PODSKUPINA VIIA. HALOGENI
FLUOR, KLOR, BROM, JOD, ASTAT
Halogeni, a posebno fluor, klor i brom, od velike su važnosti za industriju i laboratorijsku praksu, kako u slobodnom stanju tako i u obliku raznih organskih i anorganskih spojeva. Fluor je blijedožuti, vrlo reaktivan plin koji uzrokuje iritaciju dišnog sustava i koroziju materijala. Klor je također kaustičan, kemijski agresivan plin tamne zelenkasto-žute boje i manje je reaktivan od fluora. Mnogo se koristi u niskim koncentracijama za dezinfekciju vode (kloriranje), au visokim koncentracijama je otrovan i izaziva jaku iritaciju dišnih puteva (plin klor korišten je kao kemijsko oružje u Prvom svjetskom ratu). Brom je teška crveno-smeđa tekućina u normalnim uvjetima, ali lako isparava i postaje korozivni plin. Jod je tamnoljubičasta krutina koja se lako sublimira. Astat je radioaktivni element, jedini halogen koji nema stabilan izotop.
U obitelji ovih elemenata, u usporedbi s ostalim A-podskupinama, nemetalna svojstva su najizraženija. Čak je i teški jod tipičan nemetal. Prvi član obitelji, fluor, pokazuje "supermetalna" svojstva. Svi halogeni su akceptori elektrona i imaju jaku tendenciju da kompletiraju oktet elektrona prihvaćanjem jednog elektrona. Reaktivnost halogena opada s povećanjem atomskog broja, a općenito svojstva halogena variraju prema njihovom položaju u periodnom sustavu. U tablici Slika 8a prikazuje neka fizička svojstva koja omogućuju razumijevanje razlika i obrazaca promjena svojstava u nizu halogena. Fluor na mnoge načine pokazuje neobična svojstva. Na primjer, utvrđeno je da elektronski afinitet fluora nije tako visok kao kod klora, a to bi svojstvo trebalo ukazivati ​​na sposobnost prihvaćanja elektrona, tj. za kemijsku aktivnost. Fluor bi, zbog vrlo malog polumjera i blizine valentne ljuske jezgri, trebao imati najveći afinitet prema elektronu. Ta se razlika barem djelomično objašnjava neuobičajeno niskom energijom vezanja FF u usporedbi s onom ClCl (vidi entalpiju disocijacije u tablici 8a). Za fluor iznosi 159 kJ/mol, a za klor 243 kJ/mol. Zbog malog kovalentnog radijusa fluora, blizina usamljenih elektronskih parova u strukturi: F: F: određuje lakoću kidanja ove veze. Doista, fluor je kemijski aktivniji od klora zbog lakoće stvaranja atomskog fluora. Vrijednost energije hidratacije (vidi tablicu 8a) ukazuje na visoku reaktivnost fluoridnog iona: F ion je hidratiziran s većim energetskim učinkom od ostalih halogena. Mali radijus i odgovarajuća veća gustoća naboja objašnjavaju veću energiju hidratacije. Mnoga neobična svojstva iona fluora i fluorida postaju jasna kada se u obzir uzmu veličina i naboj iona.
Priznanica. Velika industrijska važnost halogena postavlja određene zahtjeve na metode njihove proizvodnje. S obzirom na raznolikost i složenost proizvodnih metoda, značajna je potrošnja i cijena električne energije, sirovina i potreba za nusproizvodima.
Fluor. Zbog kemijske agresivnosti fluoridnih i kloridnih iona ovi se elementi dobivaju elektrolitičkim putem. Fluor se dobiva iz fluorita: CaF2, kada se tretira sumpornom kiselinom, tvori HF (fluorovodična kiselina); KHF2 se sintetizira iz HF i KF, koji se podvrgava elektrolitičkoj oksidaciji u elektrolizeru s odvojenim anodnim i katodnim prostorom, s čeličnom katodom i ugljičnom anodom; na anodi se oslobađa fluor F2, a vodik je nusprodukt na katodi, kojeg treba izolirati od fluora kako bi se izbjegla eksplozija. Za sintetiziranje tako važnih spojeva kao što su polifluorougljikovodici, organski spojevi se fluoriraju u elektrolizeru s oslobođenim fluorom, tako da nije potrebna izolacija i nakupljanje fluora u posebnim spremnicima.
Klor proizvodi se uglavnom iz slane otopine NaCl u elektrolizerima s odvojenim anodnim prostorom kako bi se spriječila reakcija klora s drugim produktima elektrolize: NaOH i H2; Stoga elektrolizom nastaju tri važna industrijska proizvoda: klor, vodik i lužina. Za izvođenje ovog procesa koriste se različite modifikacije elektrolizera. Klor se također dobiva kao nusproizvod tijekom elektrolitičke proizvodnje magnezija iz MgCl2. Većina klora koristi se za sintezu HCl reakcijom s prirodnim plinom, a HCl se troši za proizvodnju MgCl2 iz MgO. Klor se također stvara u metalurgiji natrija iz NaCl, ali je metoda elektrolize iz salamure jeftinija. Laboratoriji u industrijaliziranim zemljama proizvode mnogo tisuća tona klora koristeći reakciju 4HCl + MnO2 = MnCl2 + 2H2O + Cl2.
Brom dobiva se iz slanih bušotina koje sadrže više bromidnih iona od morske vode, drugog najvažnijeg izvora broma. Bromidni ion se lakše pretvara u brom od fluoridnih i kloridnih iona u sličnim reakcijama. Stoga se za dobivanje broma, posebice, koristi klor kao oksidacijsko sredstvo, jer aktivnost halogena u skupini opada odozgo prema dolje i svaki prethodno stojeći halogen istiskuje sljedeći. U proizvodnji broma, salamure ili morska voda prethodno se zakiseljavaju sumpornom kiselinom, a zatim tretiraju klorom u skladu s reakcijom
2Br+ Cl2 -> Br2 + 2Cl
Brom se izdvaja iz otopine isparavanjem ili pročišćavanjem, nakon čega slijedi njegova apsorpcija različitim reagensima, ovisno o daljnjoj primjeni. Na primjer, pri reakciji sa zagrijanom otopinom natrijeva karbonata dobivaju se kristalni NaBr i NaBrO3; Kada se smjesa kristala zakiseli, brom se regenerira, pružajući neizravnu, ali prikladnu metodu nakupljanja (pohranjivanja) ove korozivne, otrovne tekućine neugodnog mirisa. Brom također može apsorbirati otopina SO2, koja proizvodi HBr. Brom se može lako izolirati iz ove otopine propuštanjem klora (na primjer, za reakciju broma s etilenom C2H4 da bi se proizveo dibrometilen C2H4Br2, koji se koristi kao antidetonator za benzin). Svjetska proizvodnja broma je preko 300.000 tona godišnje.
Jod dobiven iz pepela morskih algi, tretiranjem sa smjesom MnO2 + H2SO4, i pročišćen sublimacijom. Jodid se nalazi u značajnim količinama u podzemnim vodama za bušenje. Jod se dobiva oksidacijom jodidnog iona (na primjer, nitritnog iona NO2 ili klora). Jod se također može istaložiti u obliku AgI, iz kojeg se regenerira srebro reakcijom sa željezom u FeI2. Jod je zamijenjen iz FeI2 klorom. Čileanska salitra, koja sadrži primjesu NaIO3, prerađuje se u jod. Jodidni ion važan je sastojak ljudske hrane jer je neophodan za stvaranje hormona tiroksina koji sadrži jod, a koji kontrolira rast i druge tjelesne funkcije.
Reaktivnost i spojevi. Svi halogeni reagiraju izravno s metalima stvarajući soli, čiji ionski karakter ovisi i o halogenu i o metalu. Dakle, metalni fluoridi, posebno metali podskupina IA i IIA, su ionski spojevi. Stupanj ionizacije veze opada s povećanjem atomske mase halogena i smanjenjem reaktivnosti metala. Halidi s ionskim tipom veze kristaliziraju u trodimenzionalnim kristalnim rešetkama. Na primjer, NaCl (kuhinjska sol) ima kubičnu rešetku. S povećanjem kovalencije veze povećava se udio slojevitih struktura (kao u CdCl2, CuCl2, CuBr2, PbCl2, PdCl2, FeCl2 itd.). U plinovitom stanju kovalentni halogenidi često tvore dimere, na primjer Al2Cl6 (AlCl3 dimer). S nemetalima, halogeni tvore spojeve s gotovo čistim kovalentnim vezama, na primjer, ugljik, fosfor i sumpor halogenidi (CCl4, itd.). Nemetali i metali pokazuju najveća oksidacijska stanja u reakcijama s fluorom, na primjer SF6, PF5, CuF3, CoF3. Pokušaji da se dobiju jodidi sličnog sastava ne uspijevaju zbog velikog atomskog radijusa joda (sterički faktor) i zbog jake tendencije elemenata u visokim oksidacijskim stanjima da oksidiraju I u I2. Osim izravnom sintezom, halogenidi se mogu dobiti i drugim metodama. Metalni oksidi u prisutnosti ugljika reagiraju s halogenima stvarajući halogenide (na primjer, Cr2O3 prelazi u CrCl3). Iz CrCl3×6H2O dehidratacijom nije moguće dobiti CrCl3, već samo bazični klorid (ili hidroksoklorid). Halidi se također dobivaju obradom oksida s HX parama, na primjer:

Dobar agens za kloriranje je CCl4, na primjer za pretvaranje BeO u BeCl2. SbF3 se često koristi za fluoridaciju klorida (vidi SO2ClF gore).
Polihalidi. Halogeni reagiraju s mnogim metalnim halidima kako bi formirali polihalidne spojeve koji sadrže velike anionske vrste Xn1. Na primjer:

Prva reakcija daje prikladnu metodu za pripremu visoko koncentrirane otopine I2 dodavanjem joda u koncentriranu otopinu KI. Polijodidi zadržavaju svojstva I2. Također je moguće dobiti miješane polihalogene: RbI + Br2 -> RbIBr2 RbICl2 + Cl2 -> RbICl4
Topljivost. Halogeni imaju određenu topljivost u vodi, ali, kao što bi se moglo očekivati, zbog kovalentne prirode XX veze i malog naboja, njihova topljivost je niska. Fluor je toliko aktivan da izvlači elektronski par iz kisika u vodi, oslobađajući slobodni O2 i stvarajući OF2 i HF. Klor je manje aktivan, ali reagira s vodom stvarajući nešto HOCl i HCl. Hidrati klora (na primjer, Cl2*8H2O) mogu se osloboditi iz otopine nakon hlađenja.
Jod pokazuje neobična svojstva kada se otopi u različitim otapalima. Kada se male količine joda otope u vodi, alkoholima, ketonima i drugim otapalima koja sadrže kisik, nastaje smeđa otopina (1% otopina I2 u alkoholu uobičajeni je medicinski antiseptik). Otopina joda u CCl4 ili drugim otapalima bez kisika ima ljubičastu boju. Može se pretpostaviti da se u takvom otapalu molekule joda ponašaju slično svom stanju u plinovitoj fazi, koja ima istu boju. U otapalima koja sadržavaju kisik, elektronski par kisika se povlači u valentne orbitale joda.
Oksidi. Halogeni tvore okside. U svojstvima ovih oksida nije uočen sustavni obrazac ili periodičnost. Sličnosti i razlike, kao i glavne metode za proizvodnju halogenih oksida, navedene su u tablici. 8b.
Oksokiseline halogena. Kada se formiraju oksokiseline, sustavna priroda halogena postaje jasnija. Halogeni tvore halogenirane kiseline HOX, halogenirane kiseline HOXO, halogenirane kiseline HOXO2 i halogenirane kiseline HOXO3, gdje je X halogen. Ali samo klor tvori kiseline svih navedenih sastava, a fluor uopće ne tvori oksokiseline, a brom ne tvori HBrO4. Sastav kiselina i glavne metode za njihovu pripremu navedeni su u tablici. 8. stoljeće

Sve halogene kiseline su nestabilne, ali čista HOClO3 je najstabilnija (u nedostatku redukcijskih sredstava). Sve oksokiseline su jaka oksidacijska sredstva, ali brzina oksidacije ne ovisi nužno o oksidacijskom stanju halogena. Dakle, HOCl (ClI) je brzo i učinkovito oksidacijsko sredstvo, ali razrijeđeni HOClO3 (ClVII) nije. Općenito, što je više oksidacijsko stanje halogena u okso-kiselini, to je kiselina jača, pa je HClO4 (ClVII) najjača poznata okso-kiselina u vodenoj otopini. Ion ClO4, nastao disocijacijom kiseline u vodi, najslabiji je od negativnih iona kao donor elektronskog para. Na i Ca hipoklorit nalaze industrijsku primjenu u izbjeljivanju i obradi vode. Interhalogeni spojevi su međusobne veze različitih halogena. Halogeni s velikim polumjerom u takvom spoju uvijek imaju pozitivno oksidacijsko stanje (podložan je oksidaciji), a s manjim radijusom je negativniji (podložan redukciji). Ova činjenica proizlazi iz općeg trenda promjena aktivnosti u nizu halogena. U tablici Slika 8d prikazuje sastave poznatih međuhalogenih spojeva (A je halogen s pozitivnijim oksidacijskim stanjem).
Interhalogeni spojevi nastaju izravnom sintezom iz elemenata. Oksidacijsko stanje 7, koje je neobično za jod, ostvaruje se u spoju IF7, a drugi halogeni ne mogu koordinirati 7 atoma fluora. Tekuće tvari BrF3 i ClF3, kemijski slične fluoru, ali pogodnije za fluoridaciju, od praktične su važnosti. U ovom slučaju BrF3 je učinkovitiji. Budući da su trifluoridi jaki oksidanti i da su u tekućem stanju, koriste se kao oksidansi za raketno gorivo.
Vodikovi spojevi. Halogeni reagiraju s vodikom pri čemu nastaje HX, a s fluorom i klorom reakcija se odvija eksplozivno uz laganu aktivaciju. Interakcija s Br2 i I2 odvija se sporije. Da bi došlo do reakcije s vodikom, dovoljno je aktivirati mali dio reagensa pomoću svjetlosti ili topline. Aktivirane čestice međusobno djeluju s neaktiviranima, stvarajući HX i nove aktivirane čestice, koje nastavljaju proces, a reakcija dviju aktiviranih čestica u glavnoj reakciji završava stvaranjem produkta. Na primjer, stvaranje HCl iz H2 i Cl2:

Prikladnije metode za proizvodnju halogenovodika od izravne sinteze osiguravaju se, na primjer, sljedećim reakcijama:

U plinovitom stanju HX su kovalentni spojevi, ali u vodenoj otopini (s izuzetkom HF) postaju jake kiseline. To se objašnjava činjenicom da molekule vode učinkovito odvlače vodik od halogena. Sve kiseline su visoko topljive u vodi zbog hidratacije: HX + H2O -> H3O+ + X
HF je skloniji stvaranju kompleksa od ostalih halogenovodika. Naboji na H i F su tako veliki, a ti atomi tako mali, da nastanak HX-asocijacija kao što su polimeri sastava (HF)x, gdje je x = 3. U takvoj otopini, disocijacija pod utjecajem molekule vode ne čini više od nekoliko postotaka ukupnog broja vodikovih iona. Za razliku od drugih halogenovodika, fluorovodik aktivno reagira sa SiO2 i silikatima, oslobađajući plinoviti SiF4. Stoga se u jetkanju stakla koristi vodena otopina HF (fluorna kiselina) koja se ne čuva u staklenim, već u parafinskim ili polietilenskim posudama. Čisti HF vrije malo ispod sobne temperature (19,52°C), pa se kao tekućina čuva u čeličnim cilindrima. Vodena otopina HCl naziva se klorovodična kiselina. Zasićena otopina koja sadrži 36 wt% HCl naširoko se koristi u kemijskoj industriji i laboratorijima (vidi također VODIK).
Astatin Ovaj kemijski element iz obitelji halogena ima simbol At i atomski broj 85 i postoji samo u tragovima u nekim mineralima. Još 1869. D. I. Mendeljejev je predvidio njegovo postojanje i mogućnost otkrića u budućnosti. Astatin su otkrili D. Corson, K. Mackenzie i E. Segre 1940. godine. Poznato je više od 20 izotopa od kojih su najdugovječniji 210At i 211At. Prema nekim podacima, kada se 20983Bi bombardira jezgrama helija, nastaje izotop astatin-211; Za astat je objavljeno da je topiv u kovalentnim otapalima, može tvoriti At kao i drugi halogeni i vjerojatno će proizvesti ion AtO4. (Ovi podaci dobiveni su pomoću otopina koncentracije 1010 mol/l.)

Kemijska svojstva halogena

Fluor može biti samo oksidacijsko sredstvo, što je lako objasniti njegovim položajem u periodnom sustavu kemijskih elemenata D. I. Mendeljejeva. Jako je oksidacijsko sredstvo, oksidira čak i neke plemenite plinove:

2F 2 +Xe=XeF 4

Treba objasniti visoku kemijsku aktivnost fluora

Ali uništavanje molekule fluora zahtijeva mnogo manje energije nego što se oslobađa tijekom stvaranja novih veza.

Dakle, zbog malog polumjera atoma fluora, usamljeni elektronski parovi u molekuli fluora međusobno se sudaraju i slabe

Halogeni međusobno djeluju s gotovo svim jednostavnim tvarima.

1. Reakcija s metalima odvija se najsnažnije. Kada se zagrijava, fluor reagira sa svim metalima (uključujući zlato i platinu); na hladnom reagira s alkalijskim metalima, olovom, željezom. Kod bakra i nikla reakcija se ne događa na hladnoći, budući da se na površini metala stvara zaštitni sloj fluorida koji štiti metal od daljnje oksidacije.

Klor snažno reagira s alkalijskim metalima, a s bakrom, željezom i kositrom reakcija se događa zagrijavanjem. Slično se ponašaju i brom i jod.

Interakcija halogena s metalima je egzoterman proces i može se izraziti jednadžbom:

2M+nHaI 2 =2MHaI DH<0

Metalni halogenidi su tipične soli.

Halogeni u ovoj reakciji pokazuju snažna oksidacijska svojstva. U ovom slučaju, atomi metala odustaju od elektrona, a atomi halogena prihvaćaju, na primjer:

2. U normalnim uvjetima fluor reagira s vodikom u mraku uz eksploziju. Interakcija klora s vodikom događa se pri jakoj sunčevoj svjetlosti.

Brom i vodik međusobno djeluju samo pri zagrijavanju, a jod s vodikom reagira pri jakom zagrijavanju (do 350°C), ali je taj proces reverzibilan.

H2 + Cl2 = 2 HCl H2 + Br2 = 2 HBr

N 2 +I 2 « 350° 2HI

Halogen je oksidacijsko sredstvo u ovoj reakciji.

Istraživanja su pokazala da reakcija između vodika i klora na svjetlu ima sljedeći mehanizam.

Molekula Cl 2 apsorbira svjetlosni kvant hv i razlaže se na anorganske Cl radikale. . To služi kao početak reakcije (početno pobuđivanje reakcije). Zatim se nastavlja samo od sebe. Klor radikal Cl. reagira s molekulom vodika. U tom slučaju nastaju vodikov radikal H i ​​HCl. S druge strane, vodikov radikal H. reagira s molekulom Cl 2, stvarajući HCl i Cl. itd.

Sl 2 +hv=Sl. +Cl.

Cl. +H2 =HCl+H.

N. +Cl2 =HCl+Cl.

Prvotno uzbuđenje izazvalo je niz uzastopnih reakcija. Takve reakcije nazivaju se lančane reakcije. Rezultat je klorovodik.

3. Halogeni ne stupaju u izravnu interakciju s kisikom i dušikom.

4. Halogeni dobro reagiraju s drugim nemetalima, na primjer:

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

Halogeni (osim fluora) ne reagiraju s inertnim plinovima. Kemijska aktivnost broma i joda prema nemetalima je manje izražena od one fluora i klora.

U svim gore navedenim reakcijama halogeni pokazuju oksidacijska svojstva.

Međudjelovanje halogena sa složenim tvarima. 5. S vodom.

Fluor eksplozivno reagira s vodom stvarajući atomski kisik:

H20+F2=2HF+0

Preostali halogeni reagiraju s vodom prema sljedećoj shemi:

Gal 0 2 +H 2 O «NGal -1 +NGal +1 O

Ova reakcija je reakcija disproporcioniranja gdje je halogen i redukcijsko sredstvo i oksidacijsko sredstvo, na primjer:

Cl2 +H20«HCl+HClO

Cl2 +H20«H + +Cl - +HClO

Sl°+1e - ®Sl - Cl°-1e - ®Sl +

gdje je HCl jaka solna kiselina; HClO - slaba hipoklorična kiselina

6. Halogeni mogu ukloniti vodik iz drugih tvari, terpentin + C1 2 = HC1 + ugljik

Klor zamjenjuje vodik u zasićenim ugljikovodicima: CH 4 + Cl 2 = CH 3 Cl + HCl

i spaja nezasićene spojeve:

C2H4 + Cl2 = C2H4Cl2

7. Reaktivnost halogena opada u nizu F-Cl - Br - I. Dakle, prethodni element istiskuje sljedeći iz kiselina tipa NG (G - halogen) i njihovih soli. U ovom slučaju aktivnost se smanjuje: F 2 > Cl 2 > Br 2 > I 2

Primjena

Klor se koristi za dezinfekciju vode za piće, izbjeljivanje tkanina i papirne mase. U velikim količinama se troši za proizvodnju klorovodične kiseline, izbjeljivača itd. Fluor je našao široku primjenu u sintezi polimernih materijala - fluoroplasta, koji imaju visoku kemijsku otpornost, a također i kao oksidans za raketno gorivo. Neki spojevi fluora koriste se u medicini. Brom i jod su jaki oksidansi i koriste se u raznim sintezama i analizama tvari.

Za izradu lijekova koriste se velike količine broma i joda.

Vodikovi halogenidi

Spojevi halogena s vodikom HX, gdje je X bilo koji halogen, nazivaju se halogenidi. Zbog velike elektronegativnosti halogena, vezni elektronski par je pomaknut prema njima, stoga su molekule ovih spojeva polarne.

Halogenidi su bezbojni plinovi oštrog mirisa i lako su topljivi u vodi. Pri 0°C otopite 500 volumena HCl, 600 volumena HBr i 450 volumena HI u 1 volumenu vode. Vodikov fluorid se miješa s vodom u bilo kojem omjeru. Visoka topljivost ovih spojeva u vodi omogućuje dobivanje koncentriranog

Tablica 16. Stupnjevi disocijacije halogenovodičnih kiselina

otopine za kupanje. Kada se otope u vodi, vodikovi halogenidi disociraju poput kiselina. HF spada u slabo disocirane spojeve, što se objašnjava posebnom čvrstoćom veze u kuli. Preostale otopine halogenovodika klasificiraju se kao jake kiseline.

HF - fluorovodična kiselina HC1 - klorovodična kiselina HBr - bromovodična kiselina HI - jodovodična kiselina

Snaga kiselina u nizu HF - HCl - HBr - HI raste, što se objašnjava smanjenjem energije vezanja u istom smjeru i povećanjem međunuklearne udaljenosti. HI je najjača kiselina iz niza halogenovodičnih kiselina (vidi tablicu 16).

Polarizabilnost se povećava zbog činjenice da se voda polarizira

Veći spoj je onaj čija je dužina veća. I Soli halogenovodičnih kiselina imaju sljedeće nazive: fluoridi, kloridi, bromidi, jodidi.

Kemijska svojstva halogenovodičnih kiselina

U svom suhom obliku halogenovodici ne djeluju na većinu metala.

1. Vodene otopine halogenovodika imaju svojstva kiselina bez kisika. Snažno djeluju s mnogim metalima, njihovim oksidima i hidroksidima; ne utječu na metale koji su u elektrokemijskom naponskom nizu metala iza vodika. Interakcija s nekim solima i plinovima.

Fluorovodična kiselina uništava staklo i silikate:

SiO2 +4HF=SiF4 +2H2O

Stoga se ne može čuvati u staklenim posudama.

2. U redoks reakcijama halogenovodične kiseline ponašaju se kao redukcijski agensi, a redukcijska aktivnost u nizu Cl - , Br - , I - raste.

Priznanica

Vodikov fluorid nastaje djelovanjem koncentrirane sumporne kiseline na fluorit:

CaF2 +H2SO4 =CaSO4 +2HF

Klorovodik se proizvodi izravnom reakcijom vodika s klorom:

H2 + Cl2 = 2HCl

Ovo je sintetička metoda proizvodnje.

Sulfatna metoda temelji se na koncentriranoj reakciji

sumporna kiselina s NaCl.

Uz lagano zagrijavanje, reakcija se odvija uz stvaranje HCl i NaHSO 4.

NaCl+H2SO4 = NaHS04 +HCl

Na višoj temperaturi dolazi do druge faze reakcije:

NaCl+NaHSO4=Na2S04+HCl

Ali nemoguće je dobiti HBr i HI na sličan način, jer njihovi spojevi s metalima pri interakciji s koncentriranim

se oksidiraju sumpornom kiselinom, jer I - i Br - su jaki redukcijski agensi.

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

Bromovodik i jodovodik dobivaju se hidrolizom PBr 3 i PI 3: PBr 3 +3H 2 O=3HBr+H 3 PO 3 PI 3 +3H 2 O=3HI+H 3 PO 3

Halidi

Metalni halogenidi su tipične soli. Karakterizira ih ionski tip veze, pri čemu ioni metala imaju pozitivan naboj, a ioni halogena negativan naboj. Imaju kristalnu rešetku.

Reducirajuća sposobnost halogenida raste redoslijedom Cl -, Br -, I - (vidi §2.2).

Topljivost slabo topljivih soli opada u nizu AgCl - AgBr - AgI; nasuprot tome, AgF sol je visoko topljiva u vodi. Većina soli halogenovodičnih kiselina vrlo je topljiva u vodi.

Ovdje će čitatelj pronaći informacije o halogenima, kemijskim elementima periodnog sustava D. I. Mendeljejeva. Sadržaj članka omogućit će vam da se upoznate s njihovim kemijskim i fizikalnim svojstvima, pojavom u prirodi, načinima korištenja itd.

Opće informacije

Halogeni su svi elementi kemijske tablice D.I. Mendeljejeva, koji se nalaze u sedamnaestoj skupini. Prema strožem načinu razvrstavanja, sve su to elementi sedme skupine, glavne podskupine.

Halogeni su elementi koji mogu reagirati s gotovo svim tvarima jednostavnog tipa, s izuzetkom određene količine nemetala. Svi su oni energetski oksidanti, stoga su u prirodnim uvjetima u pravilu u miješanom obliku s drugim tvarima. Indikator kemijske aktivnosti halogena opada s povećanjem njihovog rednog broja.

Sljedeći elementi se smatraju halogenima: fluor, klor, brom, jod, astat i umjetno stvoreni tenezin.

Kao što je ranije spomenuto, svi halogeni su oksidansi s izraženim svojstvima i svi su nemetali. Vanjski ima sedam elektrona. Interakcija s metalima dovodi do stvaranja ionskih veza i soli. Gotovo svi halogeni, s izuzetkom fluora, mogu djelovati kao redukcijsko sredstvo, dostižući najviše oksidacijsko stanje od +7, ali to zahtijeva njihovu interakciju s elementima koji imaju viši stupanj elektronegativnosti.

Značajke etimologije

Godine 1841. švedski kemičar J. Berzelius predložio je uvođenje pojma halogeni, nazivajući ih tada poznatim F, Br, I. Međutim, prije uvođenja ovog pojma u odnosu na cijelu skupinu takvih elemenata, 1811. , njemački znanstvenik I. Schweigger upotrijebio je istu riječ za nazivanje klora, sam pojam preveden je s grčkog kao "sol".

Struktura atoma i oksidacijska stanja

Elektronska konfiguracija vanjske atomske ljuske halogena je sljedeća: astat - 6s 2 6p 5, jod - 5s 2 5p 5, brom 4s 2 4p 5, klor - 3s 2 3p 5, fluor 2s 2 2p 5.

Halogeni su elementi koji imaju sedam elektrona u svojoj vanjskoj ljusci, što im omogućuje da "lako" dobiju elektron koji nije dovoljan za kompletiranje ljuske. Obično se oksidacijski broj pojavljuje kao -1. Cl, Br, I i At reagiraju s elementima višeg stupnja i počinju pokazivati ​​pozitivno oksidacijsko stanje: +1, +3, +5, +7. Fluor ima konstantno oksidacijsko stanje -1.

Širenje

Zbog visokog stupnja reaktivnosti, halogeni se obično nalaze u obliku spojeva. Razina raspodjele u zemljinoj kori opada u skladu s povećanjem atomskog radijusa od F do I. Astat u zemljinoj kori se mjeri u gramima, a tenesin se stvara umjetno.

Halogeni se prirodno pojavljuju u halogenim spojevima, a jod također može biti u obliku kalijevog ili natrijevog jodata. Zbog svoje topljivosti u vodi prisutni su u oceanskim vodama i slanicama prirodnog podrijetla. F je teško topljivi član halogena i najčešće se nalazi u sedimentnim stijenama, a njegov glavni izvor je kalcijev fluorid.

Karakteristike fizičke kvalitete

Halogeni se međusobno mogu jako razlikovati, a imaju sljedeća fizikalna svojstva:

1. Fluor (F2) je svijetložuti plin, ima oštar i iritantan miris i nije stlačiv u normalnim temperaturnim uvjetima. Talište je -220 °C, a vrelište -188 °C.
2. Klor (Cl 2) je plin koji se na običnim temperaturama ne komprimira, čak ni pod pritiskom, ima zagušljiv, oštar miris i zeleno-žutu boju. Počinje se topiti na -101 °C, a ključati na -34 °C.
3. Brom (Br 2) je hlapljiva i teška tekućina smeđe-smeđe boje i oštrog, smrdljivog mirisa. Tali se na -7 °C, a vrije na 58 °C.
4. Jod (I 2) - ova čvrsta tvar ima tamno sivu boju, karakterizira je metalni sjaj i prilično oštar miris. Proces taljenja počinje kada dosegne 113,5 °C, a vrije na 184,885 °C.
5. Rijetki halogen je astat (At 2), koji je čvrsta tvar crno-plave boje s metalnim sjajem. Talište odgovara 244 °C, a vrenje počinje nakon dostizanja 309 °C.

Kemijska priroda halogena

Halogeni su elementi s vrlo visokom oksidacijskom aktivnošću, koja opada u smjeru od F prema At. Fluor, kao najaktivniji predstavnik halogena, može reagirati sa svim vrstama metala, ne isključujući niti jedan poznati. Većina predstavnika metala, kada su izloženi atmosferi fluora, podvrgavaju se spontanom sagorijevanju, oslobađajući toplinu u ogromnim količinama.

Bez izlaganja fluora toplini, on može reagirati s velikim brojem nemetala, kao što su H2, C, P, S, Si. Vrsta reakcija u ovom slučaju je egzotermna i može biti popraćena eksplozijom. Kada se zagrije, F prisiljava preostale halogene na oksidaciju, a kada je izložen zračenju, ovaj element je sposoban potpuno reagirati s teškim plinovima inertne prirode.

U interakciji sa složenim tvarima, fluor uzrokuje visokoenergetske reakcije, na primjer, oksidacijom vode može izazvati eksploziju.

Klor također može biti reaktivan, posebno u slobodnom stanju. Njegova je razina aktivnosti manja od one fluora, ali sposoban je reagirati s gotovo svim jednostavnim tvarima, ali dušik, kisik i plemeniti plinovi ne reagiraju s njim. U interakciji s vodikom, pri zagrijavanju ili pri dobrom svjetlu, klor stvara burnu reakciju praćenu eksplozijom.

Osim reakcija adicije i supstitucije, Cl može reagirati s velikim brojem složenih tvari. Sposoban je istisnuti Br i I kao rezultat zagrijavanja iz spojeva koje stvaraju s metalom ili vodikom, a također može reagirati s alkalnim tvarima.

Brom je manje kemijski aktivan od klora ili fluora, ali se ipak vrlo jasno pokazuje. To je zbog činjenice da se brom Br najčešće koristi kao tekućina, jer je u tom stanju početni stupanj koncentracije, pod drugim identičnim uvjetima, viši od stupnja Cl. Naširoko se koristi u kemiji, posebno organskoj. Može se otopiti u H 2 O i djelomično s njom reagirati.

Halogeni element jod tvori jednostavnu tvar I 2 i sposoban je reagirati s H 2 O, otapajući se u jodidima otopina, stvarajući tako složene anione. I se razlikuje od većine halogena po tome što ne reagira s većinom nemetala i sporo reagira s metalima te se mora zagrijavati. S vodikom reagira samo pri jakom zagrijavanju, a reakcija je endotermna.

Rijedak halogen astat (At) manje je reaktivan od joda, ali može reagirati s metalima. Kao rezultat disocijacije pojavljuju se anioni i kationi.

Područja upotrebe

Ljudi naširoko koriste halogene spojeve u raznim područjima djelovanja. Prirodni kriolit (Na 3 AlF 6) koristi se za proizvodnju Al. Brom i jod često se koriste kao jednostavne tvari u farmaceutskim i kemijskim tvrtkama. U proizvodnji autodijelova često se koriste halogeni. Prednja svjetla su jedan od takvih detalja. Vrlo je važno odabrati kvalitetan materijal za ovu komponentu automobila, jer prednja svjetla noću osvjetljavaju cestu i predstavljaju način detekcije vas i drugih vozača. Ksenon se smatra jednim od najboljih kompozitnih materijala za izradu prednjih svjetala. Halogen, međutim, nije mnogo lošiji u kvaliteti od ovog inertnog plina.

Dobar halogen je fluorid, aditiv koji se široko koristi u pastama za zube. Pomaže u prevenciji nastanka bolesti zuba – karijesa.

Halogeni element klor (Cl) nalazi svoju primjenu u proizvodnji HCl i često se koristi u sintezi organskih tvari kao što su plastika, guma, sintetička vlakna, boje i otapala, itd. Spojevi klora također se koriste kao izbjeljivači lana i pamuka materijal, papir i kao sredstvo za suzbijanje bakterija u vodi za piće.

Pažnja! Otrovno!

Zbog svoje vrlo visoke reaktivnosti halogeni se s pravom nazivaju otrovima. Sposobnost stupanja u reakcije najjasnije je izražena kod fluora. Halogeni imaju izražena asfiksirajuća svojstva i mogu oštetiti tkivo nakon interakcije.

Fluor u parama i aerosolima smatra se jednim od potencijalno najopasnijih oblika halogena, štetnih za okolna živa bića. To je zbog činjenice da se slabo percipira njuhom i osjeća se tek nakon postizanja velike koncentracije.

Sumirati

Kao što vidimo, halogeni su vrlo važan dio periodnog sustava; imaju mnoga svojstva, razlikuju se jedni od drugih u fizičkim i kemijskim svojstvima, atomskoj strukturi, oksidacijskom stanju i sposobnosti reagiranja s metalima i nemetalima. Koriste se u raznim industrijskim primjenama, od aditiva u proizvodima za osobnu njegu do sinteze organskih kemikalija ili izbjeljivača. Unatoč činjenici da je jedan od najboljih načina za održavanje i stvaranje svjetla u prednjem svjetlu automobila xenon, halogen je ipak praktički inferioran od njega i također se široko koristi i ima svoje prednosti.

Sada znate što je halogen. Scanword s bilo kakvim pitanjima o ovim tvarima više vam nije prepreka.

OPĆE KARAKTERISTIKE

Halogeni (od grčkih riječi halos - sol i genes - stvaranje) su elementi glavne podskupine VII skupine periodnog sustava: fluor, klor, brom, jod, astatin.

Stol. Elektronička struktura i neka svojstva atoma i molekula halogena

1) Opća elektronska konfiguracija vanjske energetske razine je nS2nP5.
2) Povećanjem atomskog broja elemenata povećavaju se radijusi atoma, smanjuje se elektronegativnost, slabe nemetalna svojstva (povećavaju se metalna svojstva); halogeni su jaki oksidansi, oksidacijska sposobnost elemenata opada s povećanjem atomske mase.
3) Molekule halogena sastoje se od dva atoma.
4) Povećanjem atomske mase boja postaje tamnija, povećavaju se tališta i vrelišta te gustoća.
5) Jakost halogenovodičnih kiselina raste s povećanjem atomske mase.
6) Halogeni mogu međusobno tvoriti spojeve (na primjer, BrCl)

FLUOR I NJEGOVI SPOJEVI

Fluor F2 - otkrio A. Moissan 1886. godine.

Fizička svojstva

Plin je svijetložute boje; t° taljenja = -219°C, t° vrenja = -183°C.

Priznanica

Elektroliza taline kalijevog hidrofluorida KHF2:

Kemijska svojstva

F2 je najjači oksidans od svih tvari:

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

Vodikov fluorid

Fizička svojstva

Bezbojni plin, visoko topljiv u vodi, t.t. = -83,5°C; t°kuhati. = 19,5°C;

Priznanica

CaF2 + H2SO4 (konc.)® CaSO4 + 2HF

Kemijska svojstva

1) Otopina HF u vodi - slaba kiselina (fluorovodična):

HF « H+ + F-

Soli fluorovodične kiseline – fluoridi

2) Fluorovodična kiselina otapa staklo:

SiO2 + 4HF® SiF4+ 2H2O

SiF4 + 2HF ® H2 heksafluorosilicijeva kiselina

KLOR I NJEGOVI SPOJEVI

Klor Cl2 - otkrio K. Scheele 1774. godine.

Fizička svojstva

Plin žuto-zelene boje, tt. = -101°C, t° vrenja. = -34°C.

Priznanica

Oksidacija Cl- iona jakim oksidansima ili električnom strujom:

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

elektroliza otopine NaCl (industrijska metoda):

2NaCl + 2H2O ® H2 + Cl2 + 2NaOH

Kemijska svojstva

Klor je jako oksidacijsko sredstvo.

1) Reakcije s metalima:

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

2) Reakcije s nemetalima:

H2 + Cl2 –hn® 2HCl
2P + 3Cl2 ® 2PClZ

3) Reakcija s vodom:

Cl2 + H2O « HCl + HClO

4) Reakcije s alkalijama:

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

5) Istiskuje brom i jod iz halogenovodičnih kiselina i njihovih soli.

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

Spojevi klora
Klorovodik

Fizička svojstva

Bezbojan plin oštrog mirisa, otrovan, teži od zraka, dobro topiv u vodi (1: 400).
t°pl. = -114°C, t° vrenja. = -85°C.

Priznanica

1) Sintetička metoda (industrijska):

H2 + Cl2® 2HCl

2) Hidrosulfatna metoda (laboratorija):

NaCl (krutina) + H2SO4 (konc.) ® NaHSO4 + HCl

Kemijska svojstva

1) Otopina HCl u vodi - klorovodična kiselina - jaka kiselina:

HCl « H+ + Cl-

2) Reagira s metalima u području napona do vodika:

2Al + 6HCl® 2AlCl3 + 3H2

3) s metalnim oksidima:

MgO + 2HCl ® MgCl2 + H2O

4) s bazama i amonijakom:

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

5) sa solima:

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

Stvaranje bijelog taloga srebrovog klorida, netopljivog u mineralnim kiselinama, koristi se kao kvalitativna reakcija za detekciju Cl- aniona u otopini.
Metalni kloridi su soli klorovodične kiseline, dobivaju se interakcijom metala s klorom ili reakcijama klorovodične kiseline s metalima, njihovim oksidima i hidroksidima; izmjenom s određenim solima

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

Većina klorida je topljiva u vodi (s izuzetkom srebrovih, olovnih i monovalentnih živinih klorida).

Hipoklorna kiselina HCl+1O
H–O–Cl

Fizička svojstva

Postoji samo u obliku razrijeđenih vodenih otopina.

Priznanica

Cl2 + H2O « HCl + HClO

Kemijska svojstva

HClO je slaba kiselina i jak oksidans:

1) Razgrađuje se, oslobađajući atomski kisik

HClO – na svjetlu® HCl + O

2) S lužinama daje soli – hipoklorite

HClO + KOH ® KClO + H2O

2HI + HClO ® I2¯ + HCl + H2O

Klorna kiselina HCl+3O2
H–O–Cl=O

Fizička svojstva

Postoji samo u vodenim otopinama.

Priznanica

Nastaje interakcijom vodikovog peroksida s klorovim oksidom (IV), koji se dobiva iz Bertoletove soli i oksalne kiseline u H2SO4:

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

Kemijska svojstva

HClO2 je slaba kiselina i jak oksidans; soli kloridne kiseline - kloriti:

HClO2 + KOH ® KClO2 + H2O

2) Nestabilan, razgrađuje se tijekom skladištenja

4HClO2 ® HCl + HClO3 + 2ClO2 + H2O

Hipoklorna kiselina HCl+5O3

Fizička svojstva

Stabilan samo u vodenim otopinama.

Priznanica

Ba (ClO3)2 + H2SO4 ® 2HClO3 + BaSO4¯

Kemijska svojstva

HClO3 - Jaka kiselina i jako oksidacijsko sredstvo; soli perklorne kiseline - klorati:

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

KClO3 - Bertoletova sol; dobiva se propuštanjem klora kroz zagrijanu (40°C) otopinu KOH:

3Cl2 + 6KOH ® 5KCl + KClO3 + 3H2O

Bertoletova sol se koristi kao oksidacijsko sredstvo; Zagrijavanjem se razgrađuje:

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

Perklorna kiselina HCl+7O4

Fizička svojstva

Bezbojna tekućina, vrelište. = 25°C, temperatura = -101°C.

Priznanica

KClO4 + H2SO4 ® KHSO4 + HClO4

Kemijska svojstva

HClO4 je vrlo jaka kiselina i vrlo jako oksidacijsko sredstvo; soli perklorne kiseline – perklorati.

HClO4 + KOH ® KClO4 + H2O

2) Zagrijavanjem se perklorna kiselina i njezine soli razgrađuju:

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

BROM I NJEGOVI SPOJEVI

Brom Br2 - otkrio J. Balard 1826. godine.

Fizička svojstva

Smeđa tekućina s teškim otrovnim parama; ima neugodan miris; r = 3,14 g/cm3; t°pl. = -8°C; t°kuhati. = 58°C.

Priznanica

Oksidacija Br iona jakim oksidansima:

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

Kemijska svojstva

U slobodnom stanju brom je jako oksidacijsko sredstvo; a njegova vodena otopina - "bromna voda" (sadrži 3,58% broma) obično se koristi kao slabo oksidacijsko sredstvo.

1) Reagira s metalima:

2Al + 3Br2 ® 2AlBr3

2) Reagira s nemetalima:

H2 + Br2 « 2HBr
2P + 5Br2 ® 2PBr5

3) Reagira s vodom i alkalijama:

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

4) Reagira s jakim redukcijskim sredstvima:

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

Bromovodik HBr

Fizička svojstva

Bezbojni plin, vrlo topiv u vodi; t°kuhati. = -67°C; t°pl. = -87°C.

Priznanica

2NaBr + H3PO4 –t°® Na2HPO4 + 2HBr

PBr3 + 3H2O® H3PO3 + 3HBr

Kemijska svojstva

Vodena otopina bromovodika je bromovodična kiselina, koja je čak jača od klorovodične kiseline. Podvrgava se istim reakcijama kao HCl:

1) Disocijacija:

HBr « H+ + Br -

2) S metalima u naponskom nizu do vodika:

Mg + 2HBr ® MgBr2 + H2

3) s metalnim oksidima:

CaO + 2HBr ® CaBr2 + H2O

4) s bazama i amonijakom:

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

5) sa solima:

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

Soli bromovodične kiseline nazivaju se bromidi. Posljednja reakcija - stvaranje žutog, u kiselini netopljivog taloga srebrovog bromida - služi za detekciju Br - aniona u otopini.

6) HBr je jako redukcijsko sredstvo:

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

Od kisikovih kiselina broma poznate su slaba bromirana kiselina HBr+1O i jaka bromirana kiselina HBr+5O3.
JOD I NJEGOVI SPOJEVI

Jod I2 - otkrio B. Courtois 1811. godine.

Fizička svojstva

Kristalna tvar tamnoljubičaste boje s metalnim sjajem.
r = 4,9 g/cm3; t°pl.= 114°C; vrelište = 185°C. Vrlo topiv u organskim otapalima (alkohol, CCl4).

Priznanica

Oksidacija I-iona jakim oksidansima:

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

Kemijska svojstva

1) s metalima:

2Al + 3I2 ® 2AlI3

2) s vodikom:

3) s jakim redukcijskim sredstvima:

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

4) s alkalijama:

3I2 + 6NaOH ® 5NaI + NaIO3 + 3H2O

Vodikov jodid

Fizička svojstva

Bezbojni plin oštrog mirisa, visoko topljiv u vodi, vrelište. = -35°C; t°pl. = -51°C.

Priznanica

I2 + H2S ® S + 2HI

2P + 3I2 + 6H2O® 2H3PO3 + 6HI

Kemijska svojstva

1) Otopina HI u vodi - jaka jodovodična kiselina:

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

Soli jodovodonične kiseline - jodidi (za ostale HI reakcije vidi svojstva HCl i HBr)

2) HI je vrlo jak redukcijski agens:

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

3) Identifikacija I- aniona u otopini:

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

Nastaje tamnožuti talog srebrnog jodida, netopljiv u kiselinama.

Kisikove kiseline joda

Vodična kiselina HI+5O3

Bezbojna kristalna tvar, talište = 110°C, vrlo topljiva u vodi.

Primi:

3I2 + 10HNO3 ® 6HIO3 + 10NO + 2H2O

HIO3 je jaka kiselina (soli - jodati) i jak oksidans.

Jodna kiselina H5I+7O6

Kristalna higroskopna tvar, vrlo topljiva u vodi, talište = 130°C.
Slabe kiseline (soli - periodati); jako oksidirajuće sredstvo.