Elementele incluse în grupa VII a tabelului periodic sunt împărțite în două subgrupe: principalul - subgrupul halogen - și cel secundar - subgrupul mangan. Hidrogenul este plasat în același grup, deși atomul său are un singur electron la nivelul exterior de valență și ar trebui să fie plasat în grupul I. Cu toate acestea, hidrogenul are foarte puține în comun atât cu elementele subgrupului principal - metalele alcaline, cât și cu elementele subgrupului secundar - cuprul, argintul și aurul. În același timp, ca și halogenii, adaugă un electron în reacțiile cu metalele active și formează hidruri care au unele asemănări cu halogenurile.

Toți halogenii au o structură exterioară s2p5. Prin urmare, acceptă cu ușurință un electron, formând o înveliș stabilă de electroni de gaz nobil (s2р6). Fluorul are cea mai mică rază atomică din subgrup; în rest crește în seria F< Cl < Br < I < Аt и составляет соответственно 133; 181; 196; 220 и 270 пм. В таком же порядке уменьшается сродство атомов элементов к электрону. Галогены - очень активные элементы. Они могут отнимать, электроны не только у атомов, которые их легко отдают, но и у ионов и даже вытеснять другие галогены, менее активные, из их соединений. Например, фтор вытесняет хлор из хлоридов, хлор - бром из бромидов, а бром - иод из иодидов.

Dintre toți halogenii, doar fluorul, care se află în perioada II, nu are un nivel d neumplut. Din acest motiv, nu poate avea mai mult de un electron nepereche și prezintă doar o valență de -1. În atomii altor halogeni, nivelul d nu este umplut, ceea ce le permite să aibă un număr diferit de electroni nepereche și să prezinte valențele -1, +1, +3, +5 și +7 observate în compușii cu oxigen din clor, brom și iod.

Subgrupul de mangan include mangan, tehnețiu și reniu. Spre deosebire de halogeni, elementele subgrupului de mangan au doar doi electroni la nivelul electronic exterior și, prin urmare, nu prezintă capacitatea de a atașa electroni, formând ioni încărcați negativ.

ÎNVĂŢĂMÂNT SECUNDAR INCOMPLET în Federația Rusă, etapa în obținerea studiilor medii absolvite; cunoștințe dobândite în liceu. Cei care absolvă clasa a 8-a (9) își continuă studiile în liceu liceu, sau în instituțiile de învățământ profesional.

Evgeniy Petrovici CHELYSHEV (n. 1921), critic literar rus, academician al Academiei Ruse de Științe (1991; academician al Academiei de Științe a URSS din 1987). Lucrări despre probleme ale literaturii indiene.

ENTUZIASM (greacă: enthusiasmos), inspirație, euforie în procesul de realizare a unui scop.

La VII O grupă a sistemului periodic D.I. Mendeleev include Fluor 9F, Clor 17Cl, Brom 35Br, iod 53I și Astatin 85At (nu are izotopi stabili). F, Cl, Br și se numesc „halogeni” (tradus din greacă - săruri). Acest nume se datorează proprietății lor de a forma săruri atunci când interacționează direct cu metalele.
Configurația electronică a stratului exterior este ns2nр5. Modificarea proprietăților chimice în seria F – Cl – Br – I – At se datorează unei creșteri consistente a dimensiunilor orbitalilor de valență ns-, nр. Odată cu creșterea numărului atomic al unui element, densitatea crește, punctele de fierbere și de topire cresc, puterea acizilor halogenați crește, iar reactivitatea scade.
Halogenii sunt nemetale tipice sub influența agenților reducători, sunt ușor transformați în ioni de halogenură G. Afinitatea unui atom pentru un electron scade în grup. Halogenii interacționează puternic cu metalele și formează compuși ionici cu metalele s. Caracterul ionic al halogenurilor slăbește oarecum odată cu creșterea numărului atomic al elementului și este o consecință a scăderii electronegativității. Cu cât elementele sunt mai electronegative, halogenii prezintă stări de oxidare pozitive.
Proprietățile fluorului diferă semnificativ de cele ale altor halogeni. Nu are orbitali d liberi, electronii 2s22р5 sunt slab protejați de nucleu, ceea ce duce la densitate mare de electroni, energie de ionizare și electronegativitate. Prin urmare, pentru fluor numai starea de oxidare este -1,0, iar pentru alți halogeni 1 (stabilitatea maximă a compușilor), sunt de asemenea posibile 0, +1, +3, +5, +7, +2, +4, +6. ). Energia de legare în molecula F2 este anormal de scăzută, ceea ce o face foarte reactivă (fluorul reacționează direct cu toate elementele cu excepția HE, Ne, Ar, formând compuși în care elementele sunt în cele mai înalte stări de oxidare posibile). De asemenea, trebuie remarcat faptul că entalpiile de formare a compușilor ionici și covalenti sunt mari în comparație cu alți halogeni.
2.2 A fi în natură

În scoarța terestră, conținutul de fluor este de 6 10-2%, clor, brom, respectiv iod, 2 10-2; 2 10-4; 4 * 10-5%. Fluorul se găsește sub formă de fluor (aproximativ 30 de minerale, cele mai importante sunt CaF2 (fluorit sau spat de fluor), 3Ca3 (PO4) 2CaF2 (fluorapatit), Na3 - criolit). Clorul formează aproximativ 70 de minerale proprii, în principal cloruri de metale ușoare (sare de rocă, halit NaCl; silvit KCl, carnalit KCl MgCl2 6H2O etc.). Cea mai mare parte a halogenilor este concentrată în apa mărilor și oceanelor. Bromul și iodul se găsesc și în apele de foraj și în algele marine (de exemplu, în algele (algele), conținutul de iod ajunge la 0,45%).
2.3 Proprietăți fizice

În stare gazoasă, lichidă și solidă, halogenii sunt molecule G2 biatomice. Fluorul este un gaz galben deschis cu un miros foarte neplăcut, înțepător. Clorul este un gaz verde-gălbui cu miros înțepător, bromul este un lichid greu roșu-maroniu cu miros înțepător, iodul este negru, cristale metalice lucioase (când este încălzit, se transformă într-un gaz violet (sublimare) - Figura 2.1. Topire iar punctele de fierbere cresc monoton de la fluor la iod cu o creștere a dimensiunii moleculare și creșterea interacțiunii intermoleculare.

