na absolvovanie jednotnej štátnej skúšky z chémie nie je potrebná schopnosť písať rovnice pre tieto interakcie. Preto sú nasledujúce tri rovnice uvedené skôr ako referencia:
Interakcia halogénov s kovmi
Ako je uvedené vyššie, fluór je schopný reagovať so všetkými kovmi, dokonca aj s takými neaktívnymi, ako je platina a zlato:
Zvyšné halogény reagujú so všetkými kovmi okrem platiny a zlata:
Reakcie halogénov s komplexnými látkami
Substitučné reakcie s halogénmi
Aktívnejšie halogény, t.j. chemické prvky, ktoré sa nachádzajú vyššie v periodickej tabuľke, sú schopné vytesniť menej aktívne halogény z halogenovodíkových kyselín a halogenidov kovov, ktoré tvoria:
Podobne bróm a jód vytláčajú síru z roztokov sulfidov a/alebo sírovodíka:
Chlór je silnejšie oxidačné činidlo a oxiduje sírovodík vo svojom vodnom roztoku nie na síru, ale na kyselinu sírovú:
Reakcia halogénov s vodou
Voda horí vo fluóre modrým plameňom v súlade s reakčnou rovnicou:
Bróm a chlór reagujú s vodou inak ako fluór. Ak fluór pôsobil ako oxidačné činidlo, potom sú chlór a bróm vo vode disproporcionálne a tvoria zmes kyselín. V tomto prípade sú reakcie reverzibilné:
K interakcii jódu s vodou dochádza v takej nepatrnej miere, že ju možno zanedbať a možno predpokladať, že k reakcii vôbec nedochádza.
Interakcia halogénov s alkalickými roztokmi
Fluór pri interakcii s vodným alkalickým roztokom opäť pôsobí ako oxidačné činidlo:
Schopnosť napísať túto rovnicu sa nevyžaduje na absolvovanie jednotnej štátnej skúšky. Stačí poznať fakt o možnosti takejto interakcie a oxidačnej úlohe fluóru pri tejto reakcii.
Na rozdiel od fluóru sú ostatné halogény v alkalických roztokoch disproporčné, to znamená, že súčasne zvyšujú a znižujú svoj oxidačný stav. Navyše v prípade chlóru a brómu je v závislosti od teploty možný prúdenie v dvoch rôznych smeroch. Najmä v chlade prebiehajú reakcie takto:
a pri zahrievaní:
Jód reaguje s alkáliami výlučne podľa druhej možnosti, t.j. s tvorbou jodičnanu, pretože hypojodit nie je stabilný nielen pri zahrievaní, ale ani pri bežných teplotách a dokonca ani v chlade.
Podskupinu halogénov tvoria prvky fluór, chlór, bróm a jód.
Elektrónové konfigurácie vonkajšej valenčnej vrstvy halogénov sú konfigurácie fluóru, chlóru, brómu a jódu). Takéto elektronické konfigurácie určujú typické oxidačné vlastnosti halogénov – všetky halogény majú schopnosť získavať elektróny, hoci pri prechode na jód je oxidačná schopnosť halogénov oslabená.
Za normálnych podmienok existujú halogény vo forme jednoduchých látok pozostávajúcich z dvojatómových molekúl typu s kovalentnými väzbami. Fyzikálne vlastnosti halogénov sa výrazne líšia: napríklad fluór je za normálnych podmienok plyn, ktorý sa ťažko skvapalňuje, chlór je tiež plyn, ale ľahko skvapalňuje, bróm je kvapalina, jód je pevná látka.
Chemické vlastnosti halogénov.
Na rozdiel od všetkých ostatných halogénov, fluór vo všetkých svojich zlúčeninách vykazuje iba jeden oxidačný stav, 1-, a nevykazuje premennú mocnosť. Pre ostatné halogény je najcharakteristickejší oxidačný stav tiež 1-, avšak v dôsledku prítomnosti voľných -orbitálov na vonkajšej úrovni môžu vykazovať aj iné nepárne oxidačné stavy od do v dôsledku čiastočného alebo úplného párovania valenčných elektrónov.
Najväčšiu aktivitu má fluór. Väčšina kovov, dokonca aj pri izbovej teplote, sa vznieti v atmosfére a uvoľňuje veľké množstvo tepla, napríklad:
Bez zahrievania fluór reaguje aj s mnohými nekovmi (vodík - pozri vyššie), pričom zároveň uvoľňuje veľké množstvo tepla:
Pri zahrievaní fluór oxiduje všetky ostatné halogény podľa nasledujúcej schémy:
kde a v zlúčeninách sú oxidačné stavy chlóru, brómu a jódu rovnaké.
Nakoniec, keď je fluór ožiarený, reaguje dokonca aj s inertnými plynmi:
Veľmi intenzívne prebieha aj interakcia fluóru s komplexnými látkami. Takže oxiduje vodu a reakcia je výbušná:
Voľný chlór je tiež veľmi reaktívny, hoci jeho aktivita je menšia ako aktivita fluóru. Reaguje priamo so všetkými jednoduchými látkami okrem kyslíka, dusíka a vzácnych plynov, napr.
Pre tieto reakcie, ako aj pre všetky ostatné, sú veľmi dôležité podmienky ich vzniku. Pri izbovej teplote teda chlór nereaguje s vodíkom; pri zahriatí nastáva táto reakcia, ale ukazuje sa ako vysoko reverzibilná a pri silnom ožiarení prebieha nevratne (s výbuchom) reťazovým mechanizmom.
Chlór reaguje s mnohými komplexnými látkami, napríklad substitúciou a adíciou s uhľovodíkmi:
Chlór je schopný pri zahrievaní vytesniť bróm alebo jód z ich zlúčenín vodíkom alebo kovmi:
a tiež reverzibilne reaguje s vodou:
Chlór, ktorý sa rozpúšťa vo vode a čiastočne s ňou reaguje, ako je uvedené vyššie, tvorí rovnovážnu zmes látok nazývanú chlórová voda.
Všimnite si tiež, že chlór na ľavej strane poslednej rovnice má oxidačný stav 0. V dôsledku reakcie sa oxidačný stav niektorých atómov chlóru stal 1- (in), pre iné (v kyseline chlórnej). Táto reakcia je príkladom samooxidačno-samo-redukčnej reakcie alebo disproporcionácie.
Pripomeňme, že chlór môže reagovať (neúmerne) s alkáliami rovnakým spôsobom (pozri časť „Zásady“ v § 8).
Chemická aktivita brómu je nižšia ako u fluóru a chlóru, ale stále je dosť vysoká v dôsledku skutočnosti, že bróm sa zvyčajne používa v kvapalnom stave, a preto sú jeho počiatočné koncentrácie, za iných okolností rovnaké, vyššie ako koncentrácie chlóru. Ako „mäkšie“ činidlo sa bróm široko používa v organickej chémii.
Všimnite si, že bróm, podobne ako chlór, sa rozpúšťa vo vode a po čiastočnej reakcii s ňou vytvára takzvanú „brómovú vodu“, zatiaľ čo jód je vo vode prakticky nerozpustný a nie je schopný ju oxidovať ani pri zahrievaní; z tohto dôvodu neexistuje žiadna „jódová voda“.
Výroba halogénov.
Najbežnejším technologickým spôsobom výroby fluóru a chlóru je elektrolýza roztavených solí (pozri § 7). Bróm a jód sa v priemysle zvyčajne získavajú chemicky.
