основни характеристики

Халогените включват пет основни неметални елемента, които са разположени в група VII на периодичната таблица. Тази група включва такива химически елементи като флуор F, хлор Cl, бром Br, йод I, астат At.

Халогените са получили името си от гръцката дума, която в превод означава солеобразуваща или „солеобразуваща“, тъй като по принцип повечето от съединенията, които съдържат халогени и носят имената на соли.

Халогените реагират с почти всички прости вещества, с изключение само на няколко метала. Те са доста енергични окислители, имат много силна и остра миризма, взаимодействат добре с вода, а също така имат висока летливост и висока електроотрицателност. Но в природата те могат да бъдат намерени само като съединения.

Физични свойства на халогените

1. Толкова просто химични веществаподобно на халогените са изградени от два атома;
2. Ако разглеждаме халогени при нормални условия, тогава трябва да знаете, че флуорът и хлорът са в газообразно състояние, докато брома е течно вещество, а йодът и астатинът са твърди вещества.

3. В халогените точката на топене, точката на кипене и плътността се увеличават с увеличаване на атомната маса. Също така, в същото време цветът им се променя, става по-тъмен.
4. С всяко увеличаване на серийния номер реактивността, електроотрицателността намаляват и неметалните свойства стават по-слаби.
5. Халогените имат способността да образуват съединения помежду си, като BrCl.
6. Халогени при стайна температура може да бъде във всичките три материални състояния.
7. Също така е важно да запомните, че халогените са доста токсични химикали.

Химични свойства на халогените

Кога химическа реакция с металите халогените действат като окислители. Ако например приемате флуор, то дори при нормални условия той реагира с повечето метали. Но алуминият и цинкът се възпламеняват дори в атмосферата: + 2-1: ZnF2.

Получаване на халогени

При производството на флуор и хлор в търговски мащаб се използват разтвори за електролиза или сол.

Ако внимателно разгледате фигурата по-долу, ще видите как хлорът може да бъде получен в лабораторни условия с помощта на електролиза:

Първата фигура показва инсталация за топене на натриев хлорид, а втората за получаване на разтвор на натриев хлорид.

Този процес на електролиза на стопена от натриев хлорид може да бъде представен под формата на това уравнение:

С помощта на такава електролиза, освен производството на хлор, се образуват и водород и натриев хидроксид:

Разбира се, водородът се получава по по-прост и евтин начин, което не може да се каже за натриевия хидроксид. Той, подобно на хлора, почти винаги се получава само чрез електролиза на разтвор на натриев хлорид.

Ако погледнете снимката по-горе, ще видите как хлорът може да бъде получен по лабораторен начин. И го получават чрез взаимодействието на солна киселина с манганов оксид:

В промишлеността бромът и йодът се получават чрез заместването на тези вещества с хлор от бромиди и йодиди.

Прилагане на халогени

Флуорът, или би било по-правилно да се нарича меден флуорид (CuF2), има доста широко приложение... Използва се при производството на керамика, емайли и различни глазури. Тефлоновият съд във всеки дом и хладилният агент в хладилниците и климатиците също произхождат от флуорид.

В допълнение към битовите нужди, тефлонът се използва и за медицински цели, тъй като се използва при производството на импланти. Флуоридът е необходим при производството на лещи в оптиката и в пастите за зъби.

Хлорът се среща и в живота ни буквално на всяка стъпка. Най-широкото и широко разпространено използване на хлор е, разбира се, сол NaCl. Той действа и като детоксикиращо средство и се използва в борбата с леда.

Освен това хлорът е незаменим при производството на пластмаса, синтетичен каучук и поливинилхлорид, благодарение на което получаваме дрехи, обувки и други, които са необходими в ежедневието нещата. Използва се при производството на избелващи средства, прахове, оцветители и други битови химикали.

Бромът обикновено се изисква като фоточувствително вещество при фотографския печат. В медицината се използва като успокоително. Бромът се използва и при производството на инсектициди и пестициди и др.

Е, добре познатият йод, който се предлага в аптечката на всеки човек, се използва предимно като антисептик. В допълнение към своите антисептични свойства, йодът присъства в източниците на светлина и също така е помощник за откриване на пръстови отпечатъци върху хартиени повърхности.

Ролята на халогените и техните съединения за човешкото тяло

Избор в магазина паста за зъбиВероятно всеки от вас е обърнал внимание на факта, че съдържанието на флуорни съединения е посочено на етикета му. И това не е без основание, тъй като този компонент участва в изграждането на зъбния емайл и костите, повишава устойчивостта на зъбите към кариес. Той също така играе важна роля в метаболитните процеси, участва в изграждането на скелета на костите и предотвратява появата на такова опасно заболяване като остеопороза.

Хлорът също играе важна роля в човешкото тяло, тъй като взема активно участие в поддържането на водно-солевия баланс и поддържането на осмотичното налягане. Хлорът участва в метаболизма на човешкото тяло, изграждането на тъканите и това, което също е важно - в отърваването наднормено тегло... Солна киселина в стомашния сок голямо значение има за храносмилането, тъй като без него процесът на смилане на храната е невъзможен.

Хлорът е необходим за нашето тяло и трябва да го внася в необходимите дози всеки ден. Но ако обаче скоростта на приема му в организма бъде надвишена или драстично намалена, тогава веднага ще го почувстваме под формата на оток, главоболие и други неприятни симптоми, които могат не само да нарушат метаболизма, но и да причинят чревни заболявания.

При хората малки количества бром присъстват в мозъка, бъбреците, кръвта и черния дроб. За медицински цели бромът се използва като успокоително. Но при предозиране може да има неблагоприятни последици, които да доведат до депресия. нервна система, а в някои случаи и психични разстройства. Липсата на бром в организма води до дисбаланс между процесите на възбуждане и инхибиране.

Без йод, нашият щитовидната жлеза не може да се освободи от него, тъй като е способен да убива микробите, постъпващи в нашето тяло. При недостиг на йод в човешкото тяло може да започне заболяване на щитовидната жлеза, наречено гуша. При това заболяване се появяват доста неприятни симптоми. Човек, който има гуша, се чувства слаб, сънлив, треска, раздразнителност и умора.

От всичко това можем да заключим, че без халогени човек не само би могъл да загуби много неща, необходими в ежедневието, но без тях тялото ни не би могло да функционира нормално.

Химия на елементите

Неметали от VIIA-подгрупа

Елементите на VIIA-подгрупата са типични неметали с висок

електроотрицателност, те имат име на група - "халогени".

Основните въпроси, дискутирани в лекцията

Обща характеристика на неметалите от подгрупата VIIA. Електронна структура, съществени характеристики атоми. Най-характерната сте-

окислителна пяна. Характеристики на химията на халогените.

Прости вещества.

Естествени съединения.

Халогенни съединения

Хидрохалогенни киселини и техните соли. Сол и флуороводородна киселина

слотове, получаване и прилагане.

Халогенидни комплекси.

Бинарни кислородни съединения на халогени. Нестабилност

Редокс свойства на прости вещества и съ-

синдикати. Реакции на диспропорционалност. Диаграми на Latimer.

Химия на елементи от VIIA-подгрупа

основни характеристики

VIIA-групата се формира от р-елементи: флуор F, хлор

Cl, бром Br, йод I и астат At.

Общата формула за валентни електрони е ns 2 np 5.

Всички елементи от група VIIA са типични неметали.

за да се образува стабилна осем-електронна система

езера, така че иматима силна тенденция към

прикачване на електрон.

Всички елементи образуват лесно едно зареждане

ните аниони Г -.

Под формата на прости аниони елементите от група VIIA се намират в естествена вода и в кристали на естествени соли, например, халит NaCl, силвин KCl, флуорит

CaF2.

Общото групово име на елементите VIIА-

групата "халогени", т.е. "пораждаща соли", се дължи на факта, че повечето от техните съединения с метали са

е типична сол (CaF2, NaCl, MgBr2, KI), която

които могат да бъдат получени чрез директно взаимодействие

действието на метала с халоген. Безплатните халогени се получават от естествени соли, поради което името "халогени" се превежда и като "родено от соли".

Минималното ниво на окисление (–1) е най-стабилно

всички халогени.

Някои характеристики на атомите на елементите на VIIA-групата са дадени в

Най-важните характеристики на атомите на елементите на VIIA-групата

Халогените имат висок електронен афинитет (максимум за

Cl) и много висока йонизационна енергия (максимум за F) и максимална

възможна във всеки от периодите електроотрицателност. Флуорът е най-много

електроотрицателен на всички химични елементи.

Присъствието на един несдвоен електрон в халогенните атоми

обединението на атомите в прости вещества в двуатомни молекули Г2.

За простите вещества от халогени най-характерни са окислителите.

свойства, най-силните за F2 и отслабване при преминаване към I2.

Халогените са най-реактивните от всички неметални елементи. Флуорът, дори сред халогените, е

е изключително активен.

Елементът от втория период - флуорът е най-силно различен от другия

техните подгрупови елементи... Това е общ модел за всички неметали.

Флуорът, като най-електроотрицателният елемент, не показва секс

степени на окисление... Във всякакви връзки, включително с

водород, флуорът е в окислително състояние (-1).

Всички други халогени проявяват положителни степени на окисление.

мързел до максимум +7.

Най-типичните степени на окисление на халогените са:

F: -1, 0;

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

Известно е, че Cl има оксиди, в които е в степени на окисление: +4 и +6.

Повечето важни връзки халогени, в положително

окислителните пяни са кислородни киселини и техните соли.

Всички халогенни съединения в положителни степени на окисление са

са силни окислители.

ужасното състояние на окисляване.Непропорционалността се улеснява от алкална среда.

Практическо приложение на прости вещества и кислородни съединения

на халогените се свързва главно с окислителното им действие.

Най-широката практическа употреба намерете прости вещества Cl2

и F2. Най-голямо количество хлор и флуор се консумира в промишлеността

ганичен синтез: при производството на пластмаси, хладилни агенти, разтворители,

пестициди, лекарства. Значително количество хлор и йод се използват за производството на метали и за тяхното рафиниране. Използва се и хлор

за избелване на целулоза, за обеззаразяване пия вода и в производството

вода в белина и солна киселина. Солите на оксокиселините се използват при производството на експлозиви.

Киселини - солната и топящите се киселини са широко използвани в практиката.

Флуорът и хлорът са сред двадесетте най-често срещани елемента

в природата има много по-малко бром и йод. Всички халогени се намират естествено в степента на окисление (-един). Само йод се намира под формата на KIO3 сол,

който като примес е включен в чилийския нитрат (KNO3).

Астатинът е изкуствено получен радиоактивен елемент (не се среща в природата). Нестабилността на At се отразява в името, което идва от гръцки. "Astatos" - "нестабилен". Астатинът е удобен излъчвател за лъчетерапия на ракови тумори.

Прости вещества

Простите вещества на халогените се образуват от двуатомни молекули G2.

В прости вещества, при прехода от F2 към I2 с увеличаване на броя на електроните

тронни слоеве и увеличаване на поляризуемостта на атомите, увеличаване на

междумолекулно взаимодействие, което води до промяна в съвкупното съ-

стоящи при стандартни условия.

Флуор (при нормални условия) - жълт газ, при -181о С влиза в

течно състояние.

Хлорът е жълто-зелен газ, който се превръща в течност при -34o С.

името Cl е свързано, идва от гръцкото "chloros" - "жълто-

зелено ". Рязко покачване на точката на кипене на Cl2 в сравнение с F2,

показва увеличаване на междумолекулното взаимодействие.

Бромът е тъмночервена, много летлива течност, кипи при 58,8 ° C.

заглавието на елемента е свързано с рязко неприятна миризма газ и се образува от

Bromos означава зловонен.

Йод - тъмно лилави кристали, със слаб "метален" блясък

skom, който при нагряване лесно се възвишава, образувайки лилави пари;

точката на кипене на йода е 183o C. Името му идва от цвета на йодните пари -

"Йодос" - "виолетово".

Всички прости вещества имат остър мирис и са отровни.

Вдишването на техните пари причинява дразнене на лигавиците и дихателните органи, а при високи концентрации - задушаване. По време на Първата световна война хлорът се използва като отровно вещество.

Флуоридният газ и течният бром причиняват изгаряния на кожата. Работа с ха-

logens, трябва да се вземат предпазни мерки.

Тъй като простите вещества от халогени се образуват от неполярни молекули

kuli, те се разтварят добре в неполярни органични разтворители:

алкохол, бензен, въглероден тетрахлорид и др. Хлорът, бромът и йодът са с ограничена разтворимост във вода, водните им разтвори се наричат \u200b\u200bхлор, бром и йодна вода. Br2 се разтваря по-добре от другите, концентрацията на бром в насищане

във ферментирал разтвор той достига 0,2 mol / l, а хлорът - 0,1 mol / l.

Флуорът разлага водата:

2F2 + 2H2O \u003d O2 + 4HF

Халогените проявяват висока окислителна активност и преход

дават в халогенни аниони.

Г2 + 2е–  2Г–

Флуорът има особено висока окислителна активност. Флуорът окислява благородни метали (Au, Pt).

Pt + 3F2 \u003d PtF6

Взаимодейства дори с някои инертни газове (криптон,

ксенон и радон), например,

Xe + 2F2 \u003d XeF4

Много много стабилни съединения изгарят в атмосферата F2, например,

вода, кварц (SiO2).

SiO2 + 2F2 \u003d SiF4 + O2

При реакции с флуор дори такива силни окислители като азот и сяра

най-киселина, действат като редуциращи агенти, докато флуорът окислява входа

давайки в състава си O (–2).

2HNO3 + 4F2 \u003d 2NF3 + 2HF + 3O2 H2 SO4 + 4F2 \u003d SF6 + 2HF + 2O2

Високата реактивност на F2 създава трудности при избора на

структурни материали за работа с него. Обикновено за тези цели се използва

никел и мед, които, като се окисляват, образуват плътни защитни филми от флуориди на повърхността си. Името F се свързва с агресивното му действие

яжте, идва от гръцки. "Флуорос" - "разрушителен".

В сериите F2, Cl2, Br2, I2 окислителната способност отслабва поради увеличаване

увеличаване на размера на атомите и намаляване на електроотрицателността.

Във водните разтвори окислителните и редуциращи свойства на

веществата обикновено се характеризират с помощта на електродни потенциали. Таблицата показва стандартните електродни потенциали (Eo, V) за полуреакции на редукция

образуването на халогени. За сравнение стойността на Eo е дадена и за

въглероден диоксид - най-често срещаният окислител.

Стандартни електродни потенциали за прости халогенни вещества

Намаляване на окислителната активност

Както можете да видите от таблицата,F2 - много по-силен окислител,

отколкото O2, следователно F2 не съществува във водни разтвори , окислява водата,

възстановяване до F–. Съдейки по стойността на Eo, окислителната способност на Cl2

също по-висока от тази на O2. В действителност, при продължително съхранение на хлорната вода, тя се разлага с отделянето на кислород и с образуването на HCl. Но реакцията е бавна (молекулата Cl2 е забележимо по-силна от молекулата F2 и

енергията за активиране на реакциите с хлор е по-висока), диспропорцията настъпва по-бързо

порциониране:

Cl2 + H2O HCl + HOCl

Във вода той не достига края (K \u003d 3,9. 10–4), поради което Cl2 съществува във водни разтвори. Br2 и I2 са още по-стабилни във вода.

Непропорционалността е много характерен окислител

редукционна реакция за халогени. Непропорционална печалба

изплаква в алкална среда.

Непропорционалността на Cl2 в алкали води до образуването на аниони

Cl– и ClO–. Константата на диспропорционалност е 7,5. 1015.

Cl2 + 2NaOH \u003d NaCl + NaClO + H2O

Когато йодът е непропорционален в алкали, се образуват I– и IO3. Ана-

логично йодът диспропорционира Br2. Непропорционална промяна на продукта

това се дължи на факта, че GO– и GO2 - анионите в Br и I са нестабилни.

Реакцията на диспропорциониране на хлора се използва в промишлеността

за получаване на силно и бързо действащо окислително средство на хипохлорит,

избелваща вар, бертолетна сол.

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

Взаимодействие на халогени с метали

Халогените взаимодействат енергично с много метали, например:

Mg + Cl2 \u003d MgCl2 Ti + 2I2  TiI4

Na + халогениди, при които металът има ниско ниво на окисление (+1, +2),

- Това са подобни на сол съединения с преобладаващо йонна връзка. Като правило

ето, йонните халогениди са твърди вещества с висока температура на топене

Метални халогениди, в които металът има висока степен окислена

са съединения с предимно ковалентна връзка.

Много от тях при нормални условия са газове, течности или ниско топящи се твърди вещества. Например, WF6 е газ, MoF6 е течност,

TiCl4 е течност.

Взаимодействие на халогени с неметали

Халогените взаимодействат директно с много неметали:

водород, фосфор, сяра и др. Например:

H2 + Cl2 \u003d 2HCl 2P + 3Br2 \u003d 2PBr3 S + 3F2 \u003d SF6

Връзката в неметалните халогениди е предимно ковалентна.

Обикновено тези съединения имат ниски точки на топене и кипене.

При преминаване от флуор към йод се увеличава ковалентният характер на халогенидите.

Ковалентните халогениди на типичните неметали са киселинни съединения; при взаимодействие с вода те се хидролизират, образувайки киселини. Например:

PBr3 + 3H2O \u003d 3HBr + H3 PO3

PI3 + 3H2O \u003d 3HI + H3 PO3

PCl5 + 4H2 O \u003d 5HCl + H3 PO

води. В тези съединения по-лекият и по-електроотрицателен халоген е в окислително състояние (–1), а по-тежкият е в положително състояние.

окислителна пяна.

Поради директното взаимодействие на халогени при нагряване се получават: ClF, BrF, BrCl, ICl. Има и по-сложни интерхалиди:

ClF3, BrF3, BrF5, IF5, IF7, IC13.

Всички интерхалиди при нормални условия са течни вещества с ниски точки на кипене. Интерхалидите имат високо окислително действие

жизненост. Например, парите на ClF3 изгарят химически стабилни вещества като SiO2, Al2O3, MgO и др.

2Al2O3 + 4ClF3 \u003d 4 AlF3 + 3O2 + 2Cl2

Флуорид ClF 3 е агресивен флуориращ агент, който действа бързо

по-малко F2. Използва се в органични синтези и за получаване на защитни филми на повърхността на никеловото оборудване за работа с флуор.

Във водата интерхалидите се хидролизират, за да образуват киселини. Например,

ClF5 + 3H2O \u003d HClO3 + 5HF

Халогени в природата. Получаване на прости вещества

В промишлеността халогените се получават от техните естествени съединения. всичко

процесите за получаване на свободни халогени се основават на окисляването на халогена

нид-йони.

2Г -  Г2 + 2e–

Значително количество халогени се намира в естествените води под формата на аниони: Cl–, F–, Br -, I–. IN морска вода може да съдържа до 2,5% NaCl.

Бромът и йодът се получават от водата нефтени кладенци и морска вода.

Физични свойства на халогените

При нормални условия F2 и C12 са газове, Br2 е течност, I2 и At2 са твърди вещества. В твърдо състояние халогените образуват молекулярни кристали. Течни халогени-диелектрици. Всички халогени, с изключение на флуора, се разтварят във вода; йодът се разтваря по-лошо от хлора и брома, но е добре разтворим в алкохол.

Химични свойства на халогените

Всички халогени проявяват висока окислителна активност, която намалява при преминаване от флуор към астатин. Флуорът е най-активен от халогените, реагира с всички метали, без изключение, много от тях се самозапалват в атмосфера на флуор, отделяйки голямо количество топлина, например:

2Al + 3F2 \u003d 2AlF3 + 2989 kJ,

2Fe + 3F2 \u003d 2FeF3 + 1974 kJ.

Без нагряване флуорът реагира и с много неметали (H2, S, C, Si, P) - всички реакции са силно екзотермични, например:

H2 + F2 \u003d 2HF + 547 kJ,

Si + 2F2 \u003d SiF4 (g) + 1615 kJ.

При нагряване флуорът окислява всички останали халогени съгласно схемата

Hal2 + F2 \u003d 2HalF

където Hal \u003d Cl, Br, I, At и в HalF съединения, степента на окисление на хлора, брома, йода и астатина е +1.

И накрая, когато се облъчва, флуорът реагира дори с инертни (благородни) газове:

Xe + F2 \u003d XeF2 + 152 kJ.

Взаимодействието на флуора със сложни вещества също е много енергично. И така, той окислява водата, докато реакцията е експлозивна:

3F2 + ЗН2О \u003d OF2 + 4HF + Н2О2.

Свободният хлор също е много реактивен, въпреки че неговата активност е по-малка от тази на флуора. Той реагира директно с всички прости вещества, с изключение на кислород, азот и благородни газове. За сравнение представяме уравненията за реакциите на хлора със същите прости вещества като флуора:

2Al + 3Cl2 \u003d 2AlCl3 (cr) + 1405 kJ,

2Fe + ЗCl2 \u003d 2FeCl3 (cr) + 804 kJ,

Si + 2Cl2 \u003d SiCl4 (L) + 662 kJ,

H2 + Cl2 \u003d 2HCl (g) + 185kJ.

Реакцията с водород представлява особен интерес. Така че, при стайна температура, без осветление, хлорът практически не реагира с водород, докато при нагряване или при осветление (например на директна слънчева светлина) тази реакция протича с експлозия съгласно следния верижен механизъм:

Cl2 + hν → 2Cl,

Cl + H2 → HCl + H,

H + Cl2 → HCl + Cl,

Cl + H2 → HCl + H и др.

Възбуждането на тази реакция възниква под действието на фотони (hν), които причиняват дисоциацията на молекулите Cl2 в атоми - в този случай възниква верига от последователни реакции, във всяка от които се появява частица, инициираща началото на следващата сцена.

Реакцията между H2 и Cl2 служи като един от първите обекти на изследване на верижни фотохимични реакции. Най-голям принос за развитието на концепцията за верижните реакции направи руски учен, лауреат Нобелова награда (1956) Н. Н. Семенов.

Хлорът реагира с много сложни вещества, например заместване и добавяне с въглеводороди:

CH3-CH3 + Cl2 → CH3-CH2Cl + HCl,

CH2 \u003d CH2 + Cl2 → CH2Cl - CH2Cl.

Хлорът е способен да измести бром или йод от техните съединения с водород или метали при нагряване:

Cl2 + 2HBr \u003d 2HCl + Br2,

Cl2 + 2HI \u003d 2HCl + I2,

Cl2 + 2KBr \u003d 2KCl + Br2,

и също реагира обратимо с вода:

Cl2 + H2O \u003d HCl + HClO - 25 kJ.

Хлорът, разтваряйки се във вода и частично реагирайки с него, както е показано по-горе, образува равновесна смес от вещества, наречени хлорна вода.

Хлорът може да реагира (непропорционално) с основи по същия начин:

Cl2 + 2NaOH \u003d NaCl + NaClO + H2O (на студено),

3Cl2 + 6KOH \u003d 5KCl + KClO3 + 3H2O (при нагряване).

Химичната активност на брома е по-малка от тази на флуора и хлора, но въпреки това е доста голяма поради факта, че брома обикновено се използва в течно състояние и следователно първоначалната му концентрация, при равни други условия, е по-висока от тази на хлора.

Например ще дадем реакциите на взаимодействие на бром със силиций и водород:

Si + 2Br2 \u003d SiBr4 (l) + 433 kJ,

H2 + Br2 \u003d 2HBr (g) + 73 kJ.

Йодът се различава значително по химична активност от другите халогени. Той не реагира с повечето неметали и реагира бавно само с метали при нагряване. Взаимодействието на йод с водород се осъществява само при силно нагряване, реакцията е ендотермична и силно обратима:

H2 + I2 \u003d 2HI - 53 kJ.

Астатинът е дори по-слабо реактивен от йода. Но той реагира и с метали (например с литий):

2Li + At2 \u003d 2Li Това е литиев астатид.

По този начин реактивността на халогените постепенно намалява от флуор до астатин. Всеки халоген от серията F - At може да измести следващия от неговите съединения с водород или метали.

Цинк - елемент от вторична подгрупа от втора група, четвърти период на периодичната система, с атомен номер 30. Цинкът е крехък преходен метал със синкаво-бял цвят (потъмнява във въздуха, покрива се с тънък слой цинков оксид ).

В природата. Цинкът не се среща в природата като самороден метал. От 27-те цинкови минерала, цинковата смес ZnS и цинковият шпат ZnCO3 са практически важни.

Получаване. Цинкът се добива от полиметални руди, съдържащи Zn като сулфид. Рудите се обогатяват, получавайки цинкови концентрати и едновременно концентрати на олово и мед. Цинковите концентрати се изгарят в пещи, превръщайки цинков сулфид в ZnO оксид:

2ZnS + 302 \u003d 2ZnO \u003d 2SO2

Чистият цинк се получава от ZnO оксид по два начина. Съгласно пирометалургичния метод, който съществува отдавна, изгореният концентрат се подлага на синтероване за придаване на гранулираност и газопропускливост и след това се редуцира с въглища или кокс при 1200-1300 ° C: ZnO + C \u003d Zn + CO.

Основният метод за производство на цинк е електролитен (хидрометалургичен). Изгорелите концентрати се обработват със сярна киселина; полученият сулфатен разтвор се пречиства от примеси (чрез утаяване с цинков прах) и се подлага на електролиза във вани, плътно облицовани с олово или винил пластмаса. Цинкът се отлага върху алуминиеви катоди.

Физически свойства ... В чистата си форма е пластичен сребристо-бял метал. При стайна температура е крехък, при 100-150 ° C цинкът е пластичен. Точка на топене \u003d 419,6 ° C, точка на кипене \u003d 906,2 ° C.

Химични свойства. Типичен пример за металообразуващи амфотерни съединения. Цинковите съединения ZnO и Zn (OH) 2 са амфотерни. Стандартният електроден потенциал е -0,76 V, в поредицата от стандартни потенциали той е разположен преди желязото.

Във въздуха цинкът е покрит с тънък филм от ZnO оксид. При силно нагряване изгаря, образувайки амфотерен бял оксид ZnO:

Цинковият оксид реагира с двата киселинни разтвора:

и основи:

Цинкът с нормална чистота реагира активно с киселинни разтвори:

и алкални разтвори:

образувайки хидроксицинкати. Много чистият цинк не реагира с разтвори на киселини и основи. Взаимодействието започва с добавяне на няколко капки разтвор на меден сулфат CuSO4.

При нагряване цинкът реагира с халогени, образувайки ZnHal2 халогениди. С фосфор цинкът образува фосфиди Zn3P2 и ZnP2. Със сяра и нейните аналози - селен и телур - различни халкогениди, ZnS, ZnSe, ZnSe2 и ZnTe.

Цинкът не реагира директно с водород, азот, въглерод, силиций и бор. Zn3N2 нитридът се получава чрез реакция на цинк с амоняк при 550-600 ° C.

Във водни разтвори цинковите йони Zn2 + образуват аква комплекси 2+ и 2+.

ОСНОВНИ ХАРАКТЕРИСТИКИ

Халогени (от гръцки халос - сол и гени - образуващи) - елементи от основната подгрупа на VII група на периодичната система: флуор, хлор, бром, йод, астатин.

Таблица. Електронна структура и някои свойства на атомите и молекулите на халогените

1) Общата електронна конфигурация на външното енергийно ниво е nS2nP5.
2) С увеличаване на редовия брой елементи радиусите на атомите се увеличават, електроотрицателността намалява, неметалните свойства отслабват (металните свойства се увеличават); халогените са силни окислители, окислителната способност на елементите намалява с увеличаване на атомната маса.
3) Халогенните молекули се състоят от два атома.
4) С увеличаване на атомната маса цветът става по-тъмен, точките на топене и кипене, както и плътността, се увеличават.
5) Силата на хидрохалогенните киселини се увеличава с увеличаване на атомната маса.
6) Халогените могат да образуват съединения помежду си (напр. BrCl)

ФЛУОР И НЕГОВИТЕ СЪЕДИНЕНИЯ

Флуор F2 - открит от А. Moissan през 1886г

Физически свойства

Светложълт газ; t ° pl. \u003d -219 ° C, t ° кипене \u003d -183 ° C.

Получаване

Електролиза на стопен калиев хидрофлуорид KHF2:

Химични свойства

F2 е най-силният окислител от всички вещества:

1.2F2 + 2H2O ® 4HF + O2
2.H2 + F2 ® 2HF (с експлозия)
3. Cl2 + F2 ® 2ClF

Флуороводород

Физически свойства

Безцветен газ, добре ще се разтворим във вода t ° pl. \u003d - 83,5 ° С; бала t ° \u003d 19,5 ° С;

Получаване

CaF2 + H2SO4 (конц.) ® CaSO4 + 2HF

Химични свойства

1) HF разтвор във вода - слаба киселина (флуороводородна киселина):

HF «H + + F-

Соли на флуороводородна киселина - флуориди

2) Флуороводородната киселина разтваря стъклото:

SiO2 + 4HF ® SiF4 + 2H2O

SiF4 + 2HF ® H2 хексафлуоросилициева киселина

ХЛОР И НЕГОВИТЕ СЪЕДИНЕНИЯ

Хлор Cl2 - открит от К. Шееле през 1774г

Физически свойства

Газ с жълто-зелен цвят, t ° pl. \u003d -101 ° C, bp t ° \u003d -34 ° C.