O
ar
V
a – clor; b – brom; c – iod
Figura 2.1 – Aspect clor, brom, iod

2.4 Metode de extracție

Fluorul este obținut prin electroliza topiturii de fluor (în principal KHF2, care permite electroliza să fie efectuată la 1000C, în timp ce KF se topește la o temperatură de 8570C.
Producția industrială de clor se bazează pe electroliza soluțiilor apoase de NaCl. În condiții de laborator se obține prin reacția HCl concentrat cu agenți oxidanți:
MnO2 + 4HCI → MnCl2 + Cl2 + 2H2O
2KMnO4 + 16HCl → 2MnCl2 + 2KCl + 5Cl2 + 8H2O
Clorul deosebit de pur se obține prin reacția:
2AuCl3 → 2Au + 3Cl2
Bromul este obținut industrial din apa de mare, scăpând anterior de NaСl: 2Br – + Cl2 → Br2 + 2Cl-
Bromul este suflat cu un curent de aer și absorbit de pilitura de fier sau alte substanțe, de exemplu:
Na2CO3 + Br2 → NaBrO + NaBr + CO2
NaBrO + NaBr + H2SO4 → Br2 + Na2SO4 + H2O
În condiții de laborator, bromul se obține prin reacția:
2KBr + Cl2 → 2KCl + Br2
Industrial, iodul este extras și din apa de mare, apă sonde de petrol, frasin de plante de mare:
2NaI + Cl2 → 2NaCl + I2
În laborator, iodul este obținut prin reacția:
2NaI + MnO2 + 2H2SO4 → I2 + MnSO4 + Na2SO4 + 2H2O
Iodul este adsorbit cu cărbune activ sau extras cu solvenți și purificat prin sublimare.
2.5 Proprietățile chimice ale elementelor din grupa VII A

Conform proprietăților lor chimice, halogenii sunt nemetale active. Datorită energiei scăzute de disociere a moleculei de fluor, însăși electronegativității atomului și energiei mari de hidratare a ionului, fluorul este un agent oxidant puternic (oxidează alte elemente la stări de oxidare pozitive superioare), reacționează energic cu substanțele simple cu cu excepția lui He, E și Ar. În seria de la fluor la iod, proprietățile oxidante scad, iar proprietățile reducătoare cresc.

Interacțiunea cu apa:
Fluorul interacționează extrem de energetic cu apa:
2F2 + 2H2O → 4HF + O2,
Reacția este însoțită de formarea de ozon și ОF2.
Când clorul este dizolvat în apă, are loc reacția:
H2O + Сl2 HOСl + HСl – la temperatura camerei într-o soluție saturată de Сl2 în apă, aproximativ 70% din clor este sub formă de molecule, în timp ce echilibrul pentru iod este aproape complet deplasat spre stânga.
Interacțiunea cu substanțe complexe:
Fluorul reacţionează cu alcalii pentru a forma OF2:

Când clorul acționează asupra soluțiilor alcaline reci, se formează săruri ale acidului hipocloros:
Сl2 + 2KOH → KOСl + KСl + H2O
hipoclorit de potasiu
Când sunt expuse la o soluție alcalină fierbinte (70-800C), se formează săruri de acid percloric - clorați:
3Сl2 + 6KOH → KСlО3 + 5KСl + 3H2O
clorat de potasiu
Iodul și bromul formează, de asemenea, de preferință trioxohalogenați atunci când reacţionează cu alcalii.
Clorul reacţionează cu soluţia de sodă:
2Na2CO3 + Cl2 + H2O → NaClO + NaCl + 2NaHCO3
„Apa de iavel”
Iodul prezintă într-o mică măsură proprietăți caracteristice metalelor. În acest fel puteți obține nitrat de iod, care se descompune la temperaturi sub 0 ° C.
I2 + AgN03 AgI + INO3; 3INO3 → I2 + I (NO3) 3
2.6 Compuși halogeni