V laboratóriu sa chlór vyrába pôsobením rôznych oxidačných činidiel na kyselinu chlorovodíkovú, napr.
Oxidácia prebieha ešte účinnejšie pomocou manganistanu draselného – pozri časť „Kyseliny“ v § 8.
Halogenidy a halogenovodíkové kyseliny.
Všetky halogenovodíky sú za normálnych podmienok plynné. Chemická väzba uskutočnená v ich molekulách je polárna kovalentná a polarita väzby v sérii klesá. Pevnosť väzby v tejto sérii tiež klesá. Všetky halogenovodíky sú vďaka svojej polarite na rozdiel od halogénov vysoko rozpustné vo vode. Takže pri izbovej teplote v 1 objeme vody môžete rozpustiť asi 400 objemov a asi 400 objemov
Keď sa halogenovodíky rozpustia vo vode, disociujú sa na ióny a vytvoria sa roztoky zodpovedajúcich halogenovodíkových kyselín. Okrem toho po rozpustení HCl disociuje takmer úplne, takže výsledné kyseliny sa považujú za silné. Naproti tomu kyselina fluorovodíková je slabá. To sa vysvetľuje asociáciou molekúl HF v dôsledku výskytu vodíkových väzieb medzi nimi. Sila kyselín teda klesá z HI na HF.
Keďže záporné ióny halogenovodíkových kyselín môžu vykazovať iba redukčné vlastnosti, keď tieto kyseliny interagujú s kovmi, oxidácia týchto kyselín môže nastať len vďaka iónom, a preto kyseliny reagujú iba s kovmi, ktoré sú v napäťovej sérii vľavo od vodíka.
Všetky halogenidy kovov, s výnimkou solí Ag a Pb, sú vysoko rozpustné vo vode. Nízka rozpustnosť halogenidov striebra umožňuje použitie výmennej reakcie ako napr
ako kvalitatívne na detekciu zodpovedajúcich iónov. V dôsledku reakcie sa AgCl vyzráža biely, AgBr - žltobiela, Agl - žiarivo žltá.
Na rozdiel od iných halogenovodíkových kyselín reaguje kyselina fluorovodíková s oxidom kremičitým:
Keďže oxid kremičitý je súčasťou skla, kyselina fluorovodíková sklo koroduje, a preto sa v laboratóriách skladuje v nádobách z polyetylénu alebo teflónu.
Všetky halogény, okrem fluóru, môžu tvoriť zlúčeniny, v ktorých majú kladný oxidačný stav. Najdôležitejšie z týchto zlúčenín sú kyseliny halogénového typu s obsahom kyslíka a ich zodpovedajúce soli a anhydridy.
Vo valenčných orbitáloch je 7 elektrónov ns2np5. Sú to silné oxidačné činidlá, keď pridajú ión, vytvárajú negatívne nabité halogenidy. Chlór, bróm, jód, astatín majú stupne oxidácie +1 +3 +5 +7, fluór - s najvyššou elektronegativitou, nemá + CO. F->pri atómových polomeroch sa zväčšuje, znižuje: ionizačná energia, elektrónová afinita, elektronegativita - nekovové vlastnosti - slabnú. Tvoria dvojatómové molekuly G2. v sérii F2-Cl2-Br2-I2 sa pevnosť väzby znižuje v dôsledku poklesu hustoty prekrytia valenčných orbitálov so zvyšujúcou sa rozlohou. čísla. V tej istej sérii sa zvyšuje van der Waalsova interakcia (rýchlosť topenia sa zvyšuje) a oxidačná aktivita klesá
Fyzické
Fluór je svetlozelený plyn, bod topenia -219°C, bod varu -188°C, nemožno ho rozpustiť vo vode, pretože s ňou intenzívne interaguje. Chlór je žltozelený plyn, bod topenia -101°C, bod varu -34°C, ľahko skvapalňuje pri 20°C a tlaku 6 atm (0,6 MPa), rozpustnosť vo vode pri 20°C - 2,5 litra v 1 liter vody. Roztok chlóru vo vode je prakticky bezfarebný a nazýva sa chlórová voda. Bróm je červenohnedá kvapalina, bod topenia -70°C, bod varu +59°C, rozpustnosť vo vode pri 20°C je 0,02 g na 100 g vody. Roztok brómu vo vode - brómová voda - má hnedú farbu. Jód - čiernofialové kryštály s kovovým leskom, topia sa pri +113,6°C, bod varu tekutého jódu je +185,5°C. Kryštalický jód ľahko sublimuje (sublimuje) – prechádza z pevného do plynného skupenstva. Rozpustnosť vo vode pri 20 °C je 0,02 g na 100 g vody. Výsledný svetložltý roztok sa nazýva jódová voda. Oveľa lepšie ako vo vode sa jód a bróm rozpúšťajú v organických rozpúšťadlách: tetrachlórmetán, chloroform, benzén. Teplota varu/topenia v rade F2-Cl2-Br2-I2 - -219/-188, -101/-34, -7/60, 113/185
Chem. vlastnosti
Vytvárajte kyslíkaté zlúčeniny - oxidy a oxokyseliny
Rozpustný v alkoholoch benzénéteroch
Vo vodnom roztoku je všetko okrem fluóru disproporčné, rovnováha sa posúva doľava
Fluorid oxiduje vodu
Vytvárajte halogenidy s kovmi
Pokles oxidačnej aktivity: H2 + G2 = 2NG (fluór v tme, chlór vo svetle, bróm aj pri zahrievaní a jód je tiež reverzibilný)
Vytláčajú slabšie G zo solí - chlór vytláča bromidy a jodidy (Cl2 + 2KBr=Br2+2KCl)
Rôzne oxidácie schopnosť ovplyvňuje živé organizmy - chlór a bróm sú jedovaté. a jód je antiseptikum
Aplikácia:
Chlór - polyvinylchlorid, chlórbenzén atď. na bielenie tkanín, čistenie vody, dezinfekcia a deriváty (KClO3) sú súčasťou raketového paliva. Bróm - ako farbivo a liek. Jód - získavanie kovov vysokej čistoty, ako katalyzátor v organickej syntéze, ako antiseptikum a liek
Potvrdenie:
V prírode sa tieto prvky vyskytujú predovšetkým ako halogenidy (s výnimkou jódu, ktorý sa tiež vyskytuje ako jodičnan sodný alebo draselný v ložiskách dusičnanov alkalických kovov). Pretože veľa chloridov, bromidov a jodidov je rozpustných vo vode, tieto anióny sú prítomné v oceánoch a prírodných soľných roztokoch. Hlavným zdrojom fluóru je fluorid vápenatý, ktorý je veľmi málo rozpustný a nachádza sa v sedimentárnych horninách (ako fluorit CaF2). V priemysle sa chlór vyrába hlavne elektrolýzou vodného roztoku chloridu sodného v špeciálnych elektrolyzéroch. Hlavnou metódou získavania jednoduchých látok je oxidácia halogenidov Bróm sa získava chemickou oxidáciou bromidového iónu nachádzajúceho sa v morská voda. Podobný proces sa používa na získanie jódu z prírodných soľaniek bohatých na I-. V oboch prípadoch sa ako oxidačné činidlo používa chlór, ktorý má silnejšie oxidačné vlastnosti a vzniknutý Br2 a I2 sa z roztoku odstraňujú prúdom vzduchu. V prírode sa nachádzajú tieto stabilné izotopy halogénov: fluór - 19F, chlór - 35Cl a 37Cl, bróm - 79Br a 81Br, jód - 127I. V prírode sa halogény nachádzajú iba vo forme zlúčenín a tieto zlúčeniny obsahujú halogény (až na zriedkavé výnimky) iba v oxidačnom stave -1. Praktický význam majú fluórové minerály: CaF2 - kazivec, Na2AlF6 - kryolit, Ca5F(PO4)3 - fluorapatit a chlórové minerály: NaCl - kamenná soľ (rovnaká látka je hlavnou zložkou, ktorá určuje slanosť morskej vody), KCl - sylvit , MgCl2* KCl*6H2O - karnallit, KCl*NaCl - sylvinit. Bróm vo forme solí sa nachádza v morskej vode, vo vode niektorých jazier a v podzemných soľankách. Zlúčeniny jódu sa nachádzajú v morskej vode a hromadia sa v niektorých riasach. Menšie ložiská jódových solí – KIO3 a KIO4 – sú v Čile a Bolívii.
3. Rozpustnosť. Halogény majú určitú rozpustnosť vo vode, ale ako by sa dalo očakávať, v dôsledku kovalentnej povahy väzby XX a malého náboja je ich rozpustnosť nízka. Fluór je taký aktívny, že stiahne elektrónový pár z kyslíka vo vode, pričom uvoľní voľný O2 a vytvorí OF2 a HF. Chlór je menej aktívny, ale reaguje s vodou za vzniku určitého množstva HOCl a HCl. Chlórhydráty (napríklad Cl2*8H2O) sa môžu z roztoku po ochladení uvoľniť. Jód vykazuje nezvyčajné vlastnosti, keď je rozpustený v rôznych rozpúšťadlách. Keď sa malé množstvá jódu rozpustia vo vode, alkoholoch, ketónoch a iných rozpúšťadlách obsahujúcich kyslík, vytvorí sa roztok Hnedá(1% roztok I2 v alkohole je bežné lekárske antiseptikum). Halogénové molekuly sú nepolárne, halogény sa dobre rozpúšťajú v alkoholoch, benzéne a éteroch. Fluór: nemožno rozpustiť vo vode, pretože s ňou intenzívne interaguje.
Chlór: rozpustnosť vo vode pri 20°C - 2,5 litra v 1 litri vody. Roztok chlóru vo vode je prakticky bezfarebný a nazýva sa chlórová voda.
Bróm: rozpustnosť vo vode pri 20 °C je 0,02 g na 100 g vody. Roztok brómu vo vode - brómová voda - má hnedú farbu.
Jód: Rozpustnosť vo vode pri 20°C je 0,02 g na 100 g vody. Výsledný svetložltý roztok sa nazýva jódová voda. Oveľa lepšie ako vo vode sa jód a bróm rozpúšťajú v organických rozpúšťadlách: tetrachlórmetán, chloroform, benzén. Interakcia halogénov s vodou je zložitý proces, ktorý zahŕňa rozpúšťanie, tvorbu solvátov a disproporcionáciu.
Fluór, na rozdiel od iných halogénov, oxiduje vodu:
2H20 + 2F2 = 4HF + 02.
Keď sa však ľad nasýti fluórom pri -40 °C, vytvorí sa zlúčenina HFO. Možno zaznamenať dva typy interakcie molekúl vody s molekulami halogénu. Prvý zahŕňa tvorbu klatrátov, napríklad 8Cl2. 46H2O pri zmrazovaní roztokov. Halogénové molekuly v klatrátoch obsadzujú voľné dutiny v rámci molekúl H2O, ktoré sú navzájom spojené vodíkovými väzbami. Druhý typ zahŕňa heterolytické štiepenie a redoxnú disproporcionáciu zloženia produktov interakcie v systéme Cl2 + H2O: chlór rozpustený vo vode (prevláda), HCl, HClO, HClO3. Keď je studená voda nasýtená chlórom (0-20°C), niektoré molekuly Cl2 sú neprimerané:
Cl2 + H2O = HCl + HClO,
zároveň sa postupne zvyšuje kyslosť roztoku. Bróm a jód reagujú s vodou podobne ako chlór.
4. Molekuly HX sú polárne. Polarita je kvantitatívne charakterizovaná veľkosťou dipólového momentu. V sérii HF-HI sa dipólové momenty znižujú. Z pohľadu LCAO MO je polarita určená rozdielom energií interagujúceho 1s-atómového orbitálu vodíka a ns-, np-orbitálov atómu halogénu. Ako bolo uvedené, v sérii F-Cl-Br-I sa tento rozdiel, ako aj stupeň lokalizácie elektrónov na atómoch halogénu a polarita molekúl HX, znižujú. Za štandardných podmienok sú halogenovodíky plyny. S nárastom hmotnosti a veľkosti molekúl sa zvyšuje intermolekulárna interakcia a v dôsledku toho sa zvyšujú teploty topenia (Tm) a teploty varu (Tbp). Pre HF sa však hodnoty Tm a Tb získané extrapoláciou v sérii podobných zlúčenín HF-HCl-HBr-HI ukázali ako výrazne nižšie ako experimentálne hodnoty (tabuľka 4). Abnormálne vysoké teploty topenia a varu sa vysvetľujú zvýšenou intermolekulárnou interakciou v dôsledku tvorby vodíkových väzieb medzi molekulami HF. Pevný HF pozostáva z cikcak polymérových reťazcov. V kvapalnom a plynnom HF do 60°C sú polyméry od (HF)2 do (HF)6. Pre HCl, HBr, HI nie je tvorba vodíkových väzieb typická vzhľadom na nižšiu elektronegativitu atómu halogénu. Rozpustnosť vo vode. Plynné HCl sú vďaka svojej vysokej polarite vysoko rozpustné vo vode *), napríklad 507 objemov HCl alebo 612 objemov HBr sa rozpustí v 1 objeme vody pri 0 °C. Po ochladení sa kryštalické HF hydráty izolujú z vodných roztokov. H20, HCl. 2H2O atď., ktoré sú postavené zo zodpovedajúcich oxóniumhalogenidov. Protolytická rovnováha sa ustanoví vo vodných roztokoch NQ
HX + HOH = + H30+ (X = F, Cl, Br, I), (1),
to znamená, že tieto roztoky sú kyseliny.
Vodné roztoky HCl, HBr a HI sa správajú ako silné kyseliny. V zriedených vodných roztokoch je HF slabá kyselina (pKa = 3,2), ktorá je spojená s vysokou energiou H-F spojenia v porovnaní s energiou H-O väzby v molekule vody. Keď sa však koncentrácia HF zvyšuje nad 1 M, zvyšuje sa sila kyseliny. Zvláštnosťou fluorovodíka a kyseliny fluorovodíkovej je schopnosť korodovať sklo.
Redukčné vlastnosti halogenovodíkov. S rastúcou veľkosťou a klesajúcou ionizačnou energiou atómu halogénu sa zvyšuje redukčná sila v rade HF-HCl-HBr-HI (tabuľka 5). Napríklad kyselina fluorovodíková HF a kyselina chlorovodíková HCl neinteragujú s koncentrovanou kyselinou sírovou, ale HBr a HI sa ňou oxidujú:
2HBr + H2S04 (konc) = Br2 + S02 + 2 H20
8HI + H2S04 (konc) = 4I2 + H2S + 4H20.
Spaľovanie chlóru s vodíkom je hlavnou priemyselnou metódou výroby HCl. Bróm a jód reagujú s vodíkom pokojnejšie, ale výťažok je malý, pretože rovnováha H2 + X2 = 2HX (X = Br, I) je posunutá doľava. Plynné HC sa uvoľňujú pôsobením neprchavých silných kyselín na tuhé iónové halogenidy kovov: (v praxi používajú 70-85% roztok kyseliny sírovej, keďže reakcia prebieha na povrchu kryštálov soli. Ak si vezmete koncentrovaný roztok , vyzráža sa NaHSO4.Pri použití zriedenej kyseliny sírovej zostáva značná časť HCl v roztoku.Uvoľnená HCl sa suší nad koncentrovanou kyselinou sírovou.Oxid fosforečný je na to nevhodný, pretože interaguje s HCl: P4O10 + 12HCL = 4POCL3 + 6H20
CaF2 + H2S04 (konc) = CaS04 + 2HF
NaCl + H2S04 (konc) = NaHS04 + HCl
Väčšina nekovových halogenidov sú kovalentne viazané zlúčeniny a hydrolyzujú za uvoľnenia zodpovedajúceho halogenovodíka, napr.
SiCl4 + 4H20 = Si02. 2H20 + 4HCl
Halogenidy vodíka vznikajú aj pri halogenácii organických zlúčenín, napr.
RH + Cl2 = RCI + HCl
Kyselina chlorovodíková sa pripravuje rozpustením plynného chlorovodíka vo vode. Chlorovodík sa vyrába spaľovaním vodíka v chlóre. V laboratórnych podmienkach sa používa metóda vyvinutá alchymistami, ktorá spočíva v pôsobení silnej kyseliny sírovej na kuchynskú soľ:
NaCl + H2SO4 (konc.) (150 °C) > NaHS04 + HCl^
Pri teplotách nad 550 °C a prebytku kuchynskej soli je možná interakcia:
NaCl + NaHS04 (>550 °C) = Na2S04 + HCl^
Chlorovodík je vysoko rozpustný vo vode. Pri 0 °C teda môže 1 objem vody absorbovať 507 objemov HCl, čo zodpovedá koncentrácii kyseliny 45 %. Pri teplote miestnosti je však rozpustnosť HCl nižšia, preto sa v praxi zvyčajne používa 36 % kyselina chlorovodíková.
priemysel.
Používajú sa v hydrometalurgii a galvanickom pokovovaní (leptanie, morenie), na čistenie povrchu kovov pri spájkovaní a cínovaní, na výrobu chloridov zinku, mangánu, železa a iných kovov. V zmesi s povrchovo aktívnou látkou sa používa na čistenie keramických a kovových výrobkov (tu je potrebná inhibovaná kyselina) od kontaminácie a dezinfekcie. Registrovaný v potravinárskom priemysle ako regulátor kyslosti, prídavné látky v potravinách E507. Používa sa na výrobu sodovej vody.
Liek
Zložka žalúdočnej šťavy; zriedená kyselina chlorovodíková sa predtým predpisovala perorálne hlavne pri ochoreniach spojených s nedostatočnou kyslosťou žalúdočnej šťavy.
5. Hypohalogenované kyselinyHXO
Hypohalogenované kyseliny sú slabé. Roztoky hypohalogenitov majú silne alkalickú reakciu a prechod CO2 cez ne vedie k tvorbe kyseliny, napr.
NaClO + H2O + CO2 = NaHC03 + HClO.
Vysoká oxidačná kapacita chlórnanov je ilustrovaná nasledujúcimi reakciami:
NaClO + 2NaI + H2O = NaCl + I2 + 2NaOH
2NaClO + MnCl2 + 4NaOH = Na2Mn04 + 4NaCl + 2H20.
Z oxokyselín HXO2 je známa len kyselina chlórna HClO2. Nevzniká disproporcionáciou HClO. Vodné roztoky HClO2 sa získajú úpravou Ba(ClO2)2 kyselinou sírovou a následným odfiltrovaním zrazeniny BaSO4:
Oxokyseliny HXO3 sú stabilnejšie ako HXO (pozri reakcie 1, 3-5, 7). Kyselina chlórna HClO3 sa získava v roztokoch s koncentráciou pod 30 %. Roztoky HClO3 sa pripravujú pôsobením zriedenej H2SO4 na roztoky zodpovedajúcich solí, napr.
Keď je koncentrácia roztoku nad 30 %, kyseliny HBrO3 a HClO3 sa explozívne rozkladajú. Vodné roztoky HXO3 sú silné kyseliny, soli sú odolnejšie voči teplu ako zodpovedajúce kyseliny. Najmä niektoré jodičnany sa vyskytujú prirodzene ako minerály, ako napríklad lautarit NaIO3. Pri zahriatí pevného KClO3 na 500 °C je možná disproporcionácia 4KClO3 3KClO4 + KCl,
Kyselina chloristá (bod topenia = -102 °C, bod varu = 90 °C) sa získala v individuálnom stave zahrievaním tuhej soli KClO4 s koncentrovanou H2SO4 a následnou destiláciou za zníženého tlaku:
КClO4, pevné látky + H2SO4, konc. HClO4 + KHSO4
HClO4 pri kontakte s organickou hmotou ľahko exploduje. Kyselina chloristá patrí medzi silné kyseliny. Bezfarebná koncentrovaná HClO4 už pri izbovej teplote syntézy tmavne v dôsledku tvorby oxidov chlóru s nižšími oxidačnými stavmi. Stabilita solí je vyššia ako stabilita zodpovedajúcich oxokyselín HX04. Kryštály soli, napríklad KClO4, sú postavené z iónov K+ a ClO, ktorých elektrostatická interakcia zvyšuje energiu kryštálovej mriežky a zvyšuje stabilitu.
6. Hypohalogenované kyseliny HXO známe len v zriedených vodných roztokoch. Získavajú sa reakciou halogénu so suspenziou oxidu ortuti:
2X2 + 2HgO + H2O = HgO. HgX2+2HOX.
Za zmienku stojí zvláštnosť spojenia HOF. Vzniká prechodom fluóru cez ľad pri -400C a kondenzáciou výsledného plynu pri teplote pod 0C.
F2,plyn + H2Oice HOF + HF
Najmä HOF netvorí soli a keď reaguje s vodou, objavuje sa peroxid vodíka:
HOF + H2O = H202 + HF
Hypohalogenované kyseliny sú slabé. Pri prechode z chlóru na jód sa polomer zvyšuje a znižuje
elektronegativita, atóm halogénu posúva hustotu elektrónov menej silno od atómu kyslíka, a preto sa menej silno polarizuje Žiadne spojenie. V dôsledku toho sú kyslé vlastnosti v rade HClO - HBrO - HIO oslabené.Z oxokyselín HXO2 je známa len kyselina chlórna HClO2. Nevzniká disproporcionáciou HClO. Vodné roztoky HClO2 sa získajú úpravou Ba(ClO2)2 kyselinou sírovou a následným odfiltrovaním zrazeniny BaSO4:
Ba(Cl02)2 + H2SO4 = BaS04 + 2HCl02.
HClO2 je kyselina strednej sily: pKa = 2,0 (tabuľka 7). Chloritany sa používajú na bielenie. Získavajú sa miernou redukciou ClO2 v alkalickom prostredí:
2С102 + Ba(OH)2 + H2O2 = Ba(ClO2)2 + 2H2O + O2
2С102 + PbO + 2NaOH = PbO2 + 2NaClO2 + H2O.
Bromit bárnatý bol syntetizovaný pomocou reakcie:
Ba(BrO)2 + 2Br2 + 4KOH Ba(Br02)2 + 4KBr + 2H20.
Oxokyseliny HXO3 sú stabilnejšie ako HXO (pozri reakcie 1, 3-5, 7 v 9.3). Kyselina chlórna HClO3 a kyselina brómová HBrO3 sa získali v roztokoch s koncentráciou pod 30 % a tuhá kyselina jódová HIO3 sa izolovala ako samostatná látka.
Roztoky HClO3 a HBrO3 sa pripravujú pôsobením zriedenej H2SO4 na roztoky zodpovedajúcich solí, napr.
Ba(Cl03)2 + H2SO4 = 2HClO3 + BaS04.
Vodné roztoky HXO3 sú silné kyseliny. V sérii HClO3-HBrO3-HIO3 dochádza k miernemu poklesu sily kyselín (tabuľka 10). To možno vysvetliť skutočnosťou, že so zvyšujúcou sa veľkosťou atómu halogénu klesá sila násobnej väzby O, čo vedie k zníženiu polarity H-O väzby a zníženie jednoduchosti odstraňovania vodíka z neho molekulami vody. kyselina metajódová HIO4 a niektoré jej soli sú známe; jód(VII) v dôsledku zvýšenia polomeru v rade Cl-Br-I a zvýšenia jeho koordinačného čísla tvorí najmä hydroxoderiváty zloženia (HO)5IO H5IO6 , v ktorom je atóm jódu oktaedricky obklopený atómom kyslíka a piatimi hydroxylovými skupinami
Kyselina bromičnatá HBrO4 je známa len v roztokoch (nie vyšších ako 6M) získaných okyslením perbromátov NaBrO4, ktoré sa zase syntetizovali oxidáciou bromičnanov fluórom v zriedených alkalických roztokoch (bromčany možno oxidovať na perbromčany pomocou XeF2 alebo elektrolyticky):
NaBr03 + F2 + 2NaOH = NaBr04 + 2NaF + H20.
Kyselina chloristá patrí medzi silné kyseliny. Silou je jej blízka kyselina brómová Kyselina jódová existuje vo viacerých formách, z ktorých hlavné sú kyselina ortojódová H5IO6 a kyselina metajódová HIO4. Kyselina ortojódová vzniká vo forme bezfarebných kryštálov po opatrnom odparení roztoku vzniknutého počas výmennej reakcie
Ba3(H2IO6)2 + 3H2SO4 = 3BaS04 + 2H5IO6.
Stabilita solí je vyššia ako stabilita zodpovedajúcich oxokyselín HX04. Kryštály soli, napríklad KClO4, sú vyrobené z iónov K+ a ClO,
ktorých elektrostatická interakcia zvyšuje energiu kryštálovej mriežky a zvyšuje stabilitu.
8. Vo vodíkových zlúčeninách H2E prvky majú oxidačný stav (-2) Termodynamická aktivita klesá z H2O na H2Te (podľa Gibbs en.) Za normálnych podmienok sú to jedovaté plyny s nepríjemným zápachom. T. roztopiť. v sérii H2S H2Se H2Te vzrástol, pretože s nárastom počtu elektrónov a veľkosti molekúl sa van der Waalsova interakcia zvyšuje. Voda má abnormálne vysokú teplotu. varu a topenia pre túto skupinu, pretože Vďaka vodíkovým väzbám molekúl je vzájomná interakcia medzi jej molekulami veľmi silná. V roztokoch sa správajú ako diaxiálne kyseliny. Zvyšuje sa sila kyselín v sérii od H2O po H2Te. Zvyšovaním sa tiež zvyšuje redukčná kapacita a dochádza k oslabeniu H - E väzieb.
VŠEOBECNÉ CHARAKTERISTIKY
Halogény (z gréckeho halos - soľ a gény - tvoriace) sú prvky hlavnej podskupiny skupiny VII periodickej tabuľky: fluór, chlór, bróm, jód, astatín.
Tabuľka. Elektrónová štruktúra a niektoré vlastnosti atómov a molekúl halogénov
| Symbol prvku | |||||
| Sériové číslo | |||||
| Štruktúra vonkajšej elektronickej vrstvy |
2s 2 2p 5 |
3s 2 3p 5 |
4s 2 4p 5 |
5s 2 5p 5 |
6s 2 6p 5 |
| Ionizačná energia, eV |
17,42 |
12,97 |
11,84 |
10,45 |
~9,2 |
| Afinita atómu k elektrónom, eV |
3,45 |
3,61 |
3,37 |
3,08 |
~2,8 |
| Relatívna elektronegativita (RE) |
~2,2 |
||||
| Atómový polomer, nm |
0,064 |
0,099 |
0,114 |
0,133 |
|
| Medzijadrová vzdialenosť v molekule E 2, nm |
0,142 |
0,199 |
0,228 |
0,267 |
|
| Väzbová energia v molekule E 2 (25 °С), kJ/mol | |||||
| Oxidačné stavy |
1, +1, +3, |
1, +1, +4, |
1, +1, +3, |
||
| Stav agregácie |
Svetlo zelená |
Zeleno-žltá. |
Buraya |
Tmavo fialová |
čierna |
| t°pl.(°C) | |||||
| teplota varu (°C) | |||||
| r (g * cm -3 ) |
1,51 |
1,57 |
3,14 |
4,93 |
|
| Rozpustnosť vo vode (g/100 g vody) |
reaguje |
2,5: 1 |
0,02 |
1) Všeobecná elektronická konfigurácia vonkajšej energetickej hladiny je nS2nP5.
2) S nárastom atómového počtu prvkov sa zväčšujú polomery atómov, klesá elektronegativita, oslabujú sa nekovové vlastnosti (zvyšujú sa vlastnosti kovov); halogény sú silné oxidačné činidlá, oxidačná schopnosť prvkov klesá so zvyšujúcou sa atómovou hmotnosťou.
3) Halogénové molekuly pozostávajú z dvoch atómov.
4) S nárastom atómovej hmotnosti sa farba stáva tmavšou, zvyšuje sa teplota topenia a varu, ako aj hustota.
5) Sila halogenovodíkových kyselín sa zvyšuje so zvyšujúcou sa atómovou hmotnosťou.
6) Halogény môžu navzájom tvoriť zlúčeniny (napríklad BrCl)
FLUÓR A JEHO ZLÚČENINY
Fluór F2 - objavil ho A. Moissan v roku 1886.
Fyzikálne vlastnosti
Plyn je svetložltej farby; t° topenia = -219 °C, t° varu = -183 °C.
Potvrdenie
Elektrolýza taveniny hydrofluoridu draselného KHF2:
Chemické vlastnosti
F2 je najsilnejšie oxidačné činidlo zo všetkých látok:
1. 2F2 + 2H20® 4HF + O2
2. H2 + F2 ® 2HF (s výbuchom)
3. Cl2 + F2® 2ClF
Fluorovodík
Fyzikálne vlastnosti
Bezfarebný plyn, vysoko rozpustný vo vode, t. = -83,5 °C; t°var. = 19,5 °C;
Potvrdenie
CaF2 + H2S04 (konc.) ® CaS04 + 2HF
Chemické vlastnosti
1) Roztok HF vo vode - slabá kyselina (fluorovodíková):
HF « H+ + F-
Soli kyseliny fluorovodíkovej - fluoridy
2) Kyselina fluorovodíková rozpúšťa sklo:
Si02 + 4HF® SiF4+ 2H20
SiF4 + 2HF® H2 kyselina hexafluorokremičitá
CHLÓR A JEHO ZLÚČENINY
Chlór Cl2 - objavil K. Scheele v roku 1774.
Fyzikálne vlastnosti
Plynová žltozelená farba, t. = -101 °C, t°var. = -34 °C.
Potvrdenie
Oxidácia Cl- iónov silnými oxidačnými činidlami alebo elektrickým prúdom:
Mn02 + 4HCl® MnCl2 + Cl2 + 2H20
2KMnO4 + 16HCl® 2MnCl2 + 5Cl2 + 2KCl + 8H2O
K2Cr2O7 + 14HCl ® 2CrCl3 + 2KCl + 3Cl2 + 7H2O
elektrolýza roztoku NaCl (priemyselná metóda):
2NaCl + 2H20® H2 + Cl2 + 2NaOH
Chemické vlastnosti
Chlór je silné oxidačné činidlo.
1) Reakcie s kovmi:
2Na + Cl2® 2NaCl
Ni + Cl2® NiCl2
2Fe + 3Cl2® 2FeCl3
2) Reakcie s nekovmi:
H2 + Cl2 –hn® 2HCl
2P + 3Cl2® 2PClЗ
3) Reakcia s vodou:
Cl2 + H2O « HCl + HClO
4) Reakcie s alkáliami:
Cl2 + 2KOH –5°C® KCl + KClO + H2O
3Cl2 + 6KOH –40°C® 5KCl + KClOЗ + 3H2O
Cl2 + Ca(OH)2® CaOCl2(bielidlo) + H20
5) Vytesňuje bróm a jód z halogenovodíkových kyselín a ich solí.
Cl2 + 2KI® 2KCl + I2
Cl2 + 2HBr® 2HCl + Br2
Zlúčeniny chlóru
Chlorovodík
Fyzikálne vlastnosti
Bezfarebný plyn štipľavého zápachu, jedovatý, ťažší ako vzduch, vysoko rozpustný vo vode (1:400).
t°pl. = -114°C, t°var. = -85 °C.
Potvrdenie
1) Syntetická metóda (priemyselná):
H2 + Cl2® 2HCl
2) Hydrosulfátová metóda (laboratórium):
NaCl (tuhá látka) + H2S04 (konc.) ® NaHS04 + HCl
Chemické vlastnosti
1) Roztok HCl vo vode - kyselina chlorovodíková - silná kyselina:
HCl « H+ + Cl-
2) Reaguje s kovmi v rozsahu napätia až po vodík:
2Al + 6HCl® 2AlCl3 + 3H2
3) s oxidmi kovov:
MgO + 2HCl® MgCl2 + H20
4) so zásadami a amoniakom:
HCl + KOH ® KCl + H2O
3HCl + Al(OH)3®AlCl3 + 3H20
HCl + NH3® NH4Cl
5) so soľami:
CaCO3 + 2HCl® CaCl2 + H2O + CO2
HCl + AgNO3 ® AgCl¯ + HNO3
Tvorba bielej zrazeniny chloridu strieborného, nerozpustného v minerálnych kyselinách, sa používa ako kvalitatívna reakcia na dôkaz Cl- aniónov v roztoku.
Chloridy kovov sú soli kyseliny chlorovodíkovej, získavajú sa interakciou kovov s chlórom alebo reakciami kyseliny chlorovodíkovej s kovmi, ich oxidmi a hydroxidmi; výmenou za určité soli
2Fe + 3Cl2® 2FeCl3
Mg + 2HCl® MgCl2 + H2
CaO + 2HCl® CaCl2 + H2O
Ba(OH)2 + 2HCl® BaCl2 + 2H20
Pb(NO3)2 + 2HCl® PbCl2¯ + 2HNO3
Väčšina chloridov je rozpustná vo vode (s výnimkou chloridov striebra, olova a jednomocnej ortuti).
Kyselina chlórna HCl+1O
H-O-Cl
Fyzikálne vlastnosti
Existuje iba vo forme zriedených vodných roztokov.
Potvrdenie
Cl2 + H2O « HCl + HClO
Chemické vlastnosti
HClO je slabá kyselina a silné oxidačné činidlo:
1) Rozkladá sa a uvoľňuje atómový kyslík
HClO – vo svetle® HCl + O
2) S alkáliami dáva soli - chlórnany
HClO + KOH ® KClO + H2O
2HI + HClO ® I2¯ + HCl + H2O
Kyselina chlórna HCl+3O2
H–O–Cl=O
Fyzikálne vlastnosti
Existuje iba vo vodných roztokoch.
Potvrdenie
Vzniká interakciou peroxidu vodíka s oxidom chlóru (IV), ktorý sa získava z Bertholletovej soli a kyselina šťaveľová v prostredí H2SO4:
2KClO3 + H2C2O4 + H2SO4 ® K2SO4 + 2CO2 + 2С1O2 + 2H2O
2ClO2 + H2O2® 2HClO2 + O2
Chemické vlastnosti
HClO2 je slabá kyselina a silné oxidačné činidlo; soli kyseliny chlórnej - chloritany:
HClO2 + KOH ® KClO2 + H2O
2) Nestabilný, počas skladovania sa rozkladá
4HClO2 ® HCl + HClO3 + 2ClO2 + H2O
Kyselina chlórna HCl+5O3
Fyzikálne vlastnosti
Stabilný iba vo vodných roztokoch.
Potvrdenie
Ba (ClO3)2 + H2SO4® 2HClO3 + BaSO4¯
Chemické vlastnosti
HClO3 - Silná kyselina a silné oxidačné činidlo; soli kyseliny chloristej - chlorečnany:
6P + 5HClO3® 3P205 + 5HCl
HClO3 + KOH ® KClO3 + H2O
KClO3 - Bertholletova soľ; získava sa prechodom chlóru cez zahriaty (40 °C) roztok KOH:
3Cl2 + 6KOH® 5KCl + KCl03 + 3H20
Bertholletova soľ sa používa ako oxidačné činidlo; Pri zahrievaní sa rozkladá:
4KClO3 – bez cat® KCl + 3KClO4
2KClO3 –MnO2 cat® 2KCl + 3O2
Kyselina chloristá HCl+7O4
Fyzikálne vlastnosti
Bezfarebná kvapalina, bod varu. = 25 °C, teplota = -101 °C.
Potvrdenie
KClO4 + H2SO4 ® KHS04 + HClO4
Chemické vlastnosti
HClO4 je veľmi silná kyselina a veľmi silné oxidačné činidlo; soli kyseliny chloristej – chloristany.
HClO4 + KOH ® KClO4 + H2O
2) Pri zahrievaní sa kyselina chloristá a jej soli rozkladajú:
4HClO4 –t°® 4ClO2 + 3O2 + 2H2O
KClO4 –t°® KCl + 2O2
BROM A JEHO ZLÚČENINY
Bróm Br2 - objavil v roku 1826 J. Balard.
Fyzikálne vlastnosti
Hnedá kvapalina s ťažkými toxickými výparmi; má nepríjemný zápach; r = 3,14 g/cm3; t°pl. = -8 °C; t°var. = 58 °C.
Potvrdenie
Oxidácia Br iónov silnými oxidačnými činidlami:
Mn02 + 4HBr® MnBr2 + Br2 + 2H20
Cl2 + 2KBr® 2KCl + Br2
Chemické vlastnosti
Vo svojom voľnom stave je bróm silné oxidačné činidlo; a jej vodný roztok – „brómová voda“ (obsahujúca 3,58 % brómu) sa zvyčajne používa ako slabé oxidačné činidlo.
1) Reaguje s kovmi:
2Al + 3Br2® 2AlBr3
2) Reaguje s nekovmi:
H2 + Br2 « 2HBr
2P + 5Br2® 2PBr5
3) Reaguje s vodou a zásadami:
Br2 + H20 « HBr + HBrO
Br2 + 2KOH® KBr + KBrO + H20
4) Reaguje so silnými redukčnými činidlami:
Br2 + 2HI®I2 + 2HBr
Br2 + H2S®S + 2HBr
bromovodík HBr
Fyzikálne vlastnosti
Bezfarebný plyn, vysoko rozpustný vo vode; t°var. = -67 °C; t°pl. = -87 °C.
Potvrdenie
2NaBr + H3PO4 –t°® Na2HP04 + 2HBr
PBr3 + 3H20® H3P03 + 3HBr
Chemické vlastnosti
Vodný roztok bromovodíka je kyselina bromovodíková, ktorá je ešte silnejšia ako kyselina chlorovodíková. Prechádza rovnakými reakciami ako HCl:
1) Disociácia:
HBr « H+ + Br -
2) S kovmi v napäťovej sérii až po vodík:
Mg + 2HBr® MgBr2 + H2
3) s oxidmi kovov:
CaO + 2HBr® CaBr2 + H20
4) so zásadami a amoniakom:
NaOH + HBr® NaBr + H20
Fe(OH)3 + 3HBr® FeBr3 + 3H20
NH3 + HBr® NH4Br
5) so soľami:
MgCO3 + 2HBr® MgBr2 + H20 + C02
AgNO3 + HBr ® AgBr¯ + HNO3
Soli kyseliny bromovodíkovej sa nazývajú bromidy. Posledná reakcia - tvorba žltej, v kyseline nerozpustnej zrazeniny bromidu strieborného - slúži na detekciu Br - aniónu v roztoku.
6) HBr je silné redukčné činidlo:
2HBr + H2S04 (konc.)®Br2 + S02 + 2H20
2HBr + Cl2® 2HCl + Br2
Z kyslíkatých kyselín brómu sú známe slabo brómovaná kyselina HBr+1O a silne brómovaná kyselina HBr+5O3.
JÓD A JEHO ZLÚČENINY
Jód I2 – objavil ho B. Courtois v roku 1811.
Fyzikálne vlastnosti
Kryštalická látka tmavofialovej farby s kovovým leskom.
r = 4,9 g/cm3; t°pl.= 114°C; teplota varu = 185 °C. Veľmi dobre rozpustný v organických rozpúšťadlách (alkohol, CCl4).
Potvrdenie
Oxidácia I-iónov silnými oxidačnými činidlami:
Cl2 + 2KI® 2KCl + I2
2KI + MnO2 + 2H2SO4 ® I2 + K2SO4 + MnSO4 + 2H2O
Chemické vlastnosti
1) s kovmi:
2Al + 3I2® 2AlI3
2) s vodíkom:
3) so silnými redukčnými činidlami:
I2 + S02 + 2H20® H2SO4 + 2HI
I2 + H2S® S + 2HI
4) s alkáliami:
3I2 + 6NaOH® 5NaI + NaI03 + 3H20
Jodovodík
Fyzikálne vlastnosti
Bezfarebný plyn štipľavého zápachu, vysoko rozpustný vo vode, bod varu. = -35 °C; t°pl. = -51 °C.
Potvrdenie
I2 + H2S® S + 2HI
2P + 3I2 + 6H20® 2H3P03 + 6HI
Chemické vlastnosti
1) Roztok HI vo vode - silná kyselina jodovodíková:
HI « H+ + I-
2HI + Ba(OH)2® BaI2 + 2H20
Soli kyseliny jodovodíkovej - jodidy (iné HI reakcie pozri vlastnosti HCl a HBr)
2) HI je veľmi silné redukčné činidlo:
2HI + Cl2® 2HCl + I2
8HI + H2SO4 (konc.) ® 4I2 + H2S + 4H2O
5HI + 6KMnO4 + 9H2SO4® 5HIO3 + 6MnSO4 + 3K2SO4 + 9H2O
3) Identifikácia I- aniónov v roztoku:
NaI + AgNO3 ® AgI¯ + NaNO3
HI + AgNO3 ® AgI¯ + HNO3
Vznikne tmavožltá zrazenina jodidu strieborného, nerozpustná v kyselinách.
Kyslíkové kyseliny jódu
Kyselina vodná HI+5O3
Bezfarebná kryštalická látka, bod topenia = 110°C, dobre rozpustná vo vode.
Prijať:
3I2 + 10HNO3® 6HIO3 + 10NO + 2H2O
HIO3 je silná kyselina (soli - jodičnany) a silné oxidačné činidlo.
Kyselina jódová H5I+7O6
Kryštalická hygroskopická látka, dobre rozpustná vo vode, teplota topenia = 130°C.
Slabá kyselina (soli - jodistan); silné oxidačné činidlo.
Fluór môže byť iba oxidačným činidlom, čo sa dá ľahko vysvetliť jeho pozíciou v periodická tabuľka chemické prvky od D. I. Mendelejeva. Je to silné oxidačné činidlo, ktoré oxiduje aj niektoré vzácne plyny:
2F2 +Xe=XeF 4
Je potrebné vysvetliť vysokú chemickú aktivitu fluóru
Ale deštrukcia molekuly fluóru vyžaduje oveľa menej energie, ako sa uvoľňuje pri vytváraní nových väzieb.
V dôsledku malého polomeru atómu fluóru sa osamelé elektrónové páry v molekule fluóru vzájomne zrážajú a oslabujú
Halogény interagujú s takmer všetkými jednoduchými látkami.
1. Reakcia s kovmi prebieha najintenzívnejšie. Pri zahrievaní fluór reaguje so všetkými kovmi (vrátane zlata a platiny); v chlade reaguje s alkalickými kovmi, olovom, železom. S meďou a niklom sa reakcia nevyskytuje za studena, pretože na povrchu kovu sa vytvára ochranná vrstva fluoridu, ktorá chráni kov pred ďalšou oxidáciou.
Chlór prudko reaguje s alkalickými kovmi a s meďou, železom a cínom reakcia prebieha pri zahrievaní. Podobne sa správajú aj bróm a jód.
Interakcia halogénov s kovmi je exotermický proces a možno ho vyjadriť rovnicou:
2M+nHal2=2MHal DH<0
Halogenidy kovov sú typické soli.
Halogény v tejto reakcii vykazujú silné oxidačné vlastnosti. V tomto prípade sa atómy kovu vzdávajú elektrónov a atómy halogénov prijímajú napríklad:
2. Za normálnych podmienok reaguje fluór s vodíkom v tme výbuchom. K interakcii chlóru s vodíkom dochádza pri jasnom slnečnom svetle.
Bróm a vodík interagujú iba pri zahrievaní a jód reaguje s vodíkom pri silnom zahrievaní (až do 350 ° C), ale tento proces je reverzibilný.
H2 + Cl2 = 2 HCl H2 + Br2 = 2 HBr
H 2 + I 2 « 350° 2HI
Halogén je pri tejto reakcii oxidačným činidlom.
Výskum ukázal, že reakcia medzi vodíkom a chlórom vo svetle má nasledujúci mechanizmus.
Molekula Cl 2 absorbuje svetelné kvantum hv a rozkladá sa na anorganické Cl radikály. . Toto slúži ako začiatok reakcie (počiatočná excitácia reakcie). Potom to už pokračuje samo. Chlórový radikál Cl. reaguje s molekulou vodíka. V tomto prípade vzniká vodíkový radikál H a HCl. Vodíkový radikál H. zasa reaguje s molekulou Cl 2 za vzniku HCl a Cl. atď.
Сl 2 +hv=Сl. +Cl.
Cl. +H2=HCl+H.
N. +C12=HCl+Cl.
Počiatočné vzrušenie vyvolalo reťaz následných reakcií. Takéto reakcie sa nazývajú reťazové reakcie. Výsledkom je chlorovodík.
3. Halogény neinteragujú priamo s kyslíkom a dusíkom.
4. Halogény dobre reagujú s inými nekovmi, napr.
2P+3Cl2 = 2PCl3 2P+5Cl2 = 2PCl5 Si+2F2 =SiF4
Halogény (okrem fluóru) nereagujú s inertnými plynmi. Chemická aktivita brómu a jódu voči nekovom je menej výrazná ako aktivita fluóru a chlóru.
Vo všetkých vyššie uvedených reakciách majú halogény oxidačné vlastnosti.
Interakcia halogénov s komplexnými látkami. 5. S vodou.
Fluór explozívne reaguje s vodou za vzniku atómového kyslíka:
H20+F2=2HF+0
Zvyšné halogény reagujú s vodou podľa nasledujúcej schémy:
Gal02+H20 «NGal-1 +NGal +10
Táto reakcia je disproporcionačnou reakciou, kde halogén je redukčné činidlo aj oxidačné činidlo, napríklad:
Cl2+H20»HCl+HClO
Cl2+H20'H++Cl - +HClO
Сl°+1e - ®Сl - Cl°-1e - ®Сl +
kde HCl je silná kyselina chlorovodíková; HClO - slabá kyselina chlórna
6. Halogény sú schopné odstraňovať vodík z iných látok, terpentín + C1 2 = HC1 + uhlík
Chlór nahrádza vodík v nasýtených uhľovodíkoch: CH 4 + Cl 2 = CH 3 Cl + HCl
a spája nenasýtené zlúčeniny:
C2H4 + Cl2 = C2H4CI2
7. Reaktivita halogénov klesá v rade F-Cl - Br - I. Preto predchádzajúci prvok vytláča nasledujúci z kyselín typu NG (G - halogén) a ich solí. V tomto prípade aktivita klesá: F2 >Cl2 >Br2 >I2
Aplikácia
Chlór sa používa na dezinfekciu pitnej vody, bielenie tkanín a papieroviny. Veľké množstvá sa ho spotrebúvajú na výrobu kyseliny chlorovodíkovej, bielidla atď. Fluór našiel široké uplatnenie pri syntéze polymérnych materiálov - fluoroplastov, ktoré majú vysokú chemickú odolnosť, a tiež ako okysličovadlo pre raketové palivo. Niektoré zlúčeniny fluóru sa používajú v medicíne. Bróm a jód sú silné oxidačné činidlá a používajú sa pri rôznych syntézach a analýzach látok.
Na výrobu liekov sa používa veľké množstvo brómu a jódu.
Halogenidy vodíka
Zlúčeniny halogénov s vodíkom HX, kde X je ľubovoľný halogén, sa nazývajú halogenovodíky. V dôsledku vysokej elektronegativity halogénov je väzbový elektrónový pár posunutý smerom k nim, preto sú molekuly týchto zlúčenín polárne.
Halogenidy vodíka sú bezfarebné plyny štipľavého zápachu a sú ľahko rozpustné vo vode. Pri 0 °C sa rozpustí 500 objemov HC1, 600 objemov HBr a 450 objemov HI v 1 objeme vody. Fluorovodík sa mieša s vodou v akomkoľvek pomere. Vysoká rozpustnosť týchto zlúčenín vo vode umožňuje získať koncentrované
Tabuľka 16. Stupne disociácie halogenovodíkových kyselín
kúpeľové roztoky. Po rozpustení vo vode sa halogenovodíky disociujú ako kyseliny. HF patrí k slabo disociovaným zlúčeninám, čo sa vysvetľuje špeciálnou silou väzby v coule. Zvyšné roztoky halogénvodíkov sú klasifikované ako silné kyseliny.
HF - kyselina fluorovodíková HC1 - kyselina chlorovodíková HBr - kyselina bromovodíková HI - kyselina jodovodíková
Zvyšuje sa sila kyselín v rade HF - HCl - HBr - HI, čo sa vysvetľuje poklesom väzbovej energie v rovnakom smere a zväčšením medzijadrovej vzdialenosti. HI je najsilnejšia kyselina zo série halogenovodíkových kyselín (pozri tabuľku 16).
Polarizácia sa zvyšuje v dôsledku skutočnosti, že voda sa polarizuje
Väčšie spojenie je také, ktorého dĺžka je väčšia. I Soli halogenovodíkových kyselín majú tieto názvy: fluoridy, chloridy, bromidy, jodidy.
Chemické vlastnosti halogenovodíkových kyselín
Vo svojej suchej forme nemajú halogenovodíky žiadny vplyv na väčšinu kovov.
1. Vodné roztoky halogenovodíkov majú vlastnosti bezkyslíkatých kyselín. Intenzívne interagovať s mnohými kovmi, ich oxidmi a hydroxidmi; neovplyvňujú kovy, ktoré sú v elektrochemickom napäťovom rade kovov po vodíku. Interakcia s niektorými soľami a plynmi.
Kyselina fluorovodíková ničí sklo a kremičitany:
Si02+4HF=SiF4+2H20
Preto sa nemôže skladovať v sklenených nádobách.
2. Pri redoxných reakciách sa halogenovodíkové kyseliny správajú ako redukčné činidlá a zvyšuje sa redukčná aktivita v rade Cl -, Br -, I -.
Potvrdenie
Fluorovodík sa vyrába pôsobením koncentrovanej kyseliny sírovej na kazivec:
CaF2+H2S04=CaS04+2HF
Chlorovodík sa vyrába priamou reakciou vodíka s chlórom:
H2 + Cl2 = 2 HCl
Ide o syntetický spôsob výroby.
Sulfátová metóda je založená na koncentrovanej reakcii
kyselina sírová s NaCl.
Pri miernom zahrievaní reakcia pokračuje tvorbou HCl a NaHS04.
NaCl+H2S04=NaHS04+HCl
Pri vyššej teplote nastáva druhá fáza reakcie:
NaCl+NaHS04=Na2S04+HCl
Je však nemožné získať HBr a HI podobným spôsobom, pretože ich zlúčeniny s kovmi pri interakcii s koncentrovanými
sú oxidované kyselinou sírovou, pretože I - a Br - sú silné redukčné činidlá.
2NaBr-1 +2H2S +604(k) =Br02 +S +402 +Na2S04 +2H20
Bromovodík a jodovodík sa získajú hydrolýzou PBr3 a PI3: PBr3+3H20=3HBr+H3PO3PI3+3H20=3HI+H3PO3
halogenidy
Halogenidy kovov sú typické soli. Vyznačujú sa iónovým typom väzby, kde kovové ióny majú kladný náboj a halogénové ióny záporný náboj. Majú kryštálovú mriežku.
Redukčná schopnosť halogenidov sa zvyšuje v poradí Cl -, Br -, I - (pozri §2.2).
Rozpustnosť málo rozpustných solí klesá v rade AgCl - AgBr - AgI; naproti tomu soľ AgF je vysoko rozpustná vo vode. Väčšina solí halogenovodíkových kyselín je vysoko rozpustná vo vode.