OPĆE KARAKTERISTIKE
Halogeni (od grčkog halos - sol i geni - formiranje) - elementi glavne podgrupe grupe VII periodni sistem: fluor, hlor, brom, jod, astatin.
Table. Elektronska struktura i neka svojstva atoma i molekula halogena
| Simbol elementa | |||||
| Serijski broj | |||||
| Struktura vanjskog elektronskog sloja |
2s 2 2p 5 |
3s 2 3p 5 |
4s 2 4p 5 |
5s 2 5p 5 |
6s 2 6p 5 |
| Energija jonizacije, eV |
17,42 |
12,97 |
11,84 |
10,45 |
~9,2 |
| Afinitet atoma prema elektronima, eV |
3,45 |
3,61 |
3,37 |
3,08 |
~2,8 |
| Relativna elektronegativnost (RE) |
~2,2 |
||||
| Atomski radijus, nm |
0,064 |
0,099 |
0,114 |
0,133 |
|
| Međunuklearna udaljenost u molekulu E 2, nm |
0,142 |
0,199 |
0,228 |
0,267 |
|
| Energija vezivanja u molekulu E 2 (25°S), kJ/mol | |||||
| Stanja oksidacije |
1, +1, +3, |
1, +1, +4, |
1, +1, +3, |
||
| Stanje agregacije |
Blijedo zelena |
Zeleno-žuta. |
Buraya |
Tamno ljubičasta |
Crno |
| t°pl.(°C) | |||||
| temperatura ključanja (°C) | |||||
| r (g * cm -3 ) |
1,51 |
1,57 |
3,14 |
4,93 |
|
| Rastvorljivost u vodi (g/100 g vode) |
reaguje |
2,5: 1 |
0,02 |
1) Opšta elektronska konfiguracija vanjskog energetskog nivoa je nS2nP5.
2) Sa povećanjem atomskog broja elemenata, radijusi atoma se povećavaju, elektronegativnost se smanjuje, nemetalna svojstva slabe (povećavaju se metalna svojstva); halogeni su jaki oksidanti, oksidaciona sposobnost elemenata opada sa povećanjem atomska masa.
3) Molekuli halogena sastoje se od dva atoma.
4) Sa povećanjem atomske mase, boja postaje tamnija, povećavaju se tačke topljenja i ključanja, kao i gustina.
5) Jačina halogenovodoničnih kiselina raste sa povećanjem atomske mase.
6) Halogeni mogu formirati spojeve jedni s drugima (na primjer, BrCl)
FLUOR I NJEGOVA JEDINJENJA
Fluor F2 - otkrio A. Moissan 1886. godine.
Fizička svojstva
Gas je svijetlo žute boje; t° topljenja= -219°C, t° ključanja= -183°C.
Potvrda
Elektroliza taline kalij-hidrofluorida KHF2:
Hemijska svojstva
F2 je najjači oksidant od svih supstanci:
1. 2F2 + 2H2O ® 4HF + O2
2. H2 + F2 ® 2HF (sa eksplozijom)
3. Cl2 + F2 ® 2ClF
Vodonik fluorid
Fizička svojstva
Bezbojni gas, veoma rastvorljiv u vodi, mp. = - 83,5°C; t°boil. = 19,5°C;
Potvrda
CaF2 + H2SO4(konc.) ® CaSO4 + 2HF
Hemijska svojstva
1) Rastvor HF u vodi - slaba kiselina (fluorovodonična):
HF « H+ + F-
Soli fluorovodonične kiseline - fluoridi
2) Fluorovodonična kiselina otapa staklo:
SiO2 + 4HF ® SiF4+ 2H2O
SiF4 + 2HF ® H2 heksafluorosilicijska kiselina
HLOR I NJEGOVA JEDINJENJA
Klor Cl2 - otkrio je K. Scheele 1774. godine.
Fizička svojstva
Gas žuto-zelene boje, mp. = -101°C, t°vri. = -34°C.
Potvrda
Oksidacija Cl-iona jakim oksidantima 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
Hemijska svojstva
Klor je jako oksidaciono sredstvo.
1) Reakcije sa metalima:
2Na + Cl2 ® 2NaCl
Ni + Cl2 ® NiCl2
2Fe + 3Cl2 ® 2FeCl3
2) Reakcije sa nemetalima:
H2 + Cl2 –hn® 2HCl
2P + 3Cl2 ® 2PClZ
3) Reakcija sa vodom:
Cl2 + H2O « HCl + HClO
4) Reakcije sa alkalijama:
Cl2 + 2KOH –5°C® KCl + KClO + H2O
3Cl2 + 6KOH –40°C® 5KCl + KClOZ + 3H2O
Cl2 + Ca(OH)2 ® CaOCl2 (izbjeljivač) + H2O
5) Izmješta brom i jod iz halogenovodoničnih kiselina i njihovih soli.
Cl2 + 2KI ® 2KCl + I2
Cl2 + 2HBr ® 2HCl + Br2
Jedinjenja hlora
Hlorovodonik
Fizička svojstva
Bezbojni gas oštrog mirisa, otrovan, teži od vazduha, dobro rastvorljiv u vodi (1:400).
t°pl. = -114°C, t°vri. = -85°C.
Potvrda
1) Sintetička metoda (industrijska):
H2 + Cl2 ® 2HCl
2) Hidrosulfatna metoda (laboratorijska):
NaCl(čvrsta) + H2SO4(konc.) ® NaHSO4 + HCl
Hemijska svojstva
1) Rastvor HCl u vodi - hlorovodonična kiselina - jaka kiselina:
HCl « H+ + Cl-
2) Reaguje sa metalima u opsegu napona do vodonika:
2Al + 6HCl ® 2AlCl3 + 3H2
3) sa metalnim oksidima:
MgO + 2HCl ® MgCl2 + H2O
4) sa 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
Formiranje bijelog taloga srebrnog hlorida, nerastvorljivog u mineralnim kiselinama, koristi se kao kvalitativna reakcija za detekciju Cl-aniona u rastvoru.
Metalni kloridi su soli hlorovodonične kiseline, dobijaju se interakcijom metala sa hlorom ili reakcijama hlorovodonične kiseline sa metalima, njihovim oksidima i hidroksidima; razmjenom sa 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 hlorida je rastvorljiva u vodi (s izuzetkom srebra, olova i monovalentnih živinih hlorida).
Hipohlorna kiselina HCl+1O
H–O–Cl
Fizička svojstva
Postoji samo u obliku razrijeđenih vodenih otopina.
Potvrda
Cl2 + H2O « HCl + HClO
Hemijska svojstva
HClO je slaba kiselina i jako oksidaciono sredstvo:
1) Razgrađuje se, oslobađajući atomski kiseonik
HClO – na svjetlu® HCl + O
2) Sa alkalijama daje soli - hipohlorite
HClO + KOH ® KClO + H2O
2HI + HClO ® I2¯ + HCl + H2O
Hlorna kiselina HCl+3O2
H–O–Cl=O
Fizička svojstva
Postoji samo u vodenim rastvorima.
Potvrda
Nastaje interakcijom vodikovog peroksida sa hlor-oksidom (IV), koji se dobija iz Bertoletove soli i oksalne kiseline u H2SO4:
2KClO3 + H2C2O4 + H2SO4 ® K2SO4 + 2CO2 + 2SlO2 + 2H2O
2ClO2 + H2O2 ® 2HClO2 + O2
Hemijska svojstva
HClO2 je slaba kiselina i jako oksidaciono sredstvo; soli hlorne kiseline - hloriti:
HClO2 + KOH ® KClO2 + H2O
2) Nestabilan, raspada se tokom skladištenja
4HClO2 ® HCl + HClO3 + 2ClO2 + H2O
Hipohlorna kiselina HCl+5O3
Fizička svojstva
Stabilan samo u vodenim rastvorima.
Potvrda
Ba (ClO3)2 + H2SO4 ® 2HClO3 + BaSO4¯
Hemijska svojstva
HClO3 - Jaka kiselina i jak oksidant; soli perhlorne kiseline - klorati:
6P + 5HClO3 ® 3P2O5 + 5HCl
HClO3 + KOH ® KClO3 + H2O
KClO3 - Bertoletova so; dobiva se propuštanjem hlora kroz zagrijanu (40°C) otopinu KOH:
3Cl2 + 6KOH ® 5KCl + KClO3 + 3H2O
Bertoletova so se koristi kao oksidaciono sredstvo; Kada se zagrije, raspada se:
4KClO3 – bez cat® KCl + 3KClO4
2KClO3 –MnO2 cat® 2KCl + 3O2
Perhlorna kiselina HCl+7O4
Fizička svojstva
Bezbojna tečnost, tačka ključanja. = 25°C, temperatura = -101°C.
Potvrda
KClO4 + H2SO4 ® KHSO4 + HClO4
Hemijska svojstva
HClO4 je vrlo jaka kiselina i vrlo jak oksidant; soli perhlorne kiseline - perhlorati.
HClO4 + KOH ® KClO4 + H2O
2) Kada se zagrije, perhlorna kiselina i njene soli se razlažu:
4HClO4 –t°® 4ClO2 + 3O2 + 2H2O
KClO4 –t°® KCl + 2O2
BROM I NJEGOVA JEDINJENJA
Brom Br2 - otkrio J. Balard 1826. godine.
Fizička svojstva
Smeđa tekućina s teškim otrovnim isparenjima; Ima smrad; r= 3,14 g/cm3; t°pl. = -8°C; t°boil. = 58°C.
Potvrda
Oksidacija Br jona jakim oksidantima:
MnO2 + 4HBr ® MnBr2 + Br2 + 2H2O
Cl2 + 2KBr ® 2KCl + Br2
Hemijska svojstva
U slobodnom stanju, brom je jako oksidaciono sredstvo; a njegov vodeni rastvor - "bromna voda" (sa 3,58% broma) se obično koristi kao slabo oksidaciono sredstvo.
1) Reaguje sa metalima:
2Al + 3Br2 ® 2AlBr3
2) Reaguje sa nemetalima:
H2 + Br2 « 2HBr
2P + 5Br2 ® 2PBr5
3) Reaguje sa vodom i alkalijama:
Br2 + H2O « HBr + HBrO
Br2 + 2KOH ® KBr + KBrO + H2O
4) Reaguje sa jakim redukcionim agensima:
Br2 + 2HI ® I2 + 2HBr
Br2 + H2S ® S + 2HBr
Vodonik bromid HBr
Fizička svojstva
Bezbojni gas, vrlo rastvorljiv u vodi; t°boil. = -67°C; t°pl. = -87°C.
Potvrda
2NaBr + H3PO4 –t°® Na2HPO4 + 2HBr
PBr3 + 3H2O ® H3PO3 + 3HBr
Hemijska svojstva
Vodeni rastvor bromovodonika je bromovodična kiselina, koja je čak i jača od hlorovodonične kiseline. Podvrgava se istim reakcijama kao HCl:
1) Disocijacija:
HBr « H+ + Br -
2) Sa metalima u nizu napona do vodonika:
Mg + 2HBr ® MgBr2 + H2
3) sa metalnim oksidima:
CaO + 2HBr ® CaBr2 + H2O
4) sa 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 netopivog taloga srebrovog bromida - služi za detekciju Br - aniona u otopini.
6) HBr je jako redukciono sredstvo:
2HBr + H2SO4(konc.) ® Br2 + SO2 + 2H2O
2HBr + Cl2 ® 2HCl + Br2
Od kiseonikovih kiselina broma poznate su slaba bromovana kiselina HBr+1O i jaka bromovana kiselina HBr+5O3.
JOD I NJEGOVA JEDINJENJA
Jod I2 - otkrio B. Courtois 1811. godine.
Fizička svojstva
Tamna kristalna supstanca ljubičasta sa metalnim sjajem.
r= 4,9 g/cm3; t°pl.= 114°C; tačka ključanja = 185°C. Vrlo rastvorljiv u organskim rastvaračima (alkohol, CCl4).
Potvrda
Oksidacija I-iona jakim oksidantima:
Cl2 + 2KI ® 2KCl + I2
2KI + MnO2 + 2H2SO4 ® I2 + K2SO4 + MnSO4 + 2H2O
Hemijska svojstva
1) sa metalima:
2Al + 3I2 ® 2AlI3
2) sa vodonikom:
3) sa jakim redukcionim agensima:
I2 + SO2 + 2H2O ® H2SO4 + 2HI
I2 + H2S ® S + 2HI
4) sa alkalijama:
3I2 + 6NaOH ® 5NaI + NaIO3 + 3H2O
Vodonik jodid
Fizička svojstva
Bezbojni gas oštrog mirisa, dobro rastvorljiv u vodi, tačka ključanja. = -35°S; t°pl. = -51°C.
Potvrda
I2 + H2S ® S + 2HI
2P + 3I2 + 6H2O ® 2H3PO3 + 6HI
Hemijska svojstva
1) Rastvor HI u vodi - jaka jodovodonična kiselina:
HI « H+ + I-
2HI + Ba(OH)2 ® BaI2 + 2H2O
Soli jodovodične kiseline - jodidi (za ostale HI reakcije pogledajte svojstva HCl i HBr)
2) HI je veoma jak redukcioni agens:
2HI + Cl2 ® 2HCl + I2
8HI + H2SO4(konc.) ® 4I2 + H2S + 4H2O
5HI + 6KMnO4 + 9H2SO4 ® 5HIO3 + 6MnSO4 + 3K2SO4 + 9H2O
3) Identifikacija I-aniona u rastvoru:
NaI + AgNO3 ® AgI¯ + NaNO3
HI + AgNO3 ® AgI¯ + HNO3
Nastaje tamnožuti talog srebrnog jodida, nerastvorljiv u kiselinama.
Kiseoničke kiseline joda
Vodena kiselina HI+5O3
Bezbojna kristalna supstanca, t° topljenja = 110°C, visoko rastvorljiv u vodi.
Primite:
3I2 + 10HNO3 ® 6HIO3 + 10NO + 2H2O
HIO3 je jaka kiselina (soli - jodati) i jako oksidaciono sredstvo.
Jodna kiselina H5I+7O6
Kristalna higroskopna supstanca, visoko rastvorljiva u vodi, tačka topljenja = 130°C.
Slaba kiselina (soli - periodati); jak oksidant.
PODGRUPA VIIA. HALOGENI
FLUOR, HLOR, BROM, JOD, ASTAT
Halogeni a posebno fluor, hlor i brom imaju veliki značaj za industriju i laboratorijsku praksu, kako u slobodnom stanju, tako iu obliku raznih organskih i neorganskih jedinjenja. Fluor je blijedožut, visoko reaktivan plin koji uzrokuje iritaciju disajnih puteva i koroziju materijala. Klor je također kaustični, kemijski agresivan plin tamne zelenkasto-žute boje i manje je reaktivan od fluora. Široko se koristi u niskim koncentracijama za dezinfekciju vode (hloriranje) i u visoke koncentracije otrovan i izaziva tešku iritaciju disajnih puteva (plinoviti hlor je korišten kao hemijsko oružje u Prvom svjetskom ratu). Brom je teška crveno-smeđa tečnost kada normalnim uslovima, ali lako isparava, pretvarajući se u kaustični plin. Jod je tamnoljubičasta čvrsta supstanca koja se lako sublimira. Astatin je radioaktivni element, jedini halogen koji nema stabilan izotop.
U porodici ovih elemenata, u poređenju sa drugim A-podgrupama, nemetalna svojstva su najizraženija. Čak je i teški jod tipičan nemetal. Prvi član porodice, fluor, pokazuje “supermetalna” svojstva. Svi halogeni su akceptori elektrona i imaju jaku tendenciju da kompletiraju oktet elektrona prihvatanjem jednog elektrona. Reaktivnost halogena opada sa povećanjem atomskog broja, a generalno svojstva halogena variraju u zavisnosti od njihovog položaja u periodnom sistemu. U tabeli 8a prikazuje neke fizička svojstva, što nam omogućava da razumijemo razlike i obrasce promjena svojstava u nizu halogena. Fluor se manifestira na mnogo načina neobična svojstva. Na primjer, utvrđeno je da afinitet prema elektronu fluora nije tako visok kao kod hlora, a ovo svojstvo treba da ukazuje na sposobnost prihvatanja elektrona, tj. za hemijsku aktivnost. Fluor bi, zbog vrlo malog radijusa i blizine valentne ljuske jezgru, trebao imati najveći afinitet prema elektronu. Ovo odstupanje se barem delimično objašnjava neobično malom energijom vezivanja FF u poređenju sa ClCl (vidi entalpiju disocijacije u tabeli 8a). Za fluor je 159 kJ/mol, a za hlor 243 kJ/mol. Zbog malog kovalentnog radijusa fluora, blizina usamljenih elektronskih parova u strukturi: F: F: određuje lakoću prekida ove veze. Zaista, fluor je hemijski aktivniji od hlora zbog lakoće stvaranja atomskog fluora. Vrijednost hidratacijske energije (vidi tabelu 8a) ukazuje na visoku reaktivnost jona fluorida: F ion je hidratiziran s većim energetskim učinkom od ostalih halogena. Mali radijus i shodno tome veća gustina naelektrisanja objašnjavaju više energije hidratacija. Mnoga neobična svojstva iona fluora i fluorida postaju jasnija kada se uzmu u obzir veličina i naboj jona.
Potvrda. Veliki industrijski značaj halogena postavlja određene zahtjeve za metode njihove proizvodnje. S obzirom na raznolikost i složenost metoda proizvodnje, potrošnja i cijena električne energije, sirovina i potreba za nusproizvodima su značajni.
Fluor. Zbog hemijske agresivnosti fluoridnih i hloridnih jona, ovi elementi se dobijaju elektrolitički. Fluor se dobija iz fluorita: CaF2, kada se tretira sa sumpornom kiselinom, formira HF (fluorovodonična kiselina); KHF2 se sintetizira iz HF i KF, koji je podvrgnut elektrolitičkoj oksidaciji u elektrolizeru s odvojenim anodnim i katodnim prostorom, sa čeličnom katodom i ugljičnom anodom; fluor F2 se oslobađa na anodi, a vodik je nusproizvod na katodi, koji treba izolovati od fluora kako bi se izbjegla eksplozija. Sintetizirati takve važne veze, kao i polifluorougljenici, organska jedinjenja se fluorišu oslobađanjem fluora u elektrolizeru, tako da nije potrebna izolacija i akumulacija fluora u odvojenim posudama.
Hlor proizveden uglavnom iz NaCl slane vode u elektrolizerima sa odvojenim anodnim prostorom kako bi se sprečila reakcija hlora sa drugim proizvodima elektrolize: NaOH i H2; Dakle, elektroliza proizvodi tri važna industrijska proizvoda: hlor, vodonik i alkalije. Za izvođenje ovog procesa koriste se različite modifikacije elektrolizera. Hlor se takođe dobija kao nusproizvod tokom elektrolitičke proizvodnje magnezijuma iz MgCl2. Većina hlora se koristi za sintezu HCl reakcijom sa prirodni gas, a HCl se troši za proizvodnju MgCl2 iz MgO. Klor se također formira u metalurgiji natrijuma iz NaCl, ali je metoda elektrolize iz slane vode jeftinija. Laboratorije u industrijski razvijenim zemljama proizvode hiljade tona hlora koristeći reakciju 4HCl + MnO2 = MnCl2 + 2H2O + Cl2.
Brom dobiveno iz bunara sa slanom vodom koja sadrži više bromidnih jona od morske vode, drugog po važnosti izvora broma. Jon bromida se lakše pretvara u brom nego ioni fluorida i klorida u sličnim reakcijama. Stoga se za dobivanje broma, posebno, koristi hlor kao oksidacijsko sredstvo, jer se aktivnost halogena u grupi smanjuje od vrha do dna i svaki prethodno stajaći halogen istiskuje sljedeći. U proizvodnji broma, slane vode ili morska voda se prethodno zakiseli sumpornom kiselinom, a zatim prema reakciji tretiraju hlorom.
2Br+ Cl2 -> Br2 + 2Cl
Brom se odvaja iz otopine isparavanjem ili duvanjem, nakon čega slijedi njegova apsorpcija raznim reagensima u zavisnosti od dalju primjenu. Na primjer, pri reakciji sa zagrijanom otopinom natrijevog karbonata dobijaju se kristalni NaBr i NaBrO3; Kada se mešavina kristala zakiseli, brom se regeneriše, obezbeđujući indirektnu, ali pogodnu metodu akumulacije (čuvanja) ove korozivne, otrovne tečnosti neprijatnog mirisa. Brom se takođe može apsorbovati rastvorom SO2, koji proizvodi HBr. Brom se može lako izolovati iz ovog rastvora propuštanjem hlora (na primer, da reaguje brom sa etilenom C2H4 da bi se dobio dibromoetilen C2H4Br2, koji se koristi kao sredstvo protiv detonacije za benzin). Svjetska proizvodnja broma je preko 300.000 tona godišnje.
Jod dobijen od pepela morskih algi, tretiranjem mješavinom MnO2 + H2SO4 i prečišćen sublimacijom. Jodid se nalazi u značajnim količinama u podzemnim bušotinama. Jod se dobija oksidacijom jodidnog jona (na primer, nitrit jona NO2 ili hlora). Jod se takođe može istaložiti u obliku AgI, iz kojeg se srebro regeneriše reakcijom sa gvožđem i formira FeI2. Jod je zamijenjen iz FeI2 hlorom. Čileanska salitra, koja sadrži primjesu NaIO3, prerađuje se za proizvodnju joda. Jodidni jon je važna komponenta ljudske hrane, jer je neophodan za stvaranje hormona tiroksina koji sadrži jod, koji kontroliše rast i druge tjelesne funkcije.
Reaktivnost i jedinjenja. Svi halogeni direktno reaguju sa metalima i formiraju soli, čiji ionski karakter zavisi i od halogena i od metala. Dakle, metalni fluoridi, posebno metali podgrupa IA i IIA, su jonska jedinjenja. Stepen jonske veze opada sa povećanjem atomske mase halogena i smanjenjem reaktivnosti metala. Halogenidi s ionskom vezom kristaliziraju se u tri dimenzije kristalne rešetke. Na primjer, NaCl (kuhinjska sol) ima kubičnu rešetku. Sa povećanjem kovalencije veze povećava se udio slojevitih struktura (kao u CdCl2, CuCl2, CuBr2, PbCl2, PdCl2, FeCl2, itd.). U gasovitom stanju, kovalentni halogenidi često formiraju dimere, na primer Al2Cl6 (AlCl3 dimer). Sa nemetalima, halogeni tvore spojeve s gotovo čisto kovalentnim vezama, na primjer, ugljik, fosfor i sumpor halogenidi (CCl4, itd.). Nemetali i metali pokazuju maksimalna oksidaciona stanja u reakcijama sa fluorom, na primer SF6, PF5, CuF3, CoF3. Pokušaji da se dobiju jodidi sličnog sastava propadaju zbog velikog atomskog radijusa joda (sterički faktor) i zbog jake sklonosti elemenata ka visok stepen oksidacija do oksidacije od I do I2. Pored direktne sinteze, halogenidi se mogu dobiti i drugim metodama. Metalni oksidi u prisustvu ugljenika reaguju sa halogenima i formiraju halide (na primer, Cr2O3 prelazi u CrCl3). CrCl3 nije moguće dobiti iz CrCl3×6H2O dehidratacijom, već samo bazični hlorid (ili hidroksohlorid). Halogenidi se takođe dobijaju obradom oksida sa HX parama, na primer:
Dobar agens za hlorisanje je CCl4, na primer za pretvaranje BeO u BeCl2. SbF3 se često koristi za fluorizaciju hlorida (vidi SO2ClF gore).
Polihalidi. Halogeni reaguju sa mnogim metalnim halogenidima i formiraju polihalidna jedinjenja koja sadrže velike anjonske vrste Xn1. Na primjer:
Prva reakcija pruža prikladnu metodu za pripremu visokokoncentrovanog rastvora I2 dodavanjem joda u koncentrovani rastvor KI. Polijodidi zadržavaju svojstva I2. Moguće je dobiti i miješane polihalide: RbI + Br2 -> RbIBr2 RbICl2 + Cl2 -> RbICl4
Rastvorljivost. Halogeni imaju određenu rastvorljivost u vodi, ali, kao što se i očekivalo, zbog kovalentne prirode XX veze i malog naboja, njihova rastvorljivost je niska. Fluor je toliko aktivan da izvlači par elektrona iz kiseonika u vodi, oslobađajući slobodni O2 i formirajući OF2 i HF. Klor je manje aktivan, ali reaguje s vodom i proizvodi nešto HOCl i HCl. Hlor hidrati (na primjer, Cl2*8H2O) mogu se osloboditi iz otopine nakon hlađenja.
Jod pokazuje neobična svojstva kada se rastvara u različitim rastvaračima. Kada se male količine joda rastvore u vodi, alkoholima, ketonima i drugim rastvaračima koji sadrže kiseonik, nastaje rastvor Brown(1% rastvor I2 u običnom alkoholu medicinski antiseptik). Otopina joda u CCl4 ili drugim rastvaračima bez kisika ima ljubičastu boju. Može se pretpostaviti da se u takvom otapalu molekuli joda ponašaju slično svom stanju u gasnoj fazi, koja ima istu boju. U rastvaračima koji sadrže kisik, elektronski par kisika se povlači na valentne orbitale joda.
Oksidi. Halogeni formiraju okside. Nije uočen nikakav sistematski obrazac ili periodičnost u svojstvima ovih oksida. Sličnosti i razlike, kao i glavne metode za proizvodnju halogen oksida, navedene su u tabeli. 8b.
Oksokiseline halogena. Kada se formiraju oksokiseline, sistematska priroda halogena postaje jasnija. Halogeni formiraju halogenirane kiseline HOX, halogenirane kiseline HOXO, halogenirane kiseline HOXO2 i halogenirane kiseline HOXO3, gdje je X halogen. Ali samo hlor stvara kiseline svih navedenih sastava, a fluor uopće ne stvara oksokiseline, a brom ne stvara HBrO4. Sastav kiselina i glavne metode za njihovu pripremu navedeni su u tabeli. 8. vek
Sve halogene kiseline su nestabilne, ali čisti HOClO3 je najstabilniji (u odsustvu ikakvih redukcionih agenasa). Sve oksokiseline su jaki oksidanti, ali brzina oksidacije ne zavisi nužno od oksidacionog stanja halogena. Dakle, HOCl (ClI) je brzo i efikasno oksidaciono sredstvo, ali razblaženi HOClO3 (ClVII) nije. Općenito, što je više oksidacijsko stanje halogena u oksokiselini, to je kiselina jača, pa je HClO4 (ClVII) najjača poznata oksokiselina u vodenoj otopini. ClO4 jon, nastao tokom disocijacije kiseline u vodi, najslabiji je od negativnih jona kao donor elektronskog para. Na i Ca hipohloriti nalaze industrijsku upotrebu u izbjeljivanju i tretmanu vode. Interhalogena jedinjenja su veze različitih halogena međusobno. Halogen velikog radijusa u takvom spoju uvijek ima pozitivno oksidacijsko stanje (podložan je oksidaciji), a s manjim radijusom je negativniji (podložan redukciji). Ova činjenica proizilazi iz opšteg trenda promjena aktivnosti u halogenom nizu. U tabeli Slika 8d prikazuje sastav poznatih interhalogenih jedinjenja (A je halogen sa pozitivnijim oksidacionim stanjem).
Interhalogena jedinjenja nastaju direktnom sintezom iz elemenata. Oksidacijsko stanje 7, koje je neuobičajeno za jod, ostvaruje se u spoju IF7, a drugi halogeni ne mogu koordinirati 7 atoma fluora. Tečne supstance BrF3 i ClF3, hemijski slične fluoru, ali pogodnije za fluorisanje, su od praktične važnosti. U ovom slučaju, BrF3 je efikasniji. Budući da su trifluoridi jaki oksidanti i da su u tečnom stanju, koriste se kao oksidanti za raketno gorivo.
Jedinjenja vodonika. Halogeni reaguju sa vodonikom, formirajući HX, a sa fluorom i hlorom reakcija se odvija eksplozivno uz blagu aktivaciju. Interakcija sa 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 stupaju u interakciju s neaktiviranim, formirajući HX i nove aktivirane čestice, koje nastavljaju proces, a reakcija dvije aktivirane čestice u glavnoj reakciji završava se formiranjem produkta. Na primjer, stvaranje HCl iz H2 i Cl2:
Pogodnije metode za proizvodnju vodikovih halogenida od direktne sinteze pružaju se, na primjer, sljedećim reakcijama:
U gasovitom stanju, HX su kovalentna jedinjenja, ali u vodenom rastvoru oni (s izuzetkom HF) postaju jake kiseline. Ovo se objašnjava činjenicom da molekuli vode efikasno povlače vodonik od halogena. Sve kiseline su vrlo topljive u vodi zbog hidratacije: HX + H2O -> H3O+ + X
HF je skloniji stvaranju kompleksa od drugih halogenovodonika. Naboji na H i F su toliko veliki, a ovi atomi toliko mali da nastaje formiranje HX-asocijacija tipa polimera sastava (HF)x, gde je x = 3. U takvom rastvoru dolazi do disocijacije pod uticajem molekula voda dolazi ne više od nekoliko procenata ukupnog broja vodonikovih jona. Za razliku od drugih halogenovodonika, fluorovodonik aktivno reaguje sa SiO2 i silikatima, oslobađajući gasoviti SiF4. Stoga se vodena otopina HF (fluorične kiseline) koristi u jetkanju stakla i ne skladišti u staklu, već u parafinskim ili polietilenskim posudama. Čisti HF ključa ispod sobne temperature (19,52°C), tako da se čuva kao tečnost u čeličnim cilindrima. Vodeni rastvor HCl naziva se hlorovodonična kiselina. Zasićeni rastvor koji sadrži 36% (tež.) HCl se široko koristi u hemijska industrija i laboratorije (vidi i VODIK).
Astatin Ovo hemijski element porodice halogena ima simbol At i atomski broj 85, postoji samo u tragovima u nekim mineralima. Davne 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 bombarduje jezgrima helijuma, nastaje izotop astatin-211; Prijavljeno je da je astatin rastvorljiv u kovalentnim rastvaračima, može formirati At kao i drugi halogeni i verovatno će proizvoditi AtO4 jon. (Ovi podaci su dobijeni korištenjem otopina s koncentracijom od 1010 mol/l.)
Halogeni se nalaze lijevo od plemenitih plinova u periodnom sistemu. Ovih pet toksičnih nemetalnih elemenata nalazi se u grupi 7 periodnog sistema. To uključuje fluor, hlor, brom, jod i astatin. Iako je astat radioaktivan i ima samo kratkotrajne izotope, ponaša se kao jod i često se klasifikuje kao halogen. Pošto halogeni elementi imaju sedam valentnih elektrona, potreban im je samo jedan dodatni elektron da formiraju kompletan oktet. Ova karakteristika ih čini reaktivnijima od drugih grupa nemetala.
opšte karakteristike
Halogeni formiraju dvoatomne molekule (tip X 2, gdje X označava atom halogena) - stabilan oblik postojanja halogena u obliku slobodnih elemenata. Veze ovih dvoatomskih molekula su nepolarne, kovalentne i jednostruke. omogućavaju im da se lako kombinuju sa većinom elemenata, tako da se nikada ne nalaze nepovezani u prirodi. Fluor je najaktivniji halogen, a astat najmanje.
Svi halogeni formiraju soli grupe I sa sličnim svojstvima. U ovim jedinjenjima halogeni su prisutni u obliku halogenih anjona sa nabojem od -1 (na primjer, Cl -, Br -). Završetak -id označava prisustvo halogenih anjona; na primjer Cl - naziva se "hlorid".
osim toga, Hemijska svojstva halogeni omogućavaju im da djeluju kao oksidacijski agensi - oksidirajuće metale. Većina hemijske reakcije, u kojem učestvuju halogeni - redoks u vodenom rastvoru. Halogeni formiraju jednostruke veze sa ugljikom ili dušikom gdje je njihov oksidacijski broj (CO) -1. Kada se atom halogena zamijeni kovalentno vezanim atomom vodika u organsko jedinjenje, prefiks halo- može se koristiti u opštem smislu, ili prefiksi fluor-, hloro-, bromo-, jodo- - za specifične halogene. Halogeni elementi mogu se umrežiti kako bi formirali dvoatomske molekule s polarnim kovalentnim jednostrukim vezama.
Klor (Cl2) je bio prvi halogen otkriven 1774. godine, a slijede jod (I2), brom (Br2), fluor (F2) i astat (At, posljednji otkriven 1940.). Naziv "halogen" potiče od Grčki koreni hal- ("sol") i -gen ("formirati"). Zajedno, ove riječi znače „formiranje soli“, naglašavajući činjenicu da halogeni reagiraju s metalima i formiraju soli. Halit je naziv za kamenu so, prirodni mineral koji se sastoji od natrijum hlorida (NaCl). I na kraju, halogeni se koriste u svakodnevnom životu - fluor se nalazi u pasti za zube, hlor dezinficira pije vodu, a jod podstiče proizvodnju hormona štitnjače.
Hemijski elementi
Fluor, element s atomskim brojem 9, označen je simbolom F. Elementarni fluor je prvi put otkriven 1886. izolacijom iz fluorovodonične kiseline. U slobodnom stanju, fluor postoji kao dvoatomski molekul (F2) i najzastupljeniji je halogen u zemljinoj kori. Fluor je najelektronegativniji element u periodnom sistemu. At sobnoj temperaturi je blijedo žuti plin. Fluor takođe ima relativno mali atomski radijus. Njegov CO je -1, osim u elementarnom dvoatomskom stanju, u kojem je njegovo oksidacijsko stanje nula. Fluor je izuzetno reaktivan i direktno reaguje sa svim elementima osim helijuma (He), neona (Ne) i argona (Ar). U rastvoru H2O, fluorovodonična kiselina (HF) je slaba kiselina. Iako je fluor visoko elektronegativan, njegova elektronegativnost ne određuje kiselost; HF je slaba kiselina zbog činjenice da je jon fluora bazičan (pH > 7). Osim toga, fluor proizvodi vrlo moćna oksidirajuća sredstva. Na primjer, fluor može reagirati s inertnim plinom ksenonom i formirati jak oksidacijski agens ksenon difluorid (XeF2). Fluorid ima mnogo namjena.
Klor je element sa atomskim brojem 17 i hemijskim simbolom Cl. Otkriven 1774. izolacijom iz hlorovodonične kiseline. U svom elementarnom stanju formira dvoatomski molekul Cl 2 . Hlor ima nekoliko CO: -1, +1, 3, 5 i 7. Na sobnoj temperaturi je svetlozeleni gas. Budući da je veza koja se stvara između dva atoma hlora slaba, molekula Cl 2 ima vrlo visoku sposobnost formiranja jedinjenja. Hlor reaguje sa metalima i formira soli koje se nazivaju hloridi. Joni hlora su najčešći ioni koji se nalaze u morskoj vodi. Hlor takođe ima dva izotopa: 35 Cl i 37 Cl. Natrijum hlorid je najčešće jedinjenje od svih hlorida.
Brom je hemijski element sa atomskim brojem 35 i simbolom Br. Prvi put je otkriven 1826. elementarni oblik brom je dvoatomski molekul Br 2 . Na sobnoj temperaturi je crvenkasto-smeđa tečnost. Njegovi CO su -1, + 1, 3, 4 i 5. Brom je aktivniji od joda, ali manje aktivan od hlora. Osim toga, brom ima dva izotopa: 79 Br i 81 Br. Brom se nalazi u bromidu otopljenom u morskoj vodi. Iza poslednjih godina Svjetska proizvodnja bromida značajno se povećala zbog njegove dostupnosti i dugog vijeka trajanja. Kao i drugi halogeni, brom je oksidant i vrlo je toksičan.
Jod je hemijski element sa atomskim brojem 53 i simbolom I. Jod ima oksidaciona stanja: -1, +1, +5 i +7. Postoji u obliku dvoatomske molekule, I 2. Na sobnoj temperaturi jeste solidan ljubičasta boja. Jod ima jedan stabilan izotop - 127 I. Prvi put je otkriven 1811. pomoću morskih algi i sumporne kiseline. Trenutno se jodni joni mogu izolovati u morskoj vodi. Iako jod nije jako rastvorljiv u vodi, njegova rastvorljivost se može povećati upotrebom pojedinačnih jodida. Yod igra važnu ulogu u tijelu, učestvujući u proizvodnji hormona štitnjače.
Astatin je radioaktivni element sa atomskim brojem 85 i simbolom At. Njegova moguća oksidaciona stanja su -1, +1, 3, 5 i 7. Jedini halogen koji nije dvoatomski molekul. IN normalnim uslovima je crna metalna čvrsta materija. Astatin je vrlo rijedak element, tako da se o njemu malo zna. Osim toga, astat ima vrlo kratko vrijeme poluraspada, ne duže od nekoliko sati. Dobiven 1940. kao rezultat sinteze. Vjeruje se da je astatin sličan jodu. Drugačije je
Donja tabela prikazuje strukturu atoma halogena i strukturu vanjskog sloja elektrona.
Ova struktura vanjskog sloja elektrona znači da su fizička i kemijska svojstva halogena slična. Međutim, prilikom poređenja ovih elemenata uočavaju se i razlike.
Periodična svojstva u halogenoj grupi
Fizička svojstva jednostavnih halogenih tvari mijenjaju se s povećanjem atomskog broja elementa. Za bolje razumijevanje i veću jasnoću nudimo vam nekoliko tabela.
Tačke topljenja i ključanja grupe rastu kako se povećava veličina molekula (F Tabela 1. Halogeni. Fizička svojstva: tačke topljenja i ključanja Halogen Temperatura topljenja (˚C) Tačka ključanja (˚C) Veličina kernela se povećava (F< Cl < Br < I < At), так как увеличивается число протонов и нейтронов. Кроме того, с каждым периодом добавляется всё больше уровней энергии. Это приводит к большей орбитали, и, следовательно, к увеличению радиуса атома. Tabela 2. Halogeni. Fizička svojstva: atomski radijusi Kovalentni radijus (pm) Jonski (X -) radijus (pm) Ako se vanjski valentni elektroni ne nalaze u blizini jezgre, tada neće biti potrebno mnogo energije da se uklone iz nje. Dakle, energija potrebna za izbacivanje vanjskog elektrona nije tako visoka u donjem dijelu grupe elemenata, jer tamo ima više nivoa energije. Osim toga, visoka energija jonizacije uzrokuje da element pokazuje nemetalne kvalitete. Jod i displej astat pokazuju metalna svojstva jer je energija jonizacije smanjena (At< I < Br < Cl < F). Tabela 3. Halogeni. Fizička svojstva: energija jonizacije Broj valentnih elektrona u atomu raste sa povećanjem nivoa energije na progresivno nižim nivoima. Elektroni se progresivno udaljuju od jezgra; Dakle, jezgro i elektroni se međusobno ne privlače. Uočeno je povećanje zaštite. Stoga se elektronegativnost smanjuje sa povećanjem perioda (At< I < Br < Cl < F). Tabela 4. Halogeni. Fizička svojstva: elektronegativnost Kako se veličina atoma povećava sa povećanjem perioda, afinitet elektrona ima tendenciju da se smanji (B< I < Br < F < Cl). Исключение - фтор, сродство которого меньше, чем у хлора. Это можно объяснить меньшим размером фтора по сравнению с хлором. Tabela 5. Elektronski afinitet halogena Reaktivnost halogena opada sa povećanjem perioda (At Halid nastaje kada halogen reaguje sa drugim, manje elektronegativnim elementom da bi se formiralo binarno jedinjenje. Vodik reaguje sa halogenima, formirajući halogenide oblika HX: Halidi vodonika se lako rastvaraju u vodi i formiraju halogenvodičnu kiselinu (fluorovodonična, hlorovodonična, bromovodonična, jodovodonična) kiselina. Svojstva ovih kiselina su data u nastavku. Kiseline nastaju sljedećom reakcijom: HX (aq) + H 2 O (l) → X - (aq) + H 3 O + (aq). Svi halogenidi vodonika formiraju jake kiseline, sa izuzetkom HF. Povećava se kiselost halogenovodoničnih kiselina: HF Fluorovodonična kiselina može dugo vremena nagrizati staklo i neke neorganske fluoride. Može se činiti kontraintuitivnim da je HF najslabija halogenvodična kiselina, budući da fluor ima najveću elektronegativnost. Međutim, H-F veza je vrlo jaka, što rezultira vrlo slabom kiselinom. Jaka veza je određena kratkom dužinom veze i visokom energijom disocijacije. Od svih halogenovodonika, HF ima najkraću dužinu veze i najveću energiju disocijacije veze. Halogene okso kiseline su kiseline sa atomima vodika, kiseonika i halogena. Njihova kiselost se može odrediti strukturnom analizom. Halogene okso kiseline su navedene u nastavku: U svakoj od ovih kiselina, proton je vezan za atom kiseonika, tako da poređenje dužina protonskih veza ovde nije korisno. Elektronegativnost ovdje igra dominantnu ulogu. Aktivnost kiseline raste sa brojem atoma kiseonika koji su povezani sa centralnim atomom. Osnovna fizička svojstva halogena mogu se sažeti u sljedećoj tabeli. Stanje materije (na sobnoj temperaturi) Halogen Izgled ljubičasta crveno-braon gasoviti blijedo žuto-braon blijedo zelena Boja halogena je rezultat apsorpcije vidljive svjetlosti od strane molekula, što uzrokuje pobuđivanje elektrona. Fluor apsorbira ljubičasto svjetlo i stoga izgleda svijetlo žuto. Jod, s druge strane, apsorbira žutu svjetlost i izgleda ljubičasto (žuta i ljubičasta su komplementarne boje). Boja halogena postaje tamnija kako se period povećava. U zatvorenim posudama, tečni brom i čvrsti jod su u ravnoteži sa svojim parama, što se može posmatrati u obliku obojenog gasa. Iako je boja astatina nepoznata, pretpostavlja se da je tamniji od joda (tj. crn) prema uočenom uzorku. Sada, ako vas pitaju: “Okarakterizirajte fizička svojstva halogena,” imat ćete nešto za reći. Oksidacijski broj se često koristi umjesto koncepta valencije halogena. Tipično, oksidacijsko stanje je -1. Ali ako je halogen vezan za kisik ili neki drugi halogen, može poprimiti druga stanja: kisik CO -2 ima prednost. U slučaju dva različita atoma halogena povezana zajedno, elektronegativniji atom prevladava i prihvata CO-1. Na primjer, u jod hloridu (ICl), hlor ima CO -1, a jod +1. Klor je elektronegativniji od joda, tako da je njegov CO -1. U bromovoj kiselini (HBrO 4), kiseonik ima CO -8 (-2 x 4 atoma = -8). Vodonik ima ukupno stanje oksidacije +1. Dodavanje ovih vrijednosti daje CO od -7. Pošto konačni CO jedinjenja mora biti nula, CO broma je +7. Treći izuzetak od pravila je oksidacijsko stanje halogena u elementarnom obliku (X 2), gdje je njegov CO jednak nuli. Halogen CO u jedinjenjima 1, +1, +3, +5, +7 1, +1, +3, +4, +5 1, +1, +3, +5, +7 Elektronegativnost se povećava sa povećanjem perioda. Fluor stoga ima najveću elektronegativnost od svih elemenata, o čemu svjedoči i njegov položaj u periodnom sistemu. Njegova elektronska konfiguracija je 1s 2 2s 2 2p 5. Ako fluor dobije još jedan elektron, najudaljenije p orbitale su potpuno popunjene i formiraju puni oktet. Budući da fluor ima visoku elektronegativnost, lako može uzeti elektron od susjednog atoma. Fluor je u ovom slučaju izoelektronski prema inertnom plinu (sa osam valentnih elektrona), sve njegove vanjske orbitale su popunjene. U ovom stanju, fluor je mnogo stabilniji. U prirodi su halogeni u stanju aniona, pa se slobodni halogeni dobijaju oksidacijom elektrolizom ili upotrebom oksidacionih sredstava. Na primjer, hlor se proizvodi hidrolizom otopine kuhinjske soli. Upotreba halogena i njihovih spojeva je raznolika. Fizička svojstva halogena U normalnim uslovima, F2 i C12 su gasovi, Br2 su tečnosti, I2 i At2 su čvrste materije. U čvrstom stanju, halogeni formiraju molekularne kristale. Tečni halogeni dielektrici. Svi halogeni, osim fluora, rastvaraju se u vodi; Jod je manje rastvorljiv od hlora i broma, ali je veoma rastvorljiv u alkoholu. Hemijska svojstva halogena Svi halogeni pokazuju visoku oksidacionu aktivnost, koja se smanjuje pri prelasku sa fluora na astat. Fluor je najaktivniji od halogena, reagira sa svim metalima bez izuzetka, mnogi od njih se spontano zapale u atmosferi fluora, oslobađajući veliku količinu topline, na primjer: 2Al + 3F2 = 2AlF3 + 2989 kJ, 2Fe + 3F2 = 2FeF3 + 1974 kJ. Bez zagrijavanja, fluor također reagira s mnogim nemetalima (H2, S, C, Si, P) - sve reakcije su vrlo egzotermne, na primjer: H2 + F2 = 2HF + 547 kJ, Si + 2F2 = SiF4(g) + 1615 kJ. Kada se zagrije, fluor oksidira sve ostale halogene prema shemi Hal2 + F2 = 2HalF gdje je Hal = Cl, Br, I, At, au jedinjenjima HalF oksidaciona stanja hlora, broma, joda i astatina su +1. Konačno, kada je ozračen, fluor reaguje čak i sa inertnim (plemenitim) gasovima: Xe + F2 = XeF2 + 152 kJ. Interakcija fluora sa složenim supstancama također se odvija vrlo snažno. Dakle, oksidira vodu, a reakcija je eksplozivna: 3F2 + 3N2O = OF2 + 4HF + N2O2. Slobodni hlor je takođe vrlo reaktivan, iako je njegova aktivnost manja od aktivnosti fluora. Direktno reagira sa svim jednostavnim tvarima osim kisika, dušika i plemenitih plinova. Za poređenje, predstavljamo jednadžbe za reakcije klora sa istim jednostavnim supstancama kao i za fluor: 2Al + 3Cl2 = 2AlCl3(cr) + 1405 kJ, 2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3(cr) + 804 kJ, Si + 2Cl2 = SiCl4(L) + 662 kJ, H2 + Cl2 = 2HCl(g)+185kJ. Od posebnog interesa je reakcija sa vodonikom. Dakle, na sobnoj temperaturi, bez osvjetljenja, hlor praktički ne reagira s vodikom, dok kada se zagrije ili osvijetli (na primjer, na direktnoj sunčevoj svjetlosti), ova reakcija se odvija eksplozivno prema lančanom mehanizmu ispod: Cl2 + hν → 2Cl, Cl + H2 → HCl + H, H + Cl2 → HCl + Cl, Cl + H2 → HCl + H, itd. Pobuđivanje ove reakcije nastaje pod uticajem fotona (hν), koji izazivaju disocijaciju molekula Cl2 na atome – u ovom slučaju dolazi do lanca uzastopnih reakcija, u svakoj od kojih se pojavljuje po jedna čestica koja pokreće početak sledeće pozornici. Reakcija između H2 i Cl2 poslužila je kao jedan od prvih objekata proučavanja fotohemijskih lančanih reakcija. Najveći doprinos razvoju ideja o lančanim reakcijama dao je ruski naučnik, dobitnik Nobelove nagrade (1956) N. N. Semenov. Klor reagira s mnogim složenim tvarima, na primjer, supstitucijom i dodavanjem ugljikovodika: CH3-CH3 + Cl2 → CH3-CH2Cl + HCl, CH2=CH2 + Cl2 → CH2Cl - CH2Cl. Kada se zagrije, hlor je sposoban istisnuti brom ili jod iz njihovih spojeva sa vodikom ili metalima: Cl2 + 2HBr = 2HCl + Br2, Cl2 + 2HI = 2HCl + I2, Cl2 + 2KBr = 2KCl + Br2, a također reverzibilno reagira s vodom: Cl2 + H2O = HCl + HClO - 25 kJ. Klor, rastvarajući se u vodi i djelimično reagirajući s njom, kao što je prikazano gore, formira ravnotežnu mješavinu supstanci koja se naziva hlorna voda. Klor može reagirati (neproporcionalno) sa alkalijama na isti način: Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H2O (na hladnom), 3Cl2 + 6KOH = 5KCl + KClO3 + 3H2O (kada se zagrije). Hemijska aktivnost broma je manja od one fluora i hlora, ali je još uvijek prilično visoka zbog činjenice da se brom obično koristi u tekućem stanju i stoga su njegove početne koncentracije, pod ostalim jednakim uvjetima, veće od klora. Kao primjer dajemo reakciju broma sa silicijumom i vodikom: Si + 2Br2 = SiBr4(l) + 433 kJ, H2 + Br2 = 2HBr(g) + 73 kJ. Jod se značajno razlikuje po hemijskoj aktivnosti od ostalih halogena. Ne reaguje sa većinom nemetala, a sa metalima reaguje sporo samo kada se zagreje. Interakcija joda s vodikom događa se samo uz jako zagrijavanje; reakcija je endotermna i vrlo reverzibilna: H2 + I2 = 2HI - 53 kJ. Astatin je čak manje reaktivan od joda. Ali također reagira s metalima (na primjer, litijem): 2Li + At2 = 2LiAt - litijum astatid. Dakle, reaktivnost halogena opada sukcesivno od fluora do astatina. Svaki halogen u seriji F - At može istisnuti sljedeći iz svojih spojeva s vodonikom ili metalima. Cink
- element sekundarne podgrupe druge grupe, četvrtog perioda periodnog sistema, sa atomskim brojem 30. Cink je krhki prelazni metal plavičasto-bijele boje (tamni na zraku, prekriva se tankim slojem cinka oksid). U prirodi.
Cink se u prirodi ne pojavljuje kao prirodni metal. Od 27 minerala cinka, cink mešavina ZnS i cinkova špata ZnCO3 su praktično važni. Potvrda.
Cink se vadi iz polimetalnih ruda koje sadrže Zn u obliku sulfida. Rude se obogaćuju, proizvodeći koncentrate cinka i, istovremeno, koncentrate olova i bakra. Koncentrati cinka se spaljuju u pećima, pretvarajući cink sulfid u ZnO oksid: 2ZnS + 3O2 = 2ZnO = 2SO2 Čisti cink se dobija iz ZnO oksida na dva načina. Prema pirometalurškoj metodi, koja postoji dugo vremena, kalcinirani koncentrat se sinteruje kako bi se dobila granularnost i plinopropusnost, a zatim se reducira ugljem ili koksom na 1200-1300 °C: ZnO + C = Zn + CO. Glavni način dobivanja cinka je elektrolitski (hidrometalurški). Prženi koncentrati se tretiraju sumpornom kiselinom; Nastala otopina sulfata se čisti od nečistoća (precipitacijom ih cink prašinom) i podvrgava se elektrolizi u kupkama koje su iznutra čvrsto obložene olovnom ili vinil plastikom. Cink se taloži na aluminijskim katodama. Fizička svojstva
. U svom čistom obliku to je duktilni srebrno-bijeli metal. Na sobnoj temperaturi je lomljiv, na 100-150 °C cink je duktilan. Tačka topljenja = 419,6 °C, tačka ključanja = 906,2 °C. Hemijska svojstva.
Tipičan primjer metala koji formira amfoterna jedinjenja. Jedinjenja cinka ZnO i Zn(OH)2 su amfoterna. Standardni potencijal elektrode je −0,76 V, u nizu standardnih potencijala nalazi se do željeza. Na zraku, cink je prevučen tankim filmom ZnO oksida. Kada se jako zagrije, gori i formira amfoterni bijeli oksid ZnO: Cink oksid reaguje i sa rastvorima kiselina: i sa alkalijama: Cink uobičajene čistoće aktivno reagira s kiselim otopinama: i alkalne otopine: formiranje hidroksinata. Vrlo čist cink ne reaguje sa rastvorima kiselina i alkalija. Interakcija počinje kada se doda nekoliko kapi rastvora bakar sulfata CuSO4. Kada se zagreje, cink reaguje sa halogenima i formira halogenide ZnHal2. Sa fosforom, cink formira fosfide Zn3P2 i ZnP2. Sa sumporom i njegovim analozima - selenom i telurom - različiti halkogenidi, ZnS, ZnSe, ZnSe2 i ZnTe. Cink ne reaguje direktno sa vodonikom, azotom, ugljenikom, silicijumom i borom. Zn3N2 nitrid se dobija reakcijom cinka sa amonijakom na 550-600 °C. U vodenim rastvorima, joni cinka Zn2+ formiraju akva komplekse 2+ i 2+. Hemija elemenata Nemetali VIIA podgrupe Elementi VIIA podgrupe su tipični nemetali sa visokim elektronegativnosti, imaju naziv grupe - "halogeni". Glavna pitanja obrađena u predavanju Opće karakteristike nemetala VIIA podgrupe. Elektronska struktura, najvažnije karakteristike atoma. Najkarakterističniji ste- oksidacijske kazne. Karakteristike hemije halogena. Jednostavne supstance. Prirodna jedinjenja. Halogena jedinjenja Halovodične kiseline i njihove soli. Sol i fluorovodonična kiselina slotovi, račun i aplikacija. Halogeni kompleksi. Binarna jedinjenja kiseonika halogena. Nestabilnost cca. Redox svojstva jednostavnih supstanci i ko- jedinstva. Reakcije disproporcionalnosti. Latimerovi dijagrami. Izvršilac: Događaj br. Hemija elemenata VIIA podgrupe opšte karakteristike Mangan Technecium VIIA-grupu čine p-elementi: fluor F, hlor Cl, brom Br, jod I i astat At. Opšta formula za valentne elektrone je ns 2 np 5. Svi elementi grupe VIIA su tipični nemetali. Kao što se vidi iz distribucije valentnih elektrona prema orbitalama atoma nedostaje samo jedan elektron da formiraju stabilnu ljusku od osam elektrona kutije, zato i imaju postoji snažna tendencija ka dodavanje elektrona. Svi elementi jednostavno formiraju jednostruko punjenje ny anjoni G – . U obliku jednostavnih aniona, elementi grupe VIIA nalaze se u prirodnoj vodi i u kristalima prirodnih soli, na primjer, halit NaCl, silvit KCl, fluorit CaF2. Opšti naziv grupe elemenata VIIA- grupa “halogeni”, odnosno “rađaju soli”, nastaje zbog činjenice da je većina njihovih spojeva s metalima pre- je tipična so (CaF2, NaCl, MgBr2, KI), koja koji se mogu dobiti direktnom interakcijom interakcija metala sa halogenom. Slobodni halogeni se dobijaju iz prirodnih soli, pa se naziv "halogeni" prevodi i kao "rođeni iz soli". Izvršilac: Događaj br. Minimalno oksidaciono stanje (–1) je najstabilnije za sve halogene. Date su neke karakteristike atoma elemenata VIIA grupe Najvažnije karakteristike atoma elemenata VIIA grupe relativno- Afinitet električni negativan jonizacija, nosti (prema glasanje) povećanje broja elektronski slojevi; povećanje veličine smanjenje električne trostruka negativnost Halogeni imaju visok afinitet prema elektronima (maksimalno pri Cl) i vrlo visoku energiju jonizacije (maksimalno na F) i maksimum moguća elektronegativnost u svakom periodu. Najviše je fluora elektronegativnost svih hemijskih elemenata. Prisustvo jednog nesparenog elektrona u atomima halogena određuje predstavlja spajanje atoma u jednostavnim supstancama u dvoatomske molekule G2. Za jednostavne tvari, halogeni, najkarakterističniji su oksidanti svojstva, koja su najjača u F2 i slabe kada pređu u I2. Halogeni se odlikuju najvećom reaktivnošću od svih nemetalnih elemenata. Fluor se, čak i među halogenima, ističe ima izuzetno visoku aktivnost. Element drugog perioda, fluor, najjače se razlikuje od drugog ostali elementi podgrupe. Ovo je opći obrazac za sve nemetale. Izvršilac: Događaj br. Fluor, kao najelektronegativniji element, ne pokazuje seks rezidentna oksidaciona stanja. U bilo kojoj vezi, uključujući i ki- kiseonika, fluor je u oksidacionom stanju (-1). Svi ostali halogeni pokazuju pozitivne stupnjeve oksidacije lenija do maksimalno +7. Najkarakterističnija oksidaciona stanja halogena: F: -1, 0; Cl, Br, I: -1, 0, +1, +3, +5, +7. Cl ima poznate okside u kojima se nalazi u oksidacionim stanjima: +4 i +6. Najvažnija jedinjenja halogena, u pozitivnom stanju, Kazne oksidacije su kiseline koje sadrže kisik i njihove soli. Sva jedinjenja halogena u pozitivnim oksidacionim stanjima su su jaki oksidanti. užasan stepen oksidacije. Alkalna sredina podstiče disproporciju. Praktična primjena jednostavnih tvari i kisikovih spojeva Smanjenje halogena je uglavnom zbog njihovog oksidativnog učinka. Najjednostavnije supstance, Cl2, nalaze najširu praktičnu primenu. i F2. Najveća količina hlora i fluora se troši u industriji organska sinteza: u proizvodnji plastike, rashladnih sredstava, rastvarača, pesticida, lekova. Značajne količine hlora i joda koriste se za dobijanje metala i za njihovu rafinaciju. Koristi se i hlor za izbjeljivanje celuloze, za dezinfekciju vode za piće iu proizvodnji voda od izbjeljivača i hlorovodonične kiseline. Soli oksokiselina koriste se u proizvodnji eksploziva. Izvršilac: Događaj br. Kiseline - hlorovodonične i rastaljene kiseline - se široko koriste u praksi. Fluor i hlor su među dvadeset najčešćih elemenata tamo je u prirodi znatno manje broma i joda. Svi halogeni se javljaju u prirodi u svom oksidacionom stanju(-1). Samo jod se javlja u obliku soli KIO3, koji je uključen kao nečistoća u čileansku salitru (KNO3). Astatin je umjetno proizveden radioaktivni element (ne postoji u prirodi). Nestabilnost At se ogleda u imenu, koje dolazi iz grčkog. "astatos" - "nestabilan". Astatin je pogodan emiter za radioterapiju tumora raka. Jednostavne supstance Jednostavne supstance halogena formiraju dvoatomski molekuli G2. U jednostavnim supstancama, tokom prijelaza iz F2 u I2 sa povećanjem broja elektrona tronskih slojeva i povećanja polarizabilnosti atoma, dolazi do povećanja međumolekularna interakcija, što dovodi do promjene u agregatnom ko- stoje pod standardnim uslovima. Fluor (u normalnim uslovima) je žuti gas, na -181o C se pretvara u tečno stanje. Hlor je žutozeleni gas koji na –34o C prelazi u tečnost. Boje ha- Ime Cl je povezano s njim, dolazi od grčkog "chloros" - "žuto- zeleno". Oštar porast tačke ključanja Cl2 u poređenju sa F2, ukazuje na povećanu međumolekularnu interakciju. Brom je tamnocrvena, vrlo isparljiva tečnost, ključa na 58,8o C. naziv elementa povezan je s oštrim neugodnim mirisom plina i izveden je iz "bromos" - "smrdljiv". Jod - tamno ljubičasti kristali, sa slabim "metalnim" grudvice, koje se zagrijavanjem lako sublimiraju, stvarajući ljubičaste pare; sa brzim hlađenjem pare do 114o C formira se tečnost. Temperatura Izvršilac: Događaj br. Tačka ključanja joda je 183 °C. Njegovo ime potiče od boje jodnih para - "jodos" - "ljubičasta". Sve jednostavne tvari imaju oštar miris i otrovne su. Udisanje njihovih para izaziva iritaciju sluzokože i dišnih organa, a pri visokim koncentracijama - gušenje. Tokom Prvog svetskog rata hlor je korišćen kao otrovno sredstvo. Plin fluor i tekući brom uzrokuju opekotine kože. Rad sa ha- logens, potrebno je poduzeti mjere opreza. Budući da su jednostavne tvari halogena formirane od nepolarnih molekula hladi, dobro se otapaju u nepolarnim organskim rastvaračima: alkohol, benzen, ugljen-tetrahlorid itd. Klor, brom i jod su slabo rastvorljivi u vodi, a njihove vodene rastvore nazivaju se hlor, brom i jodna voda. Br2 se rastvara bolje od ostalih, koncentracija broma u zas. Rastvor dostiže 0,2 mol/l, a hlor – 0,1 mol/l. Fluorid razlaže vodu: 2F2 + 2H2 O = O2 + 4HF Halogeni pokazuju visoku oksidativnu aktivnost i prelaz u halogenidne anjone. G2 + 2e– 2G– Fluor ima posebno visoku oksidativnu aktivnost. Fluor oksidira plemenite metale (Au, Pt). Pt + 3F2 = PtF6 Čak je u interakciji sa nekim inertnim gasovima (kriptonom, ksenon i radon), na primjer, Xe + 2F2 = XeF4 Mnoga vrlo stabilna jedinjenja sagorevaju u atmosferi F2, npr. voda, kvarc (SiO2). SiO2 + 2F2 = SiF4 + O2 Izvršilac: Događaj br. U reakcijama s fluorom, čak i jaki oksidanti kao što su dušik i sumpor nikalne kiseline, djeluju kao redukcioni agensi, dok fluor oksidira ulaz koji sadrže O(–2) u svom sastavu. 2HNO3 + 4F2 = 2NF3 + 2HF + 3O2 H2 SO4 + 4F2 = SF6 + 2HF + 2O2 Visoka reaktivnost F2 stvara poteškoće pri izboru kon- konstrukcijski materijali za rad s njim. Obično u te svrhe koristimo Postoje nikal i bakar, koji, kada se oksidiraju, na svojoj površini formiraju guste zaštitne filmove fluorida. Ime F je zbog njegovog agresivnog djelovanja. Ja jedem, dolazi iz grčkog. “fluoros” – “destruktivan”. U serijama F2, Cl2, Br2, I2 oksidaciona sposobnost slabi zbog povećanja povećanje veličine atoma i smanjenje elektronegativnosti. U vodenim otopinama, oksidativna i reduktivna svojstva tvari Supstance se obično karakterišu pomoću elektrodnih potencijala. U tabeli su prikazani standardni elektrodni potencijali (Eo, V) za polu-reakcije redukcije formiranje halogena. Za poređenje, Eo vrijednost za ki- ugljenik je najčešći oksidant. Standardni elektrodni potencijali za jednostavne halogene supstance Eo, B, za reakciju O2 + 4e– + 4H+ 2H2 O Eo, V za elektrodu 2G– +2e– = G2 Smanjena oksidativna aktivnost Kao što se može videti iz tabele, F2 je mnogo jači oksidant, nego O2, stoga F2 ne postoji u vodenim rastvorima oksidira vodu, oporavlja se na F–. Sudeći po Eo vrijednosti, oksidirajuća sposobnost Cl2 Izvršilac: Događaj br. takođe veći od O2. Zaista, tokom dugotrajnog skladištenja hlorne vode, ona se razgrađuje oslobađanjem kiseonika i stvaranjem HCl. Ali reakcija je spora (molekul Cl2 je primjetno jači od molekula F2 i energija aktivacije za reakcije sa hlorom je veća), dispro- porcioniranje: Cl2 + H2 O HCl + HOCl U vodi ne dolazi do kraja (K = 3,9 . 10–4), stoga Cl2 postoji u vodenim rastvorima. Br2 i I2 karakteriše još veća stabilnost u vodi. Disproporcionalnost je vrlo karakterističan oksidans reakcija redukcije za halogene. Disproporcionalnost pojačanja izliva se u alkalnoj sredini. Disproporcija Cl2 u lužini dovodi do stvaranja anjona Cl– i ClO–. Konstanta disproporcionalnosti je 7,5. 1015. Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H2O Kada je jod u disproporciji u lužini, nastaju I– i IO3–. Ana- Logično, Br2 je disproporcionalan jod. Promjena proizvoda je nesrazmjerna nacije je zbog činjenice da su anjoni GO– i GO2– u Br i I nestabilni. Reakcija disproporcionalnosti hlora se koristi u industriji sposobnost dobivanja jakog i brzodjelujućeg oksidatora hipoklorita, kreč za izbjeljivanje, bertolet so. 3Cl2 + 6 KOH = 5KCl + KClO3 + 3H2 O Izvršilac: Događaj br. Interakcija halogena sa metalima Halogeni snažno reagiraju s mnogim metalima, na primjer: Mg + Cl2 = MgCl2 Ti + 2I2 TiI4 Na + halogenidi, u kojima metal ima nisko oksidaciono stanje (+1, +2), - To su jedinjenja nalik solima sa pretežno jonskim vezama. Kako lo, jonski halogenidi su čvrste materije sa visokom tačkom topljenja Metalni halogenidi u kojima metal ima visok stepen oksidacije cije su jedinjenja sa pretežno kovalentnim vezama. Mnogi od njih su gasovi, tečnosti ili topljive čvrste materije u normalnim uslovima. Na primjer, WF6 je plin, MoF6 je tekućina, TiCl4 je tečan. Interakcija halogena sa nemetalima Halogeni stupaju u direktnu interakciju sa mnogim nemetalima: vodonik, fosfor, sumpor, itd. Na primjer: H2 + Cl2 = 2HCl 2P + 3Br2 = 2PBr3 S + 3F2 = SF6 Veza u nemetalnim halogenidima je pretežno kovalentna. Obično ova jedinjenja imaju niske tačke topljenja i ključanja. Prilikom prelaska sa fluora na jod, povećava se kovalentna priroda halogenida. Kovalentni halogenidi tipičnih nemetala su kisela jedinjenja; u interakciji s vodom, hidroliziraju se u kiseline. Na primjer: PBr3 + 3H2 O = 3HBr + H3 PO3 PI3 + 3H2 O = 3HI + H3 PO3 PCl5 + 4H2 O = 5HCl + H3 POinterga- vodi. U ovim jedinjenjima lakši i elektronegativniji halogen je u (–1) oksidacionom stanju, a teži u pozitivnom stanju. oksidacijske kazne. Direktnom interakcijom halogena pri zagrevanju dobijaju se: ClF, BrF, BrCl, ICl. Postoje i složeniji interhalogenidi: ClF3, BrF3, BrF5, IF5, IF7, ICl3. Svi interhalogenidi u normalnim uslovima su tečne supstance sa niskim tačkama ključanja. Interhalogenidi imaju visoku oksidativnu aktivnost aktivnost. Na primjer, takve hemijski stabilne supstance kao što su SiO2, Al2O3, MgO itd. sagorevaju u parama ClF3. 2Al2 O3 + 4ClF3 = 4 AlF3 + 3O2 + 2Cl2 Fluorid ClF 3 je agresivan fluorirajući reagens koji brzo djeluje dvorište F2. Koristi se u organskim sintezama i za dobijanje zaštitnih filmova na površini opreme od nikla za rad sa fluorom. U vodi, interhalogenidi hidroliziraju i formiraju kiseline. Na primjer, ClF5 + 3H2 O = HClO3 + 5HF Halogeni u prirodi. Dobijanje jednostavnih supstanci U industriji se halogeni dobivaju iz njihovih prirodnih spojeva. Sve procesi za dobijanje slobodnih halogena zasnivaju se na oksidaciji halogena Nid joni. 2G – G2 + 2e– Značajna količina halogena nalazi se u prirodnim vodama u obliku anjona: Cl–, F–, Br–, I–. Morska voda može sadržavati do 2,5% NaCl. Brom i jod se dobijaju iz naftnih bunara i morske vode. Izvršilac: Događaj br.
Vodik + halogeni
Halogene oksokiseline
Izgled i stanje supstance
Objašnjenje izgleda
Oksidacijsko stanje halogena u jedinjenjima
Zašto je CO fluor uvijek -1?
Proizvodnja i upotreba halogena