Получаване

Окисление на Cl-йони чрез силни окислители или електрически ток:

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

електролиза на разтвор на NaCl (индустриален метод):

2NaCl + 2H2O ® H2 + Cl2 + 2NaOH

Химични свойства

Хлорът е силно окислително средство.

1) Реакции с метали:

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

2) Реакции с неметали:

H2 + Cl2 –hn® 2HCl
2P + 3Cl2 ® 2PClЗ

3) Реакция с вода:

Cl2 + H2O «HCl + HClO

4) Реакции с основи:

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

5) Замества брома и йода от хидрохалогенни киселини и техните соли.

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

Хлорни съединения
Хлороводород

Физически свойства

Безцветен газ с остър мирис, отровен, по-тежък от въздуха, лесно разтворим във вода (1: 400).
t ° pl. \u003d -114 ° C, bp t ° \u003d -85 ° C.

Получаване

1) Синтетичен метод (промишлен):

H2 + Cl2 ® 2HCl

2) Хидросулфатен метод (лабораторен):

NaCl (твърдо вещество) + H2SO4 (конц.) ® NaHSO4 + HCI

Химични свойства

1) HCl разтвор във вода - солна киселина - силна киселина:

HCl «H + + Cl-

2) Реагира с метали в напрежение до водород:

2Al + 6HCl ® 2AlCl3 + 3H2

3) с метални оксиди:

MgO + 2HCl ® MgCl2 + H2O

4) с основи и амоняк:

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

5) със соли:

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

Образуването на бяла утайка от сребърен хлорид, неразтворим в минерални киселини, се използва като качествена реакция за откриване на Cl-аниони в разтвор.
Хлориди на метали - соли на солна киселина, те се получават чрез взаимодействие на метали с хлор или реакции на солна киселина с метали, техните оксиди и хидроксиди; чрез размяна с някои соли

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

Повечето хлориди са водоразтворими (с изключение на хлоридите на среброто, оловото и едновалентния живак).

Хипохлорна киселина HCl + 1O
H - O - Cl

Физически свойства

Предлага се само като разредени водни разтвори.

Получаване

Cl2 + H2O «HCl + HClO

Химични свойства

HClO е слабо киселинен и силен окислител:

1) Разлага се, освобождавайки атомен кислород

HClO - в светлината® HCl + O

2) С алкали дава соли - хипохлорити

HClO + KOH ® KClO + H2O

2HI + HClO ® I2¯ + HCl + H2O

Хлорна киселина HCl + 3O2
H - O - Cl \u003d O

Физически свойства

Съществува само във водни разтвори.

Получаване

Образувано от взаимодействието на водороден прекис с хлорен (IV) оксид, който се получава от солта на Berthollet и оксаловата киселина в среда H2SO4:

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

Химични свойства

HClO2 е слабо киселинен и силен окислител; хлоридни соли - хлорити:

HClO2 + KOH ® KClO2 + H2O

2) Нестабилен, разлага се при съхранение

4HClO2 ® HCl + HClO3 + 2ClO2 + H2O

Хлорна киселина HCl + 5O3

Физически свойства

Стабилен само във водни разтвори.

Получаване

Ba (ClO3) 2 + H2SO4 ® 2HClO3 + BaSO4¯

Химични свойства

HClO3 - Силна киселина и силно окислително средство; соли на хлорна киселина - хлорати:

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

KClO3 - сол на Бертолет; той се получава чрез пропускане на хлор през нагрят (40 ° C) разтвор на КОН:

3Cl2 + 6KOH ® 5KCl + KClO3 + 3H2O

Солта на Berthollet се използва като окислител; при нагряване се разлага:

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

Перхлорна киселина HCl + 7O4

Физически свойства

Безцветна течност, бала t ° \u003d 25 ° C, t ° pl. \u003d -101 ° C.

Получаване

KClO4 + H2SO4 ® KHSO4 + HClO4

Химични свойства

HClO4 е много силна киселина и много силен окислител; соли на перхлорна киселина - перхлорати.

HClO4 + KOH ® KClO4 + H2O

2) При нагряване перхлорната киселина и нейните соли се разлагат:

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

БРОМ И НЕГОВИТЕ СЪЕДИНЕНИЯ

Бром Br2 - открит от J. Balard през 1826 г.

Физически свойства

Кафява течност с тежки отровни пари; има неприятна миризма; r \u003d 3,14 g / cm3; t ° pl. \u003d -8 ° С; бала t ° \u003d 58 ° C.

Получаване

Окисление на Br йони - силни окислители:

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

Химични свойства

В свободно състояние бромът е силно окислително средство; и неговият воден разтвор, "бромова вода" (съдържаща 3,58% бром), обикновено се използва като слаб окислител.

1) Реагира с метали:

2Al + 3Br2 ® 2AlBr3

2) Реагира с неметали:

H2 + Br2 «2HBr
2P + 5Br2 ® 2PBr5

3) Реагира с вода и основи:

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

4) Реагира със силни редуциращи агенти:

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

Водороден бромид HBr

Физически свойства

Безцветен газ, лесно разтворим във вода; бала t ° \u003d -67 ° С; t ° pl. \u003d -87 ° C.

Получаване

2NaBr + H3PO4 –t ° ® Na2HPO4 + 2HBr

PBr3 + 3H2O ® H3PO3 + 3HBr

Химични свойства

Воден разтвор на хлороводород - бромоводородна киселина е дори по-силен от солната киселина. Той влиза в същите реакции като HCl:

1) Дисоциация:

HBr «H + + Br -

2) С метали в диапазона на напрежението до водород:

Mg + 2HBr ® MgBr2 + H2

3) с метални оксиди:

CaO + 2HBr ® CaBr2 + H2O

4) с основи и амоняк:

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

5) със соли:

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

Солите на бромоводородната киселина се наричат \u200b\u200bбромиди. Последната реакция, образуването на жълта, неразтворима в киселина утайка от сребърен бромид, служи за откриване на Br - аниона в разтвор.

6) HBr е силен редуциращ агент:

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

От кислородните киселини на брома са известни слаби хибробромни HBr + 1O и силни бромисти HBr + 5O3.
Йод и неговите съединения

Йод I2 - открит от Б. Куртуа през 1811г.

Физически свойства

Кристално вещество с тъмно лилав цвят с метален блясък.
r \u003d 4,9 g / cm3; t ° pl. \u003d 114 ° C; точка на кипене \u003d 185 ° C. Нека се разтворим добре в органични разтворители (алкохол, CCl4).

Получаване

Окисление на I-йони от силни окислители:

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

Химични свойства

1) с метали:

2Al + 3I2 ® 2AlI3

2) с водород:

3) със силни редуциращи агенти:

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

4) с основи:

3I2 + 6NaOH ® 5NaI + NaIO3 + 3H2O

Водороден йодид

Физически свойства

Безцветен газ с остра миризма, ще се разтворим добре във вода, t ° кип \u003d -35 ° С; t ° pl. \u003d -51 ° C.

Получаване

I2 + H2S ® S + 2HI

2P + 3I2 + 6H2O ® 2H3PO3 + 6HI

Химични свойства

1) Разтвор на HI във вода е силна йодноводородна киселина:

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

Соли на йодноводородна киселина - йодиди (за други HI реакции вижте St. HCl и HBr)

2) HI е много силен редуциращ агент:

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

3) Идентифициране на I-аниони в разтвор:

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

Образува се тъмножълта утайка от сребърен йодид, неразтворим в киселини.

Кислородните киселини на йода

Йодна киселина HI + 5O3

Безцветно кристално вещество, t ° pl. \u003d 110 ° C, лесно разтворимо във вода.

Получаване:

3I2 + 10HNO3 ® 6HIO3 + 10NO + 2H2O

HIO3 е силна киселина (соли - йодати) и силно окислително средство.

Йодна киселина H5I + 7O6

Кристално хигроскопично вещество, лесно разтворимо във вода, точка на топене \u003d 130 ° C.
Слаба киселина (соли - периодати); силно окислително средство.

Химични свойства на халогените

Флуорът може да бъде само окислител, което лесно се обяснява с позицията му в периодичната таблица на химичните елементи на Д. И. Менделеев. Той е най-силният окислител, дори окислява някои благородни газове:

2F 2 + Xe \u003d XeF 4

Трябва да се обясни високата химическа активност на флуора

o разрушаването на флуорна молекула изисква много по-малко енергия, отколкото се отделя по време на образуването на нови връзки.

Поради малкия радиус на флуорния атом, самотните електронни двойки във флуорната молекула се сблъскват и отслабват

Халогените взаимодействат с почти всички прости вещества.

1. Най-енергичната реакция протича с метали. При нагряване флуорът взаимодейства с всички метали (включително злато и платина); в студа реагира с алкални метали, олово, желязо. С медта, никела реакцията не протича на студено, тъй като върху металната повърхност се образува защитен флуориден слой, който предпазва метала от по-нататъшно окисляване.

Хлорът реагира енергично с алкални метали, а с мед, желязо и калай реакцията протича при нагряване. Бромът и йодът се държат по подобен начин.

Взаимодействието на халогени с метали е екзотермичен процес и може да се изрази чрез уравнението:

2M + nHaI 2 \u003d 2MHaI DH<0

Металните халогениди са типични соли.

Халогените проявяват силни окислителни свойства в тази реакция. В този случай металните атоми отдават електрони, а халогенните атоми получават например:

2. При нормални условия флуорът реагира с водорода експлозивно на тъмно. Взаимодействието на хлора с водорода се осъществява при ярка слънчева светлина.

Бромът и водородът взаимодействат само при нагряване, а йодът с водорода реагира със силно нагряване (до 350 ° C), но този процес е обратим.

Н 2 + Сl 2 \u003d 2HCl Н 2 + Br 2 \u003d 2НBr

Н 2 + I 2 "350 ° 2HI

Халогенът в тази реакция е окислител.

Проучванията показват, че реакцията на взаимодействие на водорода с хлора в светлината има следния механизъм.

Молекулата Сl 2 абсорбира кванта на hv светлината и се разлага на неорганични радикали Сl. ... Това е началото на реакцията (първоначално възбуждане на реакцията). След това продължава от само себе си. Хлорен радикал Сl. реагира с молекула водород. В този случай се образува водородният радикал Н и НСl. На свой ред, водородният радикал N. реагира с молекулата Cl 2, образувайки HCl и Cl. и т.н.

Cl 2 + hv \u003d Cl. + Сl.

Cl. + Н2 \u003d НС1 + Н.

H. + Cl2 \u003d HCl + C1.

Първоначалното вълнение предизвика верига от последователни реакции. Такива реакции се наричат \u200b\u200bверижни реакции. Резултатът е хлороводород.

3. Халогените не взаимодействат директно с кислорода и азота.

4. Халогените реагират добре с други неметали, например:

2Р + 3Сl 2 \u003d 2РСl 3 2Р + 5Сl 2 \u003d 2РСl 5 Si + 2F 2 \u003d SiF 4

Халогените (с изключение на флуора) не реагират с инертни газове. Химичната активност на брома и йода по отношение на неметалите е по-слабо изразена от тази на флуора и хлора.

Във всички горепосочени реакции халогените проявяват окислителни свойства.

Взаимодействие на халогени със сложни вещества. 5. С вода.

Флуорът реагира с вода експлозивно, образувайки атомен кислород:

H2O + F2 \u003d 2HF + O

Останалите халогени реагират с вода по следната схема:

Gal 0 2 + H 2 O «NGal -1 + NGal +1 O

Тази реакция е реакция на диспропорциониране, когато халогенът е едновременно редуциращ агент и окислител, например:

Сl 2 + Н 2 O «НСl + НСlO

Cl2 + H2O «H + + Cl - + HClO

Сl ° + 1e - ®Сl - Cl ° -1e - ®Сl +

където HCl е силна солна киселина; НСlO - слаба хлороводородна киселина

6. Халогените са способни да отнемат водород от други вещества, терпентин + C1 2 \u003d HC1 + въглерод

Хлорът замества водорода в наситени въглеводороди: CH 4 + Cl 2 \u003d CH 3 Cl + HCl

и се присъединява към ненаситени съединения:

C2H4 + Cl2 \u003d C2H4C12

7. Реактивността на халогените намалява в серията F-Cl - Br - I. Следователно предишният елемент измества следващия от киселините от типа NG (G - халоген) и техните соли. В този случай активността намалява: F 2\u003e Сl 2\u003e Br 2\u003e I 2

Приложение

Хлорът се използва за дезинфекция на питейна вода, избелване на тъкани и хартиена маса. Големи количества от него се консумират за получаване на солна киселина, белина и др. Флуорът намира широко приложение в синтеза полимерни материали - флуоропласт с висока химическа устойчивост, както и окислител за ракетно гориво. Някои флуорни съединения се използват в медицината. Бромът и йодът са силни окислители и се използват при различни синтези и анализи на вещества.

При производството на лекарства се консумират големи количества бром и йод.

Водородни халогениди

Съединенията на халогени с водород HX, където X е всеки халоген, се наричат \u200b\u200bводородни халогениди. Поради високата електроотрицателност на халогените, свързващата електронна двойка се измества в тяхната посока; следователно молекулите на тези съединения са полярни.

Водородните халогениди са безцветни газове с остър мирис, лесно разтворими във вода. При 0 ° С разтворете 500 обема HC1, 600 обема HBr и 450 обема HI в 1 обем вода. Флуороводородът се смесва с вода във всяко съотношение. Високата разтворимост на тези съединения във вода прави възможно получаването на концентрат

Таблица 16. Степени на дисоциация на хидрохалогенни киселини

разтвори за баня. Когато се разтварят във вода, водородните халогениди се дисоциират като киселини. HF принадлежи към слабо дисоциирани съединения, което се обяснява със специалната якост на връзката в сърцевината. Останалите разтвори на водородни халогениди са силни киселини.

HF - флуороводородна (флуороводородна) киселина HC1 - солна (солна) киселина HBr - бромоводородна киселина HI - хлороводородна киселина

Силата на киселините в серията HF - НСl - HBr - HI се увеличава, което се обяснява с намаляване на енергията на свързване в същата посока и увеличаване на междуядреното разстояние. HI е най-силната киселина от серията хидрохалогенна киселина (вж. Таблица 16).

Поляризуемостта се увеличава поради факта, че водата поляризира

повече е връзката, чиято дължина е по-голяма. I Солите на хидрохалогенните киселини носят съответно следните имена: флуориди, хлориди, бромиди, йодиди.

Химични свойства на хидрохалогенните киселини

В суха форма водородните халогениди не действат върху повечето метали.

1. Водните разтвори на водородни халогениди имат свойствата на аноксисни киселини. Енергично взаимодейства с много метали, техните оксиди и хидроксиди; металите, които са в електрохимичната поредица от метални напрежения след водород, не действат. Взаимодействайте с някои соли и газове.

Флуороводородната киселина разрушава стъклото и силикатите:

SiO 2 + 4HF \u003d SiF 4 + 2H 2 O

Следователно не може да се съхранява в стъклени съдове.

2. При окислително-редукционни реакции хидрохалогенните киселини се държат като редуциращи агенти и редуциращата активност в серията Cl -, Br -, I - се увеличава.

Получаване

Водородният флуорид се получава чрез действието на концентрирана сярна киселина върху флуор шпат:

CaF 2 + H 2 SO 4 \u003d CaSO 4 + 2 HF

Водородният хлорид се получава чрез директно взаимодействие на водорода с хлора:

H2 + Cl2 \u003d 2HCl

Това е синтетичен начин да го получите.

Сулфатният метод се основава на реакцията на концентрирана

сярна киселина с NaCl.

При леко нагряване реакцията протича с образуването на HCl и NaHSO 4.

NaCl + H2S04 \u003d NaHSO4 + HCI

При по-висока температура протича вторият етап на реакцията:

NaCl + NaHSO4 \u003d Na2S04 + HCI

Но не можете да получите HBr и HI по подобен начин, защото техните съединения с метали при взаимодействие с концентриране

те се окисляват със сярна киселина, тъй като I - и Br - са силни редуциращи агенти.

2NaBr -1 + 2H 2 S + 6 O 4 (c) \u003d Br 0 2 + S + 4 O 2 + Na 2 SO 4 + 2 H 2 O

Водороден бромид и водороден йодид се получават чрез хидролиза на PBr 3 и PI 3: PBr 3 + 3H 2 O \u003d 3HBr + H 3 PO 3 PI 3 + 3H 2 O \u003d 3HI + H 3 PO 3

Халогениди

Металните халогениди са типични соли. Характеризира се йонен тип връзки, където металните йони са положително заредени, а халогенните йони са отрицателни. Имат кристална решетка.

Редуциращата способност на халогенидите се увеличава в сериите Cl -, Br -, I - (виж §2.2).

Разтворимостта на слабо разтворимите соли намалява в серията AgCl - AgBr - AgI; за разлика от това, AgF солта е силно разтворима във вода. Повечето соли на хидрохалогенните киселини са лесно разтворими във вода.