Halogenuri de hidrogen
La conditii standard Halogenurile de hidrogen sunt gaze incolore cu miros înțepător. Odată cu creșterea masei și dimensiunii moleculelor, interacțiunea intermoleculară crește și, ca urmare, crește punctele de topire și de fierbere. Fluorura de hidrogen are puncte de topire anormal de ridicate (-83 ° C) și puncte de fierbere (-19,5 ° C), ceea ce se explică prin formarea de legături de hidrogen între moleculele de HF.
Datorită polarității lor ridicate, halogenurile de hidrogen se dizolvă bine în apă pentru a forma acizi, a căror tărie crește în seria HF-HCl-HBr-HE (datorită creșterii razei). De asemenea, crește activitatea reducătoare a ionilor de halogenură din seria F- → SI- → Br- → I-. NO – agent reducător puternic, utilizat în sinteza organica. În aer, soluția apoasă de NO este oxidată treptat de oxigenul atmosferic:
4HI + O2 → 2I2 + 2H2O
HBr se comportă în mod similar. Acidul fluorhidric (HF) și acidul clorhidric (HCl) nu reacționează cu acidul sulfuric concentrat, dar HBr și NO sunt oxidate de acesta.
Cantitatea principală de acid clorhidric este obținută prin clorurare, declorurare a compușilor organici, piroliză (programare la încălzire fără acces la aer) a deșeurilor organoclorurate - produse secundare ale diferitelor procese. În plus, se obțin halogenuri de hidrogen:
sinteza directa din elemente: H2 + G2 2NG
Această reacție în lanț, care stă la baza producției industriale de HCl, este inițiată de lumină, umiditate și solide poroase.
prin deplasarea NG din sărurile lor (metode de extracție de laborator):
CaF2 + H2SO4 → CaS04 ↓ + 2HF;
NaCI + H2S04 (k) → NaHS04 + HCI;
NaHSO4 + NaCl → Na2SO4 + HCl.
– Acizii HBr nu se obțin prin hidroliza halogenurilor de fosfor:
PE3 + 3H2O → H3PO3 + 3HE (E – Br sau I).
O caracteristică a HF și a soluțiilor sale apoase este distrugerea cuarțului și a sticlei:
SiO2 + 4HF → SiF4 + 2H2O
SiF4 + 2HF → H2
Prin urmare, HF este depozitat în recipiente din plastic sau sticlă, dar acoperite în interior cu ceară sau parafină. HF rar este un solvent puternic ionizant. Se amestecă cu apă în orice proporție. În diluat solutii apoase exista un echilibru:
HF + H2O H3O + + F-;
F- + HF HF2-;
Prin neutralizarea HF, se poate obține bifluorura de potasiu (acid fluorhidric de potasiu):
2HF + KOH → KHF2 + H2O
KHF2 + KOH → 2KF + H2O
Fluorurile (sărurile acidului fluorhidric) sunt ușor solubile în apă (cu excepția NaF, KF, NH4F, AgF, SnF2), ele se împart, similar oxizilor, în acid (SiF4), bazic (NaF) și amfoter (AlF3). ). Ei pot reacționa unul cu celălalt:
2NaF + SiF4 → Na2
KF + SbF5 → K
3KF + AlF3 → K3
Clorurile - săruri ale acidului clorhidric - se dizolvă în apă, cu excepția AgCl, HgCl2, Hg2Cl2, PbCl2.
Bromuri, ioduri - se dizolvă în apă, cu excepția AgBr, AgI, PbI2, PbBr2.
Compuși de halogeni și oxigen
Compușii binari de oxigen ai fluorului se numesc fluor (Fluorul este mai electronegativ decât oxigenul). Difluorura de oxigen – ОF2, care se formează prin reacția:
2NaOH + 2F2 → 2NaF + OF2 + H2O
ОF2 – gaz galben deschis, reactiv, agent oxidant puternic:
2H2 + OF2 → H2O + 2HF.
Alți halogeni din compușii cu oxigen prezintă stări de oxidare pozitive.
Dintre oxizi, H2O5 (singurul oxid de halogenură stabil termodinamic) este o substanță cristalină incoloră. Oxidant de putere medie, utilizat pentru determinarea cantitativă a CO:
I2O5 + 5CO → I2 + 5CO2
I2 + 2Na2S2O3 → 2NaI + Na2S4O6
Compușii clor oxigenați se obțin indirect. Relativ stabile sunt Cl2O, ClO2, Cl2O7:
Cl2O este un gaz galben închis, cu miros înțepător, otrăvitor, instabil și poate exploda. Acest oxid se obţine prin reacţia: 2HgO + 2Cl2 → HgCl2 + Cl2O.
Cl2O reacţionează cu apa: Cl2O + H2O → 2HOCl sau 2HCl – acid hipocloros. Acest acid este instabil și există doar în soluție diluată.
HOCl și sărurile sale de hipoclorit sunt agenți oxidanți puternici:
NaOCl + 2KI + H2SO4 → I2 + NaCl + K2SO4 + H2O
ClO2 este un gaz galben-verzui, cu miros înțepător, otrăvitor, poate exploda la încălzire, un oxidant energetic.
ClO2, singurul oxid de halogen care este produs la scară industrială prin reacțiile:
КClO3 + H2SO4 → HClO3 + KHSO4
3HClO3 → 2ClO2 + HClO4 + H2O
În apă, ClO2 este disproporționat, ca în soluțiile alcaline:
2СlО2 + H2O → HClO3 + HClО2
acid percloric acid cloritic
2ClO2 + 2KOH → KClO3 + KClO2 + H2O
Cl2O7 este un lichid uleios care explodează la încălzire la 120°C, obținut prin reacția: 4HClO4 + P4O10 → 2Cl2O7 + 4HPO3.
Cl2O7 reacţionează cu apa: Cl2O7 + H2O → 2HClO4

Acizii hipohalici NPO sunt cunoscuți numai în soluții apoase diluate. Ele sunt obținute prin reacția unui halogen cu o suspensie de oxid de mercur:
2I2 + HgO + H2O → HgI2 + 2HOI.
Aceștia sunt acizi slabi în seria HOCl → HOBr → HOI, puterea acizilor scade, în timp ce proprietățile de bază cresc. HOI este deja un compus amfoter.
Hipohalogenitele sunt compuși instabili cu proprietăți oxidante puternice, obținuți prin reacția G2 cu o soluție alcalină răcită. Acesta este modul în care înălbitorul este produs în industrie, acesta a fost mult timp utilizat pe scară largă ca dezinfectant și agent de albire:

Dintre acizii oxigenați ai halogenilor NGO2 se cunoaște numai acidul clor HClO2 în stare liberă, acidul este de tărie medie (Kd = 10-2). Nu are nicio semnificație tehnică. De importanță practică este NaClO2 - un agent oxidant puternic, folosit ca agent de albire pentru țesături, în cantitate mică (aproximativ 0,4%) este inclus în praful de spălat. Obținut prin reacție:
Na2O2 + 2ClO2 → O2 + 2NaClO2
Oxoacizii NGO3 sunt mai stabili decât ONG-urile. HClO3, HBrO3 există numai în soluții a căror concentrație nu depășește 50%, iar HIO3 este izolat ca compus individual.
În seria HClO3 → HBrO3 → HIO3, puterea acizilor scade, sunt agenți oxidanți mai slabi decât HOX.
HClO3 se obține prin reacțiile:
6Ba (OH) 2 + 6Cl2 → 5BaCl2 + Ba (ClO3) 2 + 6H2O
Ba (ClO3) 2 + H2SO4 → BaSO4 ↓ + 2HClO3
HBrO3 se obține prin reacția:
Br2 + 5Cl2 + 6H2O → 2HBrO3 + 10HCl
HIO3 poate fi obținut:
3I2 + 10HNO3 → 6HIO3 + 10NO + 2H2O
Sărurile acestor acizi, agenți puternici de oxidare, se obțin prin reacția:
3G2 + 6KON → KEO3 + 5ke + 3H2O
KClO3 - sare berthollet - este utilizat pe scară largă în industrie - este folosit la fabricarea chibriturilor, artificiilor și explozibililor.
Oxoacizi ONG4
HClO4 este un lichid, fumează în aer. Se obține în timpul reacției:
KClO4 + H2SO4 → HClO4 + KHSO4
HClO4 anhidru este un agent oxidant foarte puternic, unul dintre cei mai puternici acizi care este folosit în sinteza anorganică și organică. Sărurile sunt perclorați, dintre care majoritatea sunt solubili în apă, cu excepția KClO4, RbClO4, CsClO4, Mg (ClO4) 2 (denumire tehnică „Anhidronă”) - unul dintre cei mai puternici desicanți.
Acidul bromic este cunoscut numai în soluții apoase.
Acidul periodat H5IO6 este un acid slab, foarte solubil în apă, formează săruri medii și acide. Acidul se obține prin reacția:
Ba5 (IO6) 2 + 5H2SO4 → 5BaSO4 + 2H5IO6.
Se pot obține săruri ale acidului periodat:
KIO3 + Cl2 + 6KOH → K5IO6 + 2KCl + 3H2O
CONEXIUNI interhalogen
Spre deosebire de elementele altor grupuri, halogenii interacționează între ei pentru a se forma cantitate mare interhalogeni cu formula generală XYn (n = 1, 3, 5,7) - tabelul 2.3, unde Y este un halogen mai ușor și mai electronegativ. Sunt obținute prin interacțiunea directă a unor substanțe simple, la diferite rapoarte de reactivi, temperaturi și presiuni.
Toate interhalogenurile, cu excepția BrCl, se descompun sub influența apei. Au proprietăți oxidante puternice.
2.7 Utilizare

Halogenii și compușii lor sunt utilizați pe scară largă în industrie, agricultură, viata de zi cu zi În ceea ce privește scara producției industriale, primul loc între halogeni este ocupat de clor, iar al doilea de fluor. Principalele domenii de aplicare ale halogenilor și compușilor acestora sunt prezentate în Tabelul 2.4
În plus, compușii oxigen-halogen sunt utilizați în pirotehnică. Compușii cu fluor sunt utilizați pentru producerea glazurilor și emailului; HF – pentru gravarea sticlei. Compușii care conțin clor sunt utilizați pe scară largă ca agenți de război chimic (fosgen, gaz muștar, cloropicrin etc.). AgBr este folosit în fotografie, KBr este folosit în optică. Iodul și bromul sunt utilizate în lămpi cu halogen. Taierea aerosolilor AgI și PbI2 în nori provoacă ploaie (artificială) și este un mijloc de combatere a grindinei. Unii compuși organoiodici sunt utilizați pentru a produce lasere cu gaz de mare putere.
2.8 Rolul biologic și toxicologie

Fluorul și compușii săi sunt extrem de toxici. F2 are un efect iritant de câteva ori mai mare decât HF. Când HF ajunge pe piele, dizolvă proteinele, pătrunde adânc în țesuturi și provoacă ulcere severe. Fluorul din fluorapatită face parte din smalțul dinților;
Clorul aparține grupului de substanțe asfixiante, provoacă iritații severe ale mucoaselor și poate duce la edem pulmonar. Concentrațiile mari duc la inhibarea reflexă a centrului respirator. Clorul este cel mai important element biogen. Ionii de clorură fac parte din sucul gastric și participă la diferite procese intracelulare - menținerea presiunii osmotice și reglarea metabolismului apă-sare.
Vaporii de brom conduc, de asemenea, la iritarea membranelor mucoase, amețeli, iar concentrațiile mai mari provoacă spasme tractului respirator afectarea nervului olfactiv. Când bromul lichid ajunge pe piele, se formează arsuri și ulcere foarte dureroase și sunt greu de vindecat. Compușii bromului reglează procesele de excitare și inhibare a sistemului nervos central.
Inhalarea vaporilor de iod provoacă leziuni ale rinichilor și sistemului cardiovascular, tractului respirator și este posibil edem pulmonar. Dacă intră în contact cu membrana mucoasă a ochiului, apar durere în ochi, roșeață și lacrimare. Iodul face parte din hormonii tiroidieni ai glandei tiroide (tiroxina, triiodotironina), care joacă un rol foarte important. rol importantîn metabolism.

1. Ce stări de oxidare prezintă halogenii în compuși? Care sunt caracteristicile stărilor de valență a fluorului? De ce metalele prezintă stări de oxidare mai mari în compușii cu fluor?
2. Analizați modificările proprietăților în seria halogenului.
3. Ilustrați metodele industriale și de laborator pentru producerea de halogeni cu reacții.
4. Oferiți o descriere comparativă a proprietăților redox ale halogenilor folosind exemplul diferitelor reacții.
5. Cum fac fizic și proprietăți chimiceîn seria HF-HCl-HBr-NO?
6. Scrieți ecuațiile de reacție pentru interacțiunea halogenilor cu apa și bazele.
7. Cum se schimbă rezistența și proprietățile redox ale acizilor halogen oxigenați? Spuneți motivele răspunsului dvs.
8. Care nu sunt compuși organici Fluorul, clorul, bromul și iodul sunt folosite în medicină? Ce alte industrii folosesc pe scară largă halogenii și compușii acestora?
9. Scrieți ecuațiile de reacție care pot fi folosite pentru a efectua transformări:
РbBr2 → HBr → Br2 → КBrO3 → НBrO3 → FeBr3;
Сl2 → КClO3 → КClО4 → НClО4 → ClO2 → НClO3;
Cl2 → HCl → KCl → Cl2 → BaCl2 → HCl.
10. Ce rol biologic joacă halogenii în corpul uman?

DISTRIBUIE:

Elementele incluse în grupa VII a tabelului periodic sunt împărțite în două subgrupe: principalul - subgrupul halogen - și cel secundar - subgrupul mangan. Hidrogenul este, de asemenea, plasat în aceeași grupă, deși atomul său are un singur electron la nivelul exterior de valență și ar trebui să fie plasat în grupul I. Cu toate acestea, hidrogenul are foarte puține în comun atât cu elementele subgrupului principal - metalele alcaline, cât și cu elementele subgrupului secundar - cuprul, argintul și aurul. În același timp, ca și halogenii, adaugă un electron în reacțiile cu metalele active și formează hidruri care au unele asemănări cu halogenurile.

Subgrupul de halogeni include fluor, clor, brom, iod și astatin. Primele patru elemente se gasesc in natura, ultimul este obtinut artificial si de aceea a fost studiat mult mai putin decat ceilalti halogeni. Cuvântul halogen înseamnă formare de sare. Elementele subgrupului au primit această denumire datorită ușurinței cu care reacționează cu multe metale, formând săruri. Toți halogenii au structura învelișului electronului exterior s 2 p 5. Prin urmare, ei acceptă cu ușurință un electron, formând o înveliș stabilă de electroni de gaz nobil (s 2 p 6). Fluorul are cea mai mică rază atomică din subgrup; în rest crește în seria F< Cl < Br < I < Аt и составляет соответственно 133; 181; 196; 220 и 270 пм. В таком же порядке уменьшается сродство атомов элементов к электрону. Галогены - очень активные элементы. Они могут отнимать, электроны не только у атомов, которые их легко отдают, но и у ионов и даже вытеснять другие галогены, менее активные, из их соединений. Например, фтор вытесняет хлор из хлоридов, хлор - бром из бромидов, а бром - иод из иодидов. Из всех галогенов только фтор, находящийся во II периоде, не имеет незаполненного d-уровня. По этой причине он не может иметь больше одного неспаренного электрона и проявляет валентность только -1. В атомах других галогенов d-уровень не заполнен, что дает им возможность иметь различное количество неспаренных электронов и проявлять валентность -1, +1, +3, +5 и +7, наблюдающуюся в кислородных соединениях хлора, брома и иода К подгруппе марганца принадлежат марганец, технеций и рений. В отличии от галогенов элементы подгруппы марганца имеют на внешнем электронном уровне всего два электрона и поэтому не проявляют способности присоединять электроны, образуя отрицательно заряженные ионы.Марганец распространен в природе и широко используется в промышленности.Технеций радиоактивен, в природе не встречаемся, а получен искусственно (впервые - Э. Сегре и К.Перрье, 1937}. Этот элемент образуется вследствие радиоактивного распада урана. Рений относится к числу рассеянных элементов. Он не образует самостоятельных минералов, а встречается в качестве спутника некоторых минералов, особенно молибденовых. Он был открыт В. и И. Ноддак в 1925 г. Сплавы, имеющие небольшие добавки рения, обладают повышенной устойчивостью против коррозии. Добавка рения к и ее сплавам увеличивает их механическую прочность. Это свойство рения позволяет применять его вместо благородного металла иридия. Платино-платинорениевые термопары работают лучше платино-платиноиридиевых, но их нельзя использовать при очень temperaturi ridicate, deoarece se formează compusul volatil Re2O7.

Trăsătură caracteristică Nemetalele au un număr mai mare (comparativ cu metalele) de electroni în nivelul de energie exterior al atomilor lor. Acest lucru determină capacitatea lor mai mare de a atașa electroni suplimentari și de a prezenta o activitate oxidativă mai mare decât metalele. Proprietăți oxidante deosebit de puternice, adică capacitatea de a adăuga electroni, sunt prezentate de nemetale situate în perioadele a 2-a și a 3-a din grupele VI-VII. Dacă comparăm aranjarea electronilor în orbitali în atomii de fluor, clor și alți halogeni, atunci putem judeca proprietățile lor distincte. Atomul de fluor nu are orbiti liberi. Prin urmare, atomii de fluor pot prezenta doar valența I și starea de oxidare 1. Cel mai puternic agent de oxidare este fluorul. În atomii altor halogeni, de exemplu în atomul de clor, există orbitali d liberi la același nivel de energie. Datorită acestui fapt, împerecherea electronilor poate avea loc în trei moduri diferite. În primul caz, clorul poate prezenta o stare de oxidare de +3 și poate forma acid cloros HClO2, care corespunde sărurilor - cloriți, de exemplu cloritul de potasiu KClO2. În al doilea caz, clorul poate forma compuși în care starea de oxidare a clorului este +5. Astfel de compuși includ acidul hipocloros HClO3 și sărurile sale - clorați, de exemplu clorat de potasiu KClO3 (sare Berthollet). În al treilea caz, clorul prezintă o stare de oxidare de +7, de exemplu în acidul percloric HClO4 și sărurile sale, perclorații (în perclorat de potasiu KClO4).

Reacții analitice particulare ale ionilor de Mn 2+

1.5.5. Oxidarea cu bismutat de sodiu NaBiO 3 se desfășoară conform ecuației:

2Mn(NO3)2 + 5NaBiO3 + 16HNO3 = 2HMnO4 + 5Bi(NO3)3 + 5NaNO3 + 7H2O.

Reacția are loc la frig. Executarea reactiei: se adaugă 3-4 picături de soluție 6 M HNO 3 și 5-6 picături de H 2 O la 1-2 picături de soluție de sare de mangan, după care se adaugă puțină pulbere de NaBiO 3 cu o spatulă. După ce amestecați conținutul eprubetei, lăsați-o să stea timp de 1-2 minute, apoi centrifugați pentru a separa excesul de bismutat de sodiu. În prezența Mn 2+, soluția devine violet ca urmare a formării acidului mangan, care este unul dintre cei mai puternici agenți de oxidare.

1.5.6. Oxidarea PbO 2 cu dioxid de plumb într-un mediu de acid azotic la încălzire:

2Mn(NO3)2 + 5PbO2 + 6HNO3 → 2HMnO4 + 5Pb(NO3)2 + 2H2O.

Executarea reactiei: Se ia puțină pulbere de PbO 2 și se pune într-o eprubetă, se adaugă acolo 4-5 picături de 6 M HNO 3 și se încălzește amestecând. Apariția unei culori violet indică prezența Mn 2+.

1.5.7. De importanță în analiză sunt reacțiile Mn 2+ cu carbonați de metale alcaline, fosfat acid de sodiu, reacțiile de oxidare cu persulfat de amoniu, oxidarea benzidinei cu compuși Mn 4+, reducerea AgCl la argint metalic cu ioni de Mn 2+.

88. Elemente din grupa VIII B. Proprietăți tipice cele mai importante conexiuni. Rolul biologic. Reacții analitice pentru ionii Fe 3+ și Fe 2+.

Subgrupul fierului- elemente chimice din grupa a 8-a a tabelului periodic elemente chimice(conform clasificării învechite - elemente ale unui subgrup secundar al grupei VIII). Grupul include fier Fe, ruteniu Ru și osmiu Os. Pe baza configurației electronice a atomului, elementul sintetizat artificial aparține și el aceluiași grup hassiy Hs, care a fost descoperit în 1984 la Centrul de Cercetare a Ionilor Grei (germană). Gesellschaft für Schwerionenforschung, GSI), Darmstadt, Germania, ca urmare a bombardării unei ținte de plumb (208 Pb) cu un fascicul de ioni de fier-58 de la acceleratorul UNILAC. Ca rezultat al experimentului, au fost sintetizați 3 265 nuclee Hs, care au fost identificate în mod fiabil prin parametrii lanțului de dezintegrare α. Concomitent și independent, aceeași reacție a fost studiată la JINR (Dubna, Rusia), unde, pe baza observației a 3 evenimente de dezintegrare α a nucleului de 253 Es, s-a mai concluzionat că în această reacție nucleul de 265 Hs, subiect la α-degradare, a fost sintetizat. Toate elementele din grupa 8 conțin 8 electroni în învelișul lor de valență. Două elemente ale grupului - ruteniul și osmiul - aparțin familiei metalelor platinei. Ca și în alte grupuri, membrii elementelor grupului 8 prezintă modele de configurație electronică, în special în învelișurile exterioare, deși, în mod surprinzător, ruteniul nu urmează această tendință. Cu toate acestea, elementele acestui grup prezintă, de asemenea, asemănări proprietăți fiziceși comportament chimic: Fierul se găsește rar în natură în forma sa pură, cel mai adesea se găsește în meteoriții fier-nichel. Prevalența fierului în scoarța terestră este de 4,65% (locul 4 după oxigen, siliciu și aluminiu). De asemenea, se crede că fierul constituie cea mai mare parte a miezului pământului.

Ruteniul este singurul metal de platină găsit în organismele vii. (După unele surse – tot platină). Concentrat în principal în țesutul muscular. Oxidul de ruteniu mai mare este extrem de toxic și, fiind un agent oxidant puternic, poate provoca arderea substanțelor inflamabile.

Reacții analitice

Hexacianoferratul de potasiu (III) K 3 cu cationul Fe 2+ formează un precipitat albastru de „Turnboole blue”:

3FeSO 4 + 2K 3 → Fe 3 2 ↓+ 3K 2 SO 4 ,

3Fe 2+ + 2Fe(CN) 6 3– → Fe 3 2 ↓.

Precipitatul nu se dizolvă în acizi, ci se descompune cu alcalii formând Fe(OH)2. Dacă există un exces de reactiv, precipitatul devine verde. Reacția este interferată de ionii Fe 3+, care la concentrații mari dau reactivului o culoare maro soluției, și de ionii Mn 2+ și Bi 3+, care dau reactivului precipitate slab colorate, solubile în acizi. Efectuarea reacțiilor. Puneți 1-2 picături de soluție de FeSO4 într-o eprubetă și adăugați 1 picătură de reactiv. Împărțiți precipitatul rezultat în două părți, adăugați 1-2 picături de soluție 2 M HC1 la prima și 1-2 picături de soluție alcalină 2 M la a doua. Condițiile de reacție sunt cu soluții diluate în mediu acid, pH = 3.

1.5.2.> Oxidarea Fe 2+ la Fe 3+. Ionul Fe 2+ este un agent reducător destul de puternic și poate fi oxidat sub acțiunea unui număr de agenți oxidanți, de exemplu, H 2 O 2, KMnO 4, K 2 Cr 2 O 7 într-un mediu acid etc.

2Fe 2+ + 4OH – + H 2 O 2 → 2Fe(OH) 3 ↓.

La efectuarea unei analize sistematice, Fe 2+ trebuie descoperit în teste preliminare, deoarece în procesul de separare a grupurilor, Fe 2+ poate fi oxidat la Fe 3+.

Reacții analitice particulare ale ionilor de Fe 3+

1.5.3. Hexacianoferratul (II) K 4 de potasiu cu cationi Fe 3+ formează un precipitat albastru închis de „albastru prusac”:

4Fe 3+ + 3Fe(CN) 6 4– → Fe 4 3 ↓.

Precipitatul este practic insolubil în acizi, dar este descompus de alcalii pentru a forma Fe(OH)3. În exces față de reactiv, precipitatul se dizolvă vizibil. Executarea reacției. Adăugați 1 picătură de reactiv la 1-2 picături de soluție de FeCl3. Împărțiți precipitatul rezultat în două părți. Se adaugă 2-3 picături de soluție 2 M HC1 într-o parte, 1-2 picături de soluție 2 M NaOH în cealaltă, se amestecă.

1.5.4. Tiocianatul de potasiu (rodanidă) KNCS cu ioni de Fe 3+ formează un complex roșu-sânge. În funcție de concentrația de tiocianat, se pot forma complexe de diferite compoziții:

Fe 3+ + NCS – ↔ Fe(NCS) 2+ ,

Fe 3+ + 2NCS – ↔ Fe(NCS) 2+,

etc. la Fe 3+ + 6NCS – ↔ Fe(NCS) 6 3– ,

Reacția este reversibilă, deci reactivul este luat în exces. Determinarea este interferată de ionii care formează complecși stabili cu Fe3+, de exemplu, ionii de fluor, sărurile acizilor fosforic, oxalic și citric.

89. Elemente din grupa I B. Proprietăți tipice ale celor mai importanți compuși, rol biologic. Efectul bactericid al ionilor Ag + și Cu 2+. Reacții analitice la ionii de argint și cupru.

n = 4 Cu ns1(n-1)d10, nivel extern - 1 ē,

preextern - 18 ē

n = 5 Ag Nepereche ē - unul(eșec, alunecare), dar

n = 6 Au 18 - strat electronic, stabil în subgrup

zinc, nu s-a stabilizat încă complet aici și

capabil să piardă ē, astfel încât CO sunt posibile

Doar elementele d ale grupului IB formează compuși în care CO depășește grupul N și este mai stabil pentru Cu2+, Ag+, Au+3

O proprietate caracteristică a ionilor de cupru cu încărcare dublă este capacitatea lor de a se combina cu moleculele de amoniac pentru a forma ioni complecși. Cupru este unul dintre oligoelemente. Fe, Cu, Mn, Mo, B, Zn, Co au primit această denumire datorită faptului că cantități mici din ele sunt necesare pentru funcționarea normală a plantelor. Microelementele cresc activitatea enzimelor, favorizează sinteza zahărului, amidonului, proteinelor, acizilor nucleici, vitaminelor și enzimelor. Argintul este un metal slab activ. În atmosfera aerului nu se oxidează nici la temperatura camerei, nici la încălzire. Înnegrirea des observată a obiectelor de argint este rezultatul formării de sulfură de argint neagră - AgS 2 - pe suprafața acestora. Acest lucru se întâmplă sub influența hidrogenului sulfurat din aer, precum și atunci când obiectele de argint intră în contact cu produse alimentare care conțin compuși de sulf 4Ag + 2H 2 S + O 2 -> 2Ag 2 S + 2H 2 OV În intervalul de tensiune, argintul este situat mult mai departe. Prin urmare, acizii clorhidric și sulfuric diluați nu au niciun efect asupra acestuia. Argintul este de obicei dizolvat în acid azotic, care interacționează cu acesta conform ecuației: Ag + 2HNO 3 -> AgNO 3 + NO 2 + H 2 O Argintul formează o serie de săruri, ale căror soluții conțin cationi incolori Ag + actioneaza asupra solutiilor de saruri de argint, este posibil sa se obtina AgOH, dar in schimb precipita un precipitat maro de oxid de argint(I): 2AgNO 3 + 2NaOH -> Ag 2 O + 2NaNO 3 + H 2 O Pe langa argint(I). ) oxid, sunt cunoscuţi oxizii AgO şi Ag 2 O 3 Azotatul de argint (lapis ) - AgNO 3 - formează cristale transparente incolore, foarte solubile în apă. Este folosit în producția de materiale fotografice, în fabricarea oglinzilor, în galvanizare și în medicină. Ca și cuprul, argintul are tendința de a forma mulți compuși de argint insolubili în apă (de exemplu: oxid de argint - Ag 2 O și clorură de argint AgCl) , se dizolvă ușor într-o soluție apoasă de amoniac Compuși complecși de cianuri de argint sunt utilizați pentru argintul galvanic, deoarece în timpul electrolizei soluțiilor acestor săruri se depune la suprafață un strat dens de argint fin-cristalin. de produse.Toți compușii de argint se reduc cu ușurință cu eliberarea de aplice metalice de sulf. Dacă la o soluție de amoniac de oxid de argint(I) situată în sticlărie, se adauga putina glucoza sau formol ca agent reducator, apoi argintul metalic este eliberat sub forma unui strat dens de oglinda lucios pe suprafata sticlei. Ionii de argint suprimă dezvoltarea bacteriilor și, chiar și în concentrații foarte mici, se serilizează apă potabilă. În medicină, pentru dezinfecția mucoaselor, se folosesc soluții coloidale de argint stabilizate cu aditivi speciali (protargol, colargol etc.) Argintul (împreună cu alte metale grele precum cuprul, staniul, mercurul) este capabil să exercite un bactericid. efect în concentrații mici (așa-numitul efect oligodinamic) . Un efect bactericid pronunțat (capacitatea de a ucide în mod fiabil anumite bacterii) este observat la concentrații de ioni de argint de peste 0,15 mg/l. Într-o cantitate de 0,05 - 0,1 mg/l, ionii de argint au doar un efect bacteriostatic (capacitatea de a inhiba creșterea și reproducerea bacteriilor).Deși rata de dezinfecție a argintului nu este la fel de mare ca cea a ozonului sau a razelor UV, ionii de argint pot rămâne în apă mult timp, asigurând dezinfecție pe termen lung. Mecanismul de acțiune al argintului nu este încă pe deplin înțeles. Oamenii de știință cred că efectul de dezinfectare este observat atunci când ionii de argint și cupru încărcați pozitiv formează legături electrostatice cu suprafața încărcată negativ a celulelor microorganismelor. Aceste legături electrostatice creează tensiune care poate afecta permeabilitatea celulelor și poate reduce pătrunderea unor cantități vitale de nutrienți în ele. Pătrunzând în interiorul celulelor, ionii de argint și cupru interacționează cu aminoacizii, care fac parte din proteine și sunt utilizați în procesul de fotosinteză. Ca urmare, procesul de transformare a radiațiilor solare în hrană și energie pentru microorganisme este întrerupt, ceea ce duce la moartea acestora. Ca urmare a numeroaselor studii, efectul bactericid eficient al ionilor de argint asupra majorității microorganismelor patogene, precum și asupra virusurilor. fost confirmat. Cu toate acestea, soiurile de microorganisme care formează spori sunt practic insensibile la argint. Îmbogățirea apei cu ioni de argint poate fi realizată în mai multe moduri: contact direct al apei cu suprafața argintului, tratarea apei cu o soluție de săruri de argint și electrolitic. metodă.

Reacție calitativă la ionii de cupru
Hexacianoferratul de potasiu (2) K 4 formează cu o soluție de sare de cupru un precipitat roșu-brun de Cu 2, insolubil în acizi diluați, dar solubil în soluție de amoniac.
Cu 2+ + 4+ ® Cu 2 ¯La 3 picături de soluție de CuSO 4 adăugați 2 picături de soluție de sare K 4. Observați formarea unui precipitat roșu. Se centrifugă precipitatul și se adaugă 3-5 picături de soluție de amoniac.

Reacții pentru detectarea ionilor de cupru Cu2+

Acțiunea grupului reactiv H2S. Hidrogenul sulfurat formează un precipitat negru de sulfură de cupru (II) în soluții acidificate de săruri de cupru: CuS: CuSO4 + H2S = CuS + H2SO4,Cu2+ + H2S = CuS + 2H+.

Acțiunea hidroxidului de amoniu NH4OH. Hidroxidul de amoniu NH4OH, luat în exces, formează cu sărurile de cupru un cation complex de cupru tetraamină (II) de culoare albastru intens:

CuSO4 + 4NH4OH = SO4 + 4H2O,

Cu2+ + 4NH4OH = + + 4H2O.

Reacții de detectare a ionilor de argint Ag+

Acțiunea reactivului de grup HC1. Acidul clorhidric formează, cu soluții de săruri Ag+, un precipitat alb de clorură de argint AgCl, care este practic insolubil în apă:

Ag+ + Cl- = AgCl.

Detectarea cationului de argint. Acidul clorhidric și soluțiile sărurilor sale (adică, ionii de clorură de Cl-) formează, cu soluții de săruri Ag+, un precipitat alb practic insolubil în apă de clorură de argint AgCl, care se dizolvă bine într-un exces de soluție de NH4OH; în acest caz, se formează o sare de argint complexă solubilă în apă, clorură de argint diamina. Odată cu acțiunea ulterioară a acidului azotic, ionul complex este distrus și clorura de argint precipită din nou (aceste proprietăți ale sărurilor de argint sunt folosite pentru a o detecta):

AgNO3 + HCl = AgCl + HNO3,

AgCl + 2NH4OH = CI + 2H2O,

CI + 2HNO3 = AgCI + 2NH4NO3.

90. Elemente din grupa II B. Proprietăți tipice ale celor mai importanți compuși, rol biologic. Natura complexă a enzimelor care conțin cupru și zinc. Reacții analitice pentru ionii Zn 2+.

Enzimele sunt catalizatori naturali de proteine. Unele enzime au o compoziție pur proteică și nu necesită alte substanțe pentru a-și manifesta activitatea. Cu toate acestea, există un grup mare de enzime a căror activitate apare numai în prezența anumitor compuși non-proteici. Acești compuși sunt numiți cofactori. Cofactorii pot fi, de exemplu, ioni metalici sau compuși organici structura complexa- se numesc de obicei coenzime. S-a stabilit că pentru funcționarea normală a enzimei sunt necesare uneori atât o coenzimă, cât și un ion metalic, formând împreună cu molecula de substrat un complex ternar. Astfel, metalele fac parte din mașinile biologice ca o parte de neînlocuit. Ionii de magneziu sunt necesari pentru a lucra la transferul reziduurilor de acid fosforic, iar ionii de potasiu sunt, de asemenