Genel özellikleri

Halojenler, periyodik tablonun VII. grubunda yer alan beş ana metalik olmayan elementi içerir. Bu grup, flor F, klor Cl, brom Br, iyot I, astatin At gibi kimyasal elementleri içerir.

Halojenler isimlerini, çeviride tuz oluşturan veya "tuz oluşturan" anlamına gelen Yunanca kelimeden almıştır, çünkü prensipte halojen içeren bileşiklerin çoğuna tuz denir.

Halojenler, birkaç metal dışında hemen hemen tüm basit maddelerle reaksiyona girer. Oldukça enerjik oksitleyici maddelerdirler, çok güçlü ve keskin bir kokuya sahiptirler, suyla iyi etkileşime girerler ve ayrıca yüksek uçuculuğa ve yüksek elektronegatifliğe sahiptirler. Ancak doğada yalnızca bileşik halinde bulunabilirler.

Halojenlerin fiziksel özellikleri

1. Çok basit kimyasal maddeler halojenler gibi iki atomdan oluşur;
2. Normal koşullar altında halojenleri düşünürsek, flor ve klorun gaz halinde, bromun sıvı bir madde, iyot ve astatinin ise katı maddeler olduğunu bilmelisiniz.

3. Halojenler için erime noktası, kaynama noktası ve yoğunluk, artan atom kütlesiyle birlikte artar. Ayrıca aynı zamanda renkleri de değişir, koyulaşır.
4. Seri numarasının her artmasıyla kimyasal reaktivite ve elektronegatiflik azalır ve metalik olmayan özellikler zayıflar.
5. Halojenler birbirleriyle BrCl gibi bileşikler oluşturma özelliğine sahiptir.
6. Halojenler oda sıcaklığı maddenin üç halinde de olabilir.
7. Halojenlerin oldukça zehirli kimyasallar olduğunu da unutmamak gerekir.

Halojenlerin kimyasal özellikleri

Şu tarihte: Kimyasal reaksiyon metallerde halojenler oksitleyici ajan görevi görür. Örneğin flor alırsak, normal koşullar altında bile çoğu metalle reaksiyona girer. Ancak alüminyum ve çinko atmosferde bile tutuşuyor: +2-1: ZnF2.

Halojen üretimi

Endüstriyel ölçekte flor ve klor üretilirken elektroliz veya tuz çözeltileri kullanılır.

Aşağıdaki resme yakından bakarsanız, elektroliz ünitesi kullanılarak laboratuvarda nasıl klor üretilebileceğini göreceksiniz:

İlk resim erimiş sodyum klorür için bir tesisi, ikincisi ise bir sodyum klorür çözeltisi üretmeye yönelik bir tesisi göstermektedir.

Erimiş sodyum klorürün bu elektroliz işlemi, bu denklem biçiminde temsil edilebilir:

Böyle bir elektroliz yardımıyla klor üretiminin yanı sıra hidrojen ve sodyum hidroksit de oluşur:

Elbette hidrojen daha basit ve daha ucuz bir şekilde üretiliyor, bu durum sodyum hidroksit için söylenemez. Tıpkı klor gibi, hemen hemen her zaman yalnızca bir sofra tuzu çözeltisinin elektrolizi yoluyla elde edilir.

Yukarıdaki resme bakarsanız laboratuvarda klorun nasıl üretilebileceğini göreceksiniz. Ve hidroklorik asidin manganez oksitle reaksiyona sokulmasıyla elde edilir:

Endüstride brom ve iyot, bu maddelerin bromür ve iyodürlerden klor ile değiştirilmesiyle elde edilir.

Halojenlerin uygulanması

Flor veya bakır florür (CuF2) demek daha doğru olur, oldukça geniş uygulama. Seramik, emaye ve çeşitli sırların imalatında kullanılır. Her evde bulunan Teflon tava, buzdolapları ve klimalardaki soğutucu da flor sayesinde ortaya çıktı.

Teflon, ev ihtiyaçlarının yanı sıra implant üretiminde kullanıldığı gibi tıbbi amaçlarla da kullanılmaktadır. Optik ve diş macunlarındaki lenslerin üretiminde flor gereklidir.

Klor aynı zamanda hayatımızın her aşamasında tam anlamıyla bulunur. Klorun en yaygın ve yaygın kullanımı elbette tuz NaCl. Aynı zamanda detoksifiye edici bir madde olarak da görev yapar ve buzla mücadelede kullanılır.

Ayrıca plastik, sentetik kauçuk ve polivinil klorür üretiminde klor vazgeçilmezdir; bu sayede giyim, ayakkabı ve sektörümüzde ihtiyaç duyulan diğerlerini elde edebiliriz. Gündelik Yaşamşeyler. Ağartıcı, toz, boya ve diğer ev kimyasallarının üretiminde kullanılır.

Fotoğraf basarken genellikle ışığa duyarlı bir madde olarak broma ihtiyaç duyulur. Tıpta sakinleştirici olarak kullanılır. Brom ayrıca böcek ilacı ve böcek ilacı vb. üretiminde de kullanılır.

Her insanın ecza dolabında bulunan iyi bilinen iyot öncelikle antiseptik olarak kullanılır. İyot, antiseptik özelliklerinin yanı sıra ışık kaynaklarında da bulunur ve aynı zamanda kağıt yüzeyindeki parmak izlerinin tespitinde yardımcıdır.

Halojenlerin ve bileşiklerinin insan vücudu için rolü

Mağazada seçim yapmak diş macunu Muhtemelen her biriniz etiketinin florür bileşiklerinin içeriğini gösterdiğine dikkat ettiniz. Ve bu sebepsiz değildir, çünkü bu bileşen diş minesinin ve kemiklerin yapımında yer alır ve dişlerin çürüğe karşı direncini arttırır. Ayrıca metabolik süreçlerde önemli bir rol oynar, kemik iskeletinin yapımına katılır ve osteoporoz gibi tehlikeli bir hastalığın ortaya çıkmasını engeller.

Klor, su-tuz dengesinin korunmasında ve ozmotik basıncın korunmasında aktif rol aldığından insan vücudunda da önemli bir rol oynar. Klor metabolizmada rol oynar insan vücudu, doku oluşturmak ve aynı zamanda önemli olan - kurtulmak fazla ağırlık. Mide suyunda bulunan hidroklorik asit büyük önem Sindirim için vardır, çünkü onsuz yiyecekleri sindirme süreci imkansızdır.

Klor vücudumuz için gereklidir ve günlük olarak gerekli dozlarda sağlanması gerekir. Ancak vücuda alımı aşılırsa veya keskin bir şekilde azalırsa, bunu hemen şişlik, baş ağrısı ve diğer hoş olmayan semptomlar şeklinde hissedeceğiz, bu sadece metabolizmayı bozmakla kalmayıp aynı zamanda bağırsak hastalıklarına da neden olabilir.

İnsanlarda beyinde, böbreklerde, kanda ve karaciğerde az miktarda brom bulunur. Brom tıbbi amaçlar için kullanılır yatıştırıcı. Ancak doz aşımı durumunda depresif bir duruma yol açabilecek olumsuz sonuçlar ortaya çıkabilir. gergin sistem ve bazı durumlarda zihinsel bozukluklara. Ve vücutta brom eksikliği, uyarma ve engelleme süreçleri arasında dengesizliğe yol açar.

İyot olmadan bizim tiroid vücudumuza giren mikropları öldürebildiğinden kaçınılamaz. İnsan vücudunda iyot eksikliği varsa tiroid bezinde guatr adı verilen bir hastalık başlayabilir. Bu hastalık oldukça rahatsız edici semptomlara neden olur. Guatr hastası olan kişi kendini halsizlik, uyuşukluk, ateş, sinirlilik ve güç kaybı hisseder.

Bütün bunlardan, halojenler olmadan bir kişinin yalnızca günlük yaşamda gerekli olan birçok şeyi kaybetmekle kalmayıp, aynı zamanda onlar olmadan vücudumuzun normal şekilde çalışamayacağı sonucuna varabiliriz.

Elementlerin Kimyası

VIIA alt grubunun metal olmayanları

VIIA alt grubunun elemanları, yüksek özelliklere sahip tipik ametallerdir.

elektronegatiflik, bir grup adı var - “halojenler”.

Derste ele alınan ana konular

VIIA alt grubunun metal olmayanlarının genel özellikleri. Elektronik yapı, en önemli özellikler atomlar. En karakteristik çelik

Oksidasyon cezaları. Halojenlerin kimyasının özellikleri.

Basit maddeler.

Doğal bileşikler.

Halojen bileşikleri

Hidrohalik asitler ve bunların tuzları. Tuz ve hidroflorik asit

yuvalar, makbuz ve başvuru.

Halid kompleksleri.

Halojenlerin ikili oksijen bileşikleri. Kararsızlık yaklaşık.

Basit maddelerin ve yardımcı maddelerin redoks özellikleri

birlikler. Orantısızlık reaksiyonları. Latimer diyagramları.

VIIA alt grubunun elementlerinin kimyası

Genel özellikleri

VIIA grubu p elementlerinden oluşur: flor F, klor

Cl, brom Br, iyot I ve astatin At.

Değerlik elektronlarının genel formülü ns 2 np 5'tir.

Grup VIIA'nın tüm elemanları tipik metal olmayanlardır.

kararlı bir sekiz elektronlu kabuk oluşturmak için

kutular, bu yüzden var yönünde güçlü bir eğilim var

bir elektronun eklenmesi.

Tüm elemanlar kolayca basit tek şarj oluşturur

anyonlar G – .

Basit anyonlar formunda, grup VIIA'nın elemanları doğal suda ve doğal tuz kristallerinde bulunur, örneğin halit NaCl, silvit KCl, florit

CaF2.

Elementlerin genel grup adı VIIA-

"halojenler" grubu, yani "tuzları doğuran", metallerle olan bileşiklerinin çoğunun önceden oluşmuş olmasından kaynaklanmaktadır.

tipik bir tuzdur (CaF2, NaCl, MgBr2, KI),

doğrudan etkileşim yoluyla elde edilebilecek

metalin halojenle etkileşimi. Serbest halojenler doğal tuzlardan elde edilir, dolayısıyla "halojenler" adı aynı zamanda "tuzlardan doğan" olarak da çevrilir.

Minimum oksidasyon durumu (–1) en kararlı olanıdır

tüm halojenler için.

Grup VIIA elementlerinin atomlarının bazı özellikleri aşağıda verilmiştir.

Grup VIIA'nın elementlerinin atomlarının en önemli özellikleri

Halojenlerin elektron ilgisi yüksektir (maksimum

Cl) ve çok yüksek iyonlaşma enerjisi (maksimum F'de) ve maksimum

Her periyotta olası elektronegatiflik. Flor en çok

tüm kimyasal elementlerin elektronegatifi.

Halojen atomlarında eşlenmemiş bir elektronun varlığı,

basit maddelerdeki atomların iki atomlu moleküller halinde birleşmesini temsil eder Г2.

Basit maddeler için halojenler en karakteristik oksitleyici maddelerdir.

F2'de en güçlü olan ve I2'ye geçerken zayıflayan özellikler.

Halojenler, tüm metalik olmayan elementlerin en büyük reaktivitesi ile karakterize edilir. Halojenler arasında bile flor öne çıkıyor

son derece yüksek aktiviteye sahiptir.

İkinci periyodun elementi olan flor, diğerlerinden en güçlü şekilde farklıdır.

alt grubun diğer elemanları. Bu, tüm metal olmayanlar için genel bir modeldir.

Flor, en elektronegatif element olarak seks göstermiyor

yerleşik oksidasyon durumları. Ki ile de dahil olmak üzere herhangi bir bağlantıda

oksijen, flor oksidasyon durumundadır (-1).

Diğer tüm halojenler pozitif oksidasyon dereceleri sergiler

leniya maksimum +7'ye kadar.

Halojenlerin en karakteristik oksidasyon durumları:

F: -1, 0;

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

Cl, oksidasyon durumlarında bulunduğu bilinen oksitlere sahiptir: +4 ve +6.

En önemli bağlantılar halojenler, pozitif hallerde

Oksidasyonun cezaları oksijen içeren asitler ve bunların tuzlarıdır.

Pozitif oksidasyon durumlarındaki tüm halojen bileşikleri

güçlü oksitleyici ajanlardır.

Korkunç derecede oksidasyon. Orantısızlık alkali bir ortam tarafından desteklenir.

Basit maddelerin ve oksijen bileşiklerinin pratik uygulaması

Halojenlerin azaltılması esas olarak oksitleyici etkilerinden kaynaklanmaktadır.

En geniş pratik kullanım Cl2 basit maddelerini bulun

ve F2. En büyük miktarda klor ve flor endüstriyel olarak tüketilmektedir.

organik sentez: plastiklerin, soğutucuların, solventlerin üretiminde,

pestisitler, ilaçlar. Metallerin elde edilmesi ve rafine edilmesi için önemli miktarlarda klor ve iyot kullanılır. Klor da kullanılıyor

Selülozun ağartılması için, dezenfeksiyon için içme suyu ve üretimde

çamaşır suyu ve hidroklorik asit suyu. Patlayıcı üretiminde oksoasitlerin tuzları kullanılır.

Asitler (hidroklorik ve erimiş asitler) pratikte yaygın olarak kullanılmaktadır.

Flor ve klor en yaygın yirmi element arasındadır

doğada önemli ölçüde daha az brom ve iyot vardır. Tüm halojenler doğada oksidasyon durumlarında bulunurlar.(-1).

Sadece iyot KIO3 tuzu formunda bulunur.

Şili güherçilesinde (KNO3) safsızlık olarak bulunur.

Astatin yapay olarak üretilen radyoaktif bir elementtir (doğada mevcut değildir). At'ın istikrarsızlığı Yunancadan gelen ismine de yansıyor. "astatos" - "kararsız". Astatin, kanser tümörlerinin radyoterapisi için uygun bir yayıcıdır.

Basit maddeler

Basit halojen maddeleri diatomik moleküller G2 tarafından oluşturulur.

Basit maddelerde elektron sayısının artmasıyla F2'den I2'ye geçiş sırasında

taht katmanları ve atomların kutuplanabilirliği arttıkça bir artış olur

Moleküller arası etkileşim, agregatın ortak yapısında değişikliğe yol açar.

standart koşullar altında ayakta. Flor (normal koşullar altında) – sarı gaz

, –181o C'de dönüşür

sıvı hal.

Klor –34o C'de sıvıya dönüşen sarı-yeşil bir gazdır. Ha- rengindedir.

Cl ismi onunla ilişkilidir, Yunanca “kloros” - “sarı-” kelimesinden gelir.

yeşil". F2'ye kıyasla Cl2'nin kaynama noktasında keskin bir artış,

Moleküller arası etkileşimin arttığını gösterir.

Brom koyu kırmızı, çok uçucu bir sıvıdır, 58,8o C'de kaynar. öğenin başlığı keskin bir karakterle ilişkilendirilir hoş olmayan koku

gazdan oluşur ve

"bromos" - "kokulu".

İyot – soluk “metalik” bir renge sahip koyu mor kristaller

sıvı oluşur. Sıcaklık

İyotun kaynama noktası 183 °C'dir. Adını iyot buharının renginden alır -

"iyodos" - "mor".

Tüm basit maddeler keskin bir kokuya sahiptir ve zehirlidir.

Buharlarının solunması, mukoza zarlarının ve solunum organlarının tahriş olmasına ve yüksek konsantrasyonlarda boğulmaya neden olur. Birinci Dünya Savaşı sırasında klor zehirli bir madde olarak kullanıldı.

Flor gazı ve sıvı brom cilt yanıklarına neden olur. ha- ile çalışmak

Halojenlerin basit maddeleri polar olmayan moleküller tarafından oluşturulduğundan

soğurlar, polar olmayan organik çözücülerde iyi çözünürler:

alkol, benzen, karbon tetraklorür vb. Klor, brom ve iyot suda az çözünür; bunların sulu çözeltilerine klor, brom ve iyot suyu denir. Br2 diğerlerinden daha iyi çözünür, sat.'deki brom konsantrasyonu.

Çözelti 0,2 mol/l'ye ve klor - 0,1 mol/l'ye ulaşır.

Florür suyu ayrıştırır:

2F2 + 2H2 Ö = O2 + 4HF

Halojenler yüksek oksidatif aktivite ve geçiş sergiler

halojenür anyonlarına dönüşür.

Г2 + 2e–  2Г–

Flor özellikle yüksek oksidatif aktiviteye sahiptir. Flor soy metalleri (Au, Pt) oksitler.

Pt + 3F2 = PtF6

Hatta bazı inert gazlarla (kripton,

örneğin ksenon ve radon),

Xe + 2F2 = XeF4

Birçok çok kararlı bileşik F2 atmosferinde yanar;

su, kuvars (SiO2).

SiO2 + 2F2 = SiF4 + O2

Flor ile reaksiyonlarda nitrojen ve kükürt gibi güçlü oksitleyici maddeler bile

Nik asit, indirgeyici ajanlar olarak görev yaparken, flor ise girdiyi oksitler.

Bileşiminde O(–2) bulunur.

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

F2'nin yüksek reaktivitesi, bağlantı seçiminde zorluklar yaratır.

onunla çalışmak için yapısal malzemeler. Genellikle bu amaçlar için kullanırız

Oksitlendiğinde yüzeylerinde yoğun koruyucu florür filmleri oluşturan nikel ve bakır vardır. F ismi agresif eyleminden kaynaklanmaktadır.

Ben yerim, Yunancadan geliyor. “floros” – “yıkıcı”.

F2, Cl2, Br2, I2 serisinde oksitlenme yeteneğinin artması nedeniyle zayıflar

Atomların boyutunun artması ve elektronegatifliğin azalması.

Sulu çözeltilerde maddenin yükseltgenme ve indirgeme özellikleri

Maddeler genellikle elektrot potansiyelleri kullanılarak karakterize edilir. Tablo indirgeme yarı reaksiyonları için standart elektrot potansiyellerini (Eo, V) göstermektedir

halojen oluşumu. Karşılaştırma için, ki- için Eo değeri

Karbon en yaygın oksitleyici ajandır.

Basit halojen maddeler için standart elektrot potansiyelleri

Azalan oksidatif aktivite

Tablodan da anlaşılacağı üzere; F2 çok daha güçlü bir oksitleyici ajandır,

O2'den daha fazladır, bu nedenle sulu çözeltilerde F2 mevcut değildir suyu oksitler,

F–'ye geri dönüyor. E® değerine bakılırsa Cl2'nin oksitleme yeteneği

O2'den de yüksektir. Nitekim klorlu suyun uzun süreli depolanması sırasında oksijen salınımı ve HCl oluşumu ile ayrışır. Ancak reaksiyon yavaştır (Cl2 molekülü, F2 molekülünden belirgin şekilde daha güçlüdür ve

Klor ile reaksiyonlar için aktivasyon enerjisi daha yüksektir), uyumsuzluk

porsiyonlama:

Cl2 + H2 O HCl + HOCl

Suda sonuna ulaşmaz (K = 3,9. 10–4), dolayısıyla sulu çözeltilerde Cl2 bulunur. Br2 ve I2, suda daha da fazla stabilite ile karakterize edilir.

Orantısızlık çok karakteristik bir oksidasyondur.

Halojenler için indirgeme reaksiyonu. Amplifikasyonun orantısızlığı

Alkali bir ortamda dökülür.

Alkalilerde Cl2'nin orantısızlığı anyon oluşumuna yol açar

Cl– ve ClO–. Orantısızlık sabiti 7,5'tir. 1015.

Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H2O

İyot alkalide orantısız olduğunda I– ve IO3– oluşur. Ana...

Mantıksal olarak Br2, iyodu orantısız hale getirir. Ürün değişikliği orantısız

Bunun nedeni Br ve I'deki GO- ve GO2- anyonlarının kararsız olmasıdır.

Klor orantısızlaştırma reaksiyonu endüstriyel olarak kullanılır.

güçlü ve hızlı etkili bir hipoklorit oksitleyici elde etme yeteneği,

ağartma kireci, bertholet tuzu.

3Cl2 + 6 KOH = 5KCl + KClO3 + 3H2 O

Halojenlerin metallerle etkileşimi

Halojenler birçok metalle güçlü bir şekilde reaksiyona girer, örneğin:

Mg + Cl2 = MgCl2 Ti + 2I2  TiI4

Metalin düşük oksidasyon durumuna (+1, +2) sahip olduğu Na + halojenürler,

- Bunlar ağırlıklı olarak iyonik bağlara sahip tuz benzeri bileşiklerdir. Nasıl

lo, iyonik halojenürler yüksek erime noktasına sahip katılardır

Metalin bulunduğu metal halojenürler yüksek derece oksidasyon

Çoğunlukla kovalent bağlara sahip bileşiklerdir.

Birçoğu normal koşullar altında gazlar, sıvılar veya eriyebilen katılardır. Örneğin WF6 bir gazdır, MoF6 bir sıvıdır,

TiCl4 sıvıdır.

Halojenlerin metal olmayanlarla etkileşimi

Halojenler birçok metal olmayan maddeyle doğrudan etkileşime girer:

hidrojen, fosfor, kükürt vb. Örneğin:

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

Ametal halojenürlerdeki bağlanma ağırlıklı olarak kovalenttir.

Tipik olarak bu bileşikler düşük erime ve kaynama noktalarına sahiptir.

Flordan iyodine geçerken halojenürlerin kovalent yapısı artar.

Tipik ametallerin kovalent halojenürleri asidik bileşiklerdir; Su ile etkileşime girdiklerinde hidrolize olup asitler oluştururlar. Örneğin:

PBr3 + 3H2 O = 3HBr + H3PO3

PI3 + 3H2 O = 3HI + H3PO3

PCl5 + 4H2 O = 5HCl + H3 POinterga-

yol açar. Bu bileşiklerde daha hafif ve elektronegatif olan halojen (-1) oksidasyon durumunda, daha ağır olan ise pozitif durumdadır.

Oksidasyon cezaları.

Halojenlerin ısıtıldığında doğrudan etkileşimi nedeniyle aşağıdakiler elde edilir: ClF, BrF, BrCl, ICl. Daha karmaşık interhalojenürler de vardır:

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

Normal koşullar altında tüm interhalojenürler - sıvı maddeler düşük kaynama noktalarına sahip. İnterhalojenürler yüksek oksidatif aktiviteye sahiptir

aktivite. Örneğin SiO2, Al2 O3, MgO vb. gibi kimyasal olarak kararlı maddeler ClF3 buharlarında yanar.

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

Florür ClF 3 hızlı etki gösteren agresif bir florlama reaktifidir

avlu F2. Organik sentezlerde ve flor ile çalışan nikel ekipmanlarının yüzeyinde koruyucu filmler elde etmek için kullanılır.

Suda interhalojenürler hidrolize olup asitleri oluşturur. Örneğin,

ClF5 + 3H2 O = HClO3 + 5HF

Doğada halojenler. Basit maddelerin elde edilmesi

Endüstride halojenler doğal bileşiklerinden elde edilir. Tüm

Serbest halojenlerin elde edilmesine yönelik işlemler halojenin oksidasyonuna dayanmaktadır.

Nid iyonları.

2Г –  Г2 + 2e–

Doğal sularda önemli miktarda halojen anyonlar halinde bulunur: Cl–, F–, Br–, I–. İÇİNDE deniz suyu%2,5'a kadar NaCl içerebilir.

Brom ve iyot sudan elde edilir petrol kuyuları ve deniz suyu.

Halojenlerin fiziksel özellikleri

Normal koşullar altında F2 ve C12 gaz, Br2 sıvı, I2 ve At2 ise katıdır. Katı halde halojenler moleküler kristaller oluşturur. Sıvı halojen dielektrikler. Flor dışındaki tüm halojenler suda çözünür; İyot, klor ve bromdan daha az çözünür, ancak alkolde oldukça çözünür.

Halojenlerin kimyasal özellikleri

Tüm halojenler, flordan astatine geçerken azalan yüksek oksitleyici aktivite sergiler. Flor, halojenlerin en aktif olanıdır, istisnasız tüm metallerle reaksiyona girer, birçoğu flor atmosferinde kendiliğinden tutuşarak büyük miktarda ısı açığa çıkarır, örneğin:

2Al + 3F2 = 2AlF3 + 2989 kJ,

2Fe + 3F2 = 2FeF3 + 1974 kJ.

Flor, ısıtılmadan birçok metal olmayan maddeyle (H2, S, C, Si, P) reaksiyona girer - tüm reaksiyonlar oldukça ekzotermiktir, örneğin:

H2 + F2 = 2HF + 547 kJ,

Si + 2F2 = SiF4(g) + 1615 kJ.

Flor ısıtıldığında diğer tüm halojenleri şemaya göre oksitler

Hal2 + F2 = 2Half

Hal = Cl, Br, I, At ve HalF bileşiklerinde klor, brom, iyot ve astatinin oksidasyon durumları +1'dir.

Son olarak, ışınlandığında flor, inert (asil) gazlarla bile reaksiyona girer:

Xe + F2 = XeF2 + 152 kJ.

Florun karmaşık maddelerle etkileşimi de çok kuvvetli bir şekilde gerçekleşir. Yani suyu oksitler ve reaksiyon patlayıcıdır:

3F2 + 3Н2О = OF2 + 4HF + Н2О2.

Serbest klor da çok reaktiftir, ancak aktivitesi florunkinden daha azdır. Oksijen, nitrojen ve soy gazlar dışındaki tüm basit maddelerle doğrudan reaksiyona girer. Karşılaştırma için, klorun flor ile aynı basit maddelerle reaksiyonlarına ilişkin denklemleri sunuyoruz:

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

2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3(cr) + 804 kJ,

Si + 2Cl2 = SiCl4(L) + 662 kJ,

H2 + Cl2 = 2HCl(g)+185kJ.

Özellikle ilgi çekici olan hidrojen ile reaksiyondur. Böylece, oda sıcaklığında, aydınlatma olmadan, klor pratik olarak hidrojenle reaksiyona girmez, oysa ısıtıldığında veya aydınlatıldığında (örneğin doğrudan Güneş ışığı) bu reaksiyon aşağıdaki zincir mekanizmasına göre patlayıcı bir şekilde ilerler:

Cl2 + hν → 2Cl,

Cl + H2 → HC1 + H,

H + Cl2 → HCl + Cl,

Cl + H2 → HC1 + H, vb.

Bu reaksiyonun uyarılması, Cl2 moleküllerinin atomlara ayrışmasına neden olan fotonların (hν) etkisi altında meydana gelir - bu durumda, her birinde bir parçacığın ortaya çıktığı ve bir sonrakinin başlangıcını başlatan bir dizi ardışık reaksiyon meydana gelir. sahne.

H2 ve Cl2 arasındaki reaksiyon, fotokimyasal zincir reaksiyonlarının incelenmesinin ilk amaçlarından biri olarak hizmet etti. Zincir reaksiyonlarla ilgili fikirlerin geliştirilmesine en büyük katkı Rus bilim adamı ödüllü tarafından yapıldı. Nobel Ödülü(1956) N. N. Semenov.

Klor birçok karmaşık maddeyle reaksiyona girer, örneğin hidrokarbonlarla ikame ve ekleme:

CH3-CH3 + Cl2 → CH3-CH2Cl + HC1,

CH2=CH2 + Cl2 → CH2Cl - CH2Cl.

Klor, ısıtıldığında brom veya iyodu bileşiklerinden hidrojen veya metallerle değiştirebilir:

Cl2 + 2HBr = 2HCl + Br2,

Cl2 + 2HI = 2HCl + I2,

Cl2 + 2KBr = 2KCl + Br2,

ve ayrıca suyla tersinir şekilde reaksiyona girer:

Cl2 + H2O = HCl + HClO - 25 kJ.

Yukarıda gösterildiği gibi suda çözünen ve onunla kısmen reaksiyona giren klor, klorlu su adı verilen maddelerin denge bir karışımını oluşturur.

Klor alkalilerle aynı şekilde reaksiyona girebilir (orantısız):

Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H2O (soğukta),

3Cl2 + 6KOH = 5KCl + KClO3 + 3H2O (ısıtıldığında).

Bromun kimyasal aktivitesi flor ve klordan daha azdır, ancak bromun genellikle sıvı halde kullanılması nedeniyle hala oldukça yüksektir ve bu nedenle başlangıç ​​​​konsantrasyonları, diğer şeyler eşit olmak üzere, klorunkinden daha yüksektir.

Örnek olarak bromun silikon ve hidrojen ile reaksiyonunu veriyoruz:

Si + 2Br2 = SiBr4(l) + 433 kJ,

H2 + Br2 = 2HBr(g) + 73 kJ.

İyot kimyasal aktivite açısından diğer halojenlerden önemli ölçüde farklıdır. Çoğu metal olmayan maddeyle reaksiyona girmez ve metallerle yalnızca ısıtıldığında yavaş reaksiyona girer. İyotun hidrojenle etkileşimi yalnızca güçlü ısıtmayla meydana gelir; reaksiyon endotermiktir ve oldukça geri dönüşümlüdür:

H2 + I2 = 2HI - 53 kJ.

Astatin iyottan bile daha az reaktiftir. Ancak aynı zamanda metallerle (örneğin lityum) da reaksiyona girer:

2Li + At2 = 2LiAt - lityum astatid.

Böylece halojenlerin reaktivitesi flordan astatine doğru sırayla azalır. F - At serisindeki her halojen, hidrojen veya metallerle olan bileşiklerinden bir sonrakinin yerini alabilir.

Çinko - periyodik tablonun dördüncü periyodu olan ikinci grubun ikincil alt grubunun atom numarası 30 olan bir elementi. Çinko, mavimsi beyaz renkte kırılgan bir geçiş metalidir (havada kararır, ince tabakaçinko oksit).

Doğada. Çinko doğada doğal bir metal olarak oluşmaz. 27 çinko mineralinden çinko blende ZnS ve çinko spar ZnCO3 pratik olarak önemlidir.

Fiş. Çinko, sülfit formunda Zn içeren polimetalik cevherlerden çıkarılır. Cevherler zenginleştirilerek çinko konsantreleri ve aynı zamanda kurşun ve bakır konsantreleri üretilir. Çinko konsantreleri fırınlarda ateşlenerek çinko sülfürü ZnO okside dönüştürür:

2ZnS + 3O2 = 2ZnO = 2SO2

Saf çinko, ZnO oksitten iki şekilde elde edilir. Uzun süredir var olan pirometalurjik yönteme göre kalsine edilmiş konsantre, granülerlik ve gaz geçirgenliği kazandırmak için sinterlenir ve ardından 1200-1300 °C'de kömür veya kok ile indirgenir: ZnO + C = Zn + CO.

Çinko elde etmenin ana yöntemi elektrolitiktir (hidrometalurjik). Kavrulmuş konsantreler sülfürik asitle işlenir; elde edilen sülfat çözeltisi yabancı maddelerden arındırılır (çinko tozu ile çökeltilerek) ve içi kurşun veya vinil plastikle sıkı bir şekilde kaplanmış banyolarda elektrolize tabi tutulur. Çinko alüminyum katotlarda biriktirilir.

Fiziki ozellikleri . Saf haliyle sünek, gümüşi beyaz bir metaldir. Oda sıcaklığında kırılgandır, 100-150 °C'de ise çinko yumuşaktır. Erime noktası = 419,6 °C, kaynama noktası = 906,2 °C.

Kimyasal özellikler. Amfoterik bileşikler oluşturan tipik bir metal örneği. Çinko bileşikleri ZnO ve Zn(OH)2 amfoteriktir. Standart elektrot potansiyeli -0,76 V'tur, standart potansiyeller serisinde demire kadar yerleştirilir.

Havada çinko, ince bir ZnO oksit filmi ile kaplanır. Güçlü bir şekilde ısıtıldığında yanar ve amfoterik beyaz oksit ZnO'yu ​​oluşturur:

Çinko oksit her ikisiyle de asit çözeltileriyle reaksiyona girer:

ve alkalilerle:

Sıradan saflıktaki çinko, asit çözeltileriyle aktif olarak reaksiyona girer:

ve alkali çözeltiler:

Hidroksinatlar oluşturur. Çok saf çinko, asit ve alkali çözeltileriyle reaksiyona girmez. Etkileşim birkaç damla bakır sülfat çözeltisi CuSO4 eklendiğinde başlar.

Çinko ısıtıldığında halojenlerle reaksiyona girerek ZnHal2 halojenürlerini oluşturur. Fosfor ile çinko, Zn3P2 ve ZnP2 fosfitlerini oluşturur. Kükürt ve analogları - selenyum ve tellür - çeşitli kalkojenitler, ZnS, ZnSe, ZnSe2 ve ZnTe ile.

Çinko, hidrojen, nitrojen, karbon, silikon ve bor ile doğrudan reaksiyona girmez. Zn3N2 nitrür, çinkonun amonyakla 550-600 °C'de reaksiyona sokulmasıyla elde edilir.

Sulu çözeltilerde çinko iyonları Zn2+, 2+ ve 2+ su komplekslerini oluşturur.

GENEL ÖZELLİKLERİ

Halojenler (Yunan halelerinden - tuz ve genlerden - oluşturan) periyodik tablonun VII. grubunun ana alt grubunun elemanlarıdır: flor, klor, brom, iyot, astatin.

Masa. Halojen atom ve moleküllerinin elektronik yapısı ve bazı özellikleri

1) Dış enerji seviyesinin genel elektronik konfigürasyonu nS2nP5'tir.
2) Elementlerin atom sayısı arttıkça atomların yarıçapları artar, elektronegatiflik azalır, metalik olmayan özellikler zayıflar (metalik özellikler artar); halojenler güçlü oksitleyici maddelerdir; elementlerin oksitleme yeteneği artan atom kütlesiyle azalır.
3) Halojen molekülleri iki atomdan oluşur.
4) Atom kütlesinin artmasıyla renk koyulaşır, erime ve kaynama noktaları ile yoğunluk artar.
5) Hidrohalik asitlerin mukavemeti atom kütlesinin artmasıyla artar.
6) Halojenler birbirleriyle bileşik oluşturabilirler (örneğin BrCl)

FLOR VE BİLEŞİKLERİ

Flor F2 - 1886'da A. Moissan tarafından keşfedildi.

Fiziki ozellikleri

Gazın rengi açık sarıdır; t°erime= -219°C, t°kaynama= -183°C.

Fiş

Potasyum hidroflorürün elektrolizi KHF2 eriyiğini:

Kimyasal özellikler

F2, tüm maddeler arasında en güçlü oksitleyici ajandır:

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

Hidrojen florid

Fiziki ozellikleri

Renksiz gaz, suda oldukça çözünür, mp. = - 83,5°C; kaynatın. = 19,5°C;

Fiş

CaF2 + H2SO4(kons.) ® CaSO4 + 2HF

Kimyasal özellikler

1) Suda bir HF çözeltisi - zayıf asit (hidroflorik):

HF « H+ + F-

Hidroflorik asit tuzları - florürler

2) Hidroflorik asit camı çözer:

SiO2 + 4HF ® SiF4+ 2H2O

SiF4 + 2HF® H2 heksaflorosilikik asit

KLOR VE BİLEŞİKLERİ

Klor Cl2 - 1774'te K. Scheele tarafından keşfedildi.

Fiziki ozellikleri

Gaz sarı-yeşil rengi, mp. = -101°C, t°kaynama. = -34°C.

Fiş

Cl- iyonlarının güçlü oksitleyici maddelerle veya elektrik akımıyla oksidasyonu:

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

NaCl çözeltisinin elektrolizi (endüstriyel yöntem):

2NaCl + 2H2O® H2 + Cl2 + 2NaOH

Kimyasal özellikler

Klor güçlü bir oksitleyici maddedir.

1) Metallerle reaksiyonlar:

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

2) Metal olmayanlarla reaksiyonlar:

H2 + Cl2 –hn® 2HCl
2P + 3Cl2® 2PClЗ

3) Su ile reaksiyon:

Cl2 + H2O « HCl + HClO

4) Alkalilerle reaksiyonlar:

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

5) Hidrohalik asitlerden ve bunların tuzlarından brom ve iyotu uzaklaştırır.

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

Klor bileşikleri
Hidrojen klorür

Fiziki ozellikleri

Keskin kokulu, zehirli, havadan ağır, suda oldukça çözünür (1:400) renksiz bir gaz.
t°pl. = -114°C, t°kaynama. = -85°C.

Fiş

1) Sentetik yöntem (endüstriyel):

H2 + Cl2® 2HCl

2) Hidrosülfat yöntemi (laboratuvar):

NaCl(katı) + H2SO4(kons.) ® NaHSO4 + HCl

Kimyasal özellikler

1) Su - hidroklorik asit - kuvvetli asit içindeki bir HCl çözeltisi:

HCl « H+ + Cl-

2) Hidrojene kadar olan voltaj aralığında metallerle reaksiyona girer:

2Al + 6HCl® 2AlCl3 + 3H2

3) metal oksitlerle:

MgO + 2HCl® MgCl2 + H2O

4) bazlar ve amonyakla:

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

5) tuzlarla:

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

Mineral asitlerde çözünmeyen beyaz bir gümüş klorür çökeltisinin oluşumu, çözeltideki Klanyonların tespiti için kalitatif bir reaksiyon olarak kullanılır.
Metal klorürler hidroklorik asit tuzlarıdır, metallerin klor ile etkileşimi veya hidroklorik asidin metaller, oksitleri ve hidroksitleri ile reaksiyonları ile elde edilirler; belirli tuzlarla değiştirerek

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

Çoğu klorür suda çözünür (gümüş, kurşun ve tek değerlikli cıva klorürler hariç).

Hipokloröz asit HCl+1O
H–O–Cl

Fiziki ozellikleri

Sadece seyreltik sulu çözeltiler halinde bulunur.

Fiş

Cl2 + H2O « HCl + HClO

Kimyasal özellikler

HClO zayıf bir asit ve güçlü bir oksitleyici maddedir:

1) Atomik oksijeni açığa çıkararak ayrışır

HClO – ışıkta® HCl + O

2) Alkalilerle tuz verir - hipoklorit

HClO + KOH ® KClO + H2O

2HI + HClO® I2¯ + HCl + H2O

Klorlu asit HCl+3O2
H–O–Cl=O

Fiziki ozellikleri

Yalnızca sulu çözeltilerde bulunur.

Fiş

Hidrojen peroksitin, H2SO4 içindeki Berthollet tuzu ve oksalik asitten elde edilen klor oksit (IV) ile etkileşimi sonucu oluşur:

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

Kimyasal özellikler

HClO2 zayıf bir asit ve güçlü bir oksitleyici maddedir; klorlu asit tuzları - kloritler:

HClO2 + KOH ® KClO2 + H2O

2) Kararsız, depolama sırasında ayrışır

4HClO2® HCl + HClO3 + 2ClO2 + H2O

Hipokloröz asit HCl+5O3

Fiziki ozellikleri

Yalnızca sulu çözeltilerde stabildir.

Fiş

Ba (ClO3)2 + H2SO4 ® 2HClO3 + BaSO4¯

Kimyasal özellikler

HClO3 - Güçlü asit ve güçlü oksitleyici madde; perklorik asit tuzları - kloratlar:

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

KClO3 - Berthollet tuzu; klorun ısıtılmış (40°C) KOH çözeltisinden geçirilmesiyle elde edilir:

3Cl2 + 6KOH® 5KCl + KClO3 + 3H2O

Berthollet tuzu oksitleyici bir madde olarak kullanılır; Isıtıldığında ayrışır:

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

Perklorik asit HCl+7O4

Fiziki ozellikleri

Renksiz sıvı, kaynama noktası. = 25°C, sıcaklık = -101°C.

Fiş

KClO4 + H2SO4 ® KHSO4 + HClO4

Kimyasal özellikler

HClO4 çok güçlü bir asit ve çok güçlü bir oksitleyici maddedir; perklorik asit tuzları - perkloratlar.

HClO4 + KOH ® KClO4 + H2O

2) Isıtıldığında perklorik asit ve tuzları ayrışır:

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

BROM VE BİLEŞİKLERİ

Bromin Br2 - 1826'da J. Balard tarafından keşfedildi.

Fiziki ozellikleri

Ağır zehirli dumanlar içeren kahverengi sıvı; Var kötü koku; r= 3,14 g/cm3; t°pl. = -8°C; kaynatın. = 58°C.

Fiş

Br iyonlarının güçlü oksitleyici maddelerle oksidasyonu:

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

Kimyasal özellikler

Serbest halinde brom güçlü bir oksitleyici maddedir; ve sulu çözeltisi - "brom suyu" (%3,58 brom içerir) genellikle zayıf bir oksitleyici madde olarak kullanılır.

1) Metallerle reaksiyona girer:

2Al + 3Br2® 2AlBr3

2) Metal olmayanlarla reaksiyona girer:

H2 + Br2 « 2HBr
2P + 5Br2® 2PBr5

3) Su ve alkalilerle reaksiyona girer:

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

4) Güçlü indirgeyici maddelerle reaksiyona girer:

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

Hidrojen bromür HBr

Fiziki ozellikleri

Renksiz gaz, suda oldukça çözünür; kaynatın. = -67°C; t°pl. = -87°C.

Fiş

2NaBr + H3PO4 –t°® Na2HPO4 + 2HBr

PBr3 + 3H2O® H3PO3 + 3HBr

Kimyasal özellikler

Sulu bir hidrojen bromür çözeltisi, hidroklorik asitten bile daha güçlü olan hidrobromik asittir. HCl ile aynı reaksiyonlara girer:

1) Ayrışma:

HBr « H+ + Br -

2) Hidrojene kadar gerilim serisindeki metallerde:

Mg + 2HBr® MgBr2 + H2

3) metal oksitlerle:

CaO + 2HBr® CaBr2 + H2O

4) bazlar ve amonyakla:

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

5) tuzlarla:

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

Hidrobromik asit tuzlarına bromitler denir. Son reaksiyon - sarı, asitte çözünmeyen gümüş bromür çökeltisinin oluşması - çözeltideki Br - anyonunun tespit edilmesine hizmet eder.

6) HBr güçlü bir indirgeyici ajandır:

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

Bromun oksijen asitlerinden zayıf bromlu asit HBr+1O ve güçlü bromlu asit HBr+5O3 bilinmektedir.
İYOT VE BİLEŞİKLERİ

İyot I2 - 1811'de B. Courtois tarafından keşfedildi.

Fiziki ozellikleri

Metalik parlaklığa sahip koyu mor renkli kristal madde.
r= 4,9 g/cm3; t°pl.= 114°C; kaynama noktası = 185°C. Organik çözücülerde (alkol, CCl4) çok çözünür.

Fiş

İyonların güçlü oksitleyici maddelerle oksidasyonu:

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

Kimyasal özellikler

1) metallerle:

2Al + 3I2® 2AlI3

2) hidrojen ile:

3) güçlü indirgeyici maddelerle:

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

4) alkalilerle:

3I2 + 6NaOH® 5NaI + NaIO3 + 3H2O

Hidrojen iyodür

Fiziki ozellikleri

Keskin bir kokuya sahip, suda oldukça çözünür, kaynama noktası olan renksiz bir gazdır. = -35°C; t°pl. = -51°C.

Fiş

I2 + H2S® S + 2HI

2P + 3I2 + 6H2O® 2H3PO3 + 6HI

Kimyasal özellikler

1) Suda bir HI çözeltisi - güçlü hidroiyodik asit:

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

Hidroiyodik asit tuzları - iyodürler (diğer HI reaksiyonları için HCl ve HBr'nin özelliklerine bakın)

2) HI çok güçlü bir indirgeyici ajandır:

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

3) Çözeltideki I-anyonların tanımlanması:

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

Asitlerde çözünmeyen koyu sarı bir gümüş iyodür çökeltisi oluşur.

İyotun oksijen asitleri

Sulu asit HI+5O3

Renksiz kristal madde, erime noktası = 110°C, suda oldukça çözünür.

Almak:

3I2 + 10HNO3 ® 6HIO3 + 10NO + 2H2O

HIO3 güçlü bir asittir (tuzlar - iyodatlar) ve güçlü bir oksitleyici maddedir.

İyodik asit H5I+7O6

Suda oldukça çözünür, erime noktası = 130°C olan kristal higroskopik madde.
Zayıf asit (tuzlar - periyodatlar); güçlü oksitleyici ajan.

Halojenlerin kimyasal özellikleri

Flor yalnızca oksitleyici bir madde olabilir ve bu, D.I. Mendeleev'in kimyasal elementlerinin periyodik tablosundaki konumuyla kolayca açıklanabilir. Bazı soy gazları bile oksitleyen güçlü bir oksitleyici maddedir:

2F 2 +Xe=XeF4

Florun yüksek kimyasal aktivitesi açıklanmalıdır.

Bir flor molekülünün yok edilmesi, yeni bağların oluşumu sırasında açığa çıkan enerjiden çok daha az enerji gerektirir.

Böylece, flor atomunun küçük yarıçapı nedeniyle, flor molekülündeki yalnız elektron çiftleri karşılıklı olarak çarpışır ve zayıflar.

Halojenler hemen hemen tüm basit maddelerle etkileşime girer.

1. Metallerle reaksiyon en kuvvetli şekilde meydana gelir. Flor ısıtıldığında tüm metallerle (altın ve platin dahil) reaksiyona girer; soğukta alkali metaller, kurşun, demir ile reaksiyona girer. Bakır ve nikel ile soğukta reaksiyon meydana gelmez, çünkü metalin yüzeyinde metali daha fazla oksidasyondan koruyan koruyucu bir florür tabakası oluşur.

Klor alkali metallerle güçlü bir şekilde reaksiyona girer ve bakır, demir ve kalay ile reaksiyon ısıtıldığında meydana gelir. Brom ve iyot benzer şekilde davranır.

Halojenlerin metallerle etkileşimi ekzotermik bir süreçtir ve aşağıdaki denklemle ifade edilebilir:

2M+nHaI2 =2MHaI DH<0

Metal halojenürler tipik tuzlardır.

Bu reaksiyondaki halojenler güçlü oksitleyici özellikler sergiler. Bu durumda metal atomları elektronlardan vazgeçer ve halojen atomları örneğin şunları kabul eder:

2. Normal koşullar altında flor, karanlıkta hidrojen ile patlamayla reaksiyona girer. Klorun hidrojenle etkileşimi parlak güneş ışığında meydana gelir.

Brom ve hidrojen yalnızca ısıtıldığında etkileşime girer ve iyot, güçlü ısıtma altında (350°C'ye kadar) hidrojenle reaksiyona girer, ancak bu süreç tersine çevrilebilir.

H2 + Cl2 = 2 HC1 H2 + Br2 = 2 HBr

H 2 +I 2 « 350° 2HI

Halojen bu reaksiyonda oksitleyici bir maddedir.

Araştırmalar, ışıkta hidrojen ve klor arasındaki reaksiyonun aşağıdaki mekanizmaya sahip olduğunu göstermiştir.

Cl2 molekülü hafif bir kuantum hv'yi emer ve inorganik Cl radikallerine ayrışır. . Bu, reaksiyonun başlangıcı (reaksiyonun ilk uyarılması) görevi görür. Daha sonra kendi kendine devam ediyor. Klor radikali Cl. Hidrojen molekülü ile reaksiyona girer. Bu durumda bir hidrojen radikali H ve HCl oluşur. Buna karşılık, hidrojen radikali H., Cl2 molekülü ile reaksiyona girerek HCl ve Cl'yi oluşturur. vesaire.

Сl 2 +hv=Сl. +Cl.

Cl. +H2 =HCl+H.

N. +Cl2 =HCl+C1.

İlk heyecan birbirini takip eden tepkiler zincirine neden oldu. Bu tür reaksiyonlara zincir reaksiyonları denir. Sonuç hidrojen klorürdür.

3. Halojenler oksijen ve nitrojenle doğrudan etkileşime girmez.

4. Halojenler diğer metal olmayan maddelerle iyi reaksiyona girer, örneğin:

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

Halojenler (flor hariç) inert gazlarla reaksiyona girmez. Bromun ve iyotun metal olmayanlara karşı kimyasal aktivitesi, flor ve klora göre daha az belirgindir.

Yukarıdaki reaksiyonların hepsinde halojenler oksitleyici özellikler sergiler.

Halojenlerin karmaşık maddelerle etkileşimi. 5. Su ile.

Flor, atomik oksijen oluşturmak için suyla patlayıcı bir şekilde reaksiyona girer:

H 2 O+F 2 =2HF+O

Geri kalan halojenler aşağıdaki şemaya göre suyla reaksiyona girer:

Gal 0 2 +H 2 O «NGal -1 +NGal +1 O

Bu reaksiyon, halojenin hem indirgeyici madde hem de oksitleyici madde olduğu bir orantısızlık reaksiyonudur, örneğin:

Cl 2 +H 2 O«HCl+HClO

Cl 2 +H 2 O«H + +Cl - +HClO

Сl°+1e - ®Сl - Cl°-1e - ®Сl +

burada HC1 güçlü hidroklorik asittir; HClO - zayıf hipokloröz asit

6. Halojenler diğer maddelerden hidrojeni uzaklaştırma yeteneğine sahiptir, terebentin + C1 2 = HC1 + karbon

Klor, doymuş hidrokarbonlarda hidrojenin yerini alır: CH4 + Cl2 = CH3Cl + HCl

ve doymamış bileşikleri birleştirir:

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

7. Halojenlerin reaktivitesi F-Cl - Br - I serisinde azalır. Bu nedenle, önceki element sonraki elementi NG tipi asitlerden (G - halojen) ve bunların tuzlarından değiştirir. Bu durumda aktivite azalır: F 2 >Cl 2 >Br 2 >I 2

Başvuru

Klor, içme suyunu, ağartıcı kumaşları ve kağıt hamurunu dezenfekte etmek için kullanılır. Büyük miktarlar hidroklorik asit, ağartıcı vb. üretmek için tüketilir. Flor sentezde yaygın olarak kullanılır polimer malzemeler- yüksek kimyasal dirence sahip olan ve ayrıca roket yakıtı için oksitleyici olarak kullanılan floroplastikler. Tıpta bazı florür bileşikleri kullanılmaktadır. Brom ve iyot güçlü oksitleyici maddelerdir ve çeşitli maddelerin sentez ve analizlerinde kullanılır.

İlaç yapımında büyük miktarlarda brom ve iyot kullanılır.

Hidrojen halojenürler

X'in herhangi bir halojen olduğu halojenlerin hidrojen HX'li bileşiklerine hidrojen halojenürler denir. Halojenlerin yüksek elektronegatifliği nedeniyle, bağlanan elektron çifti onlara doğru kayar, dolayısıyla bu bileşiklerin molekülleri polardır.

Hidrojen halojenürler keskin kokulu, renksiz gazlardır ve suda kolayca çözünürler. 0°C'de 500 hacim HC1, 600 hacim HBr ve 450 hacim HI'yı 1 hacim suda çözün. Hidrojen florür suyla her oranda karışır. Bu bileşiklerin sudaki yüksek çözünürlüğü konsantre elde edilmesini mümkün kılar.

Tablo 16. Hidrohalik asitlerin ayrışma dereceleri

banyo çözümleri. Suda çözündüğünde hidrojen halojenürler asitler gibi ayrışır. HF, soğutucudaki özel bağ kuvveti ile açıklanan, zayıf ayrışmış bileşiklere aittir. Hidrojen halojenürlerin geri kalan çözeltileri güçlü asitler olarak sınıflandırılır.

HF - hidroflorik asit HC1 - hidroklorik asit HBr - hidrobromik asit HI - hidroiyodik asit

HF - HCl - HBr - HI serisindeki asitlerin mukavemeti artar, bu da aynı yönde bağlanma enerjisindeki azalma ve nükleerler arası mesafenin artmasıyla açıklanır. HI, hidrohalik asitler serisindeki en güçlü asittir (bkz. Tablo 16).

Suyun polarize olması nedeniyle polarize edilebilirlik artar

Daha büyük bağlantı, uzunluğu daha büyük olan bağlantıdır. I Hidrohalik asitlerin tuzları sırasıyla şu isimlere sahiptir: florürler, klorürler, bromürler, iyodürler.

Hidrohalik asitlerin kimyasal özellikleri

Kuru formda hidrojen halojenürlerin çoğu metal üzerinde etkisi yoktur.

1. Hidrojen halojenürlerin sulu çözeltileri, oksijensiz asitlerin özelliklerine sahiptir. Birçok metal, bunların oksitleri ve hidroksitleri ile kuvvetli etkileşime girer; hidrojenden sonra metallerin elektrokimyasal voltaj serisinde bulunan metalleri etkilemezler. Bazı tuzlar ve gazlarla etkileşime girer.

Hidroflorik asit camı ve silikatları yok eder:

SiO2 +4HF=SiF4 +2H2O

Bu nedenle cam kaplarda saklanamaz.

2. Redoks reaksiyonlarında hidrohalik asitler indirgeyici ajan olarak davranır ve Cl - , Br - , I - serisindeki indirgeme aktivitesi artar.

Fiş

Hidrojen florür, konsantre sülfürik asidin fluorspat üzerindeki etkisiyle üretilir:

CaF2 +H2S04 =CaS04 +2HF

Hidrojen klorür, hidrojenin klor ile doğrudan reaksiyonuyla üretilir:

H2 + Cl2 = 2HCl

Bu sentetik yöntem alma.

Sülfat yöntemi konsantre bir reaksiyona dayanmaktadır.

NaCl ile sülfürik asit.

Hafif ısıtmayla reaksiyon, HCl ve NaHSO 4 oluşumuyla ilerler.

NaCl+H2S04 =NaHSO4 +HCl

Devamı Yüksek sıcaklık reaksiyonun ikinci aşaması gerçekleşir:

NaCl+NaHSO4 =Na2S04 +HCl

Ancak HBr ve HI'yı benzer şekilde elde etmek imkansızdır çünkü konsantre ile etkileşime girdiğinde metallerle olan bileşikleri

sülfürik asit tarafından oksitlenir, çünkü I - ve Br - güçlü indirgeyici maddelerdir.

2NaBr -1 +2H2 S +6 O 4(k) =Br 0 2 +S +4 O 2 +Na 2 SO 4 +2H 2 O

Hidrojen bromür ve hidrojen iyodür, PBr3 ve PI3'ün hidrolizi ile elde edilir: PBr3 +3H20=3HBr+H3PO3 PI3 +3H2O=3HI+H3PO3

Halojenürler

Metal halojenürler tipik tuzlardır. İle karakterize edilen iyonik tip metal iyonlarının pozitif yüke ve halojen iyonlarının negatif yüke sahip olduğu bağlar. Kristal bir kafesleri var.

Halojenürlerin indirgeme yeteneği Cl -, Br -, I - sırasıyla artar (bkz. §2.2).

Az çözünen tuzların çözünürlüğü AgCl - AgBr - AgI dizisinde azalır; aksine AgF tuzu suda oldukça çözünür. Hidrohalik asitlerin tuzlarının çoğu suda oldukça çözünür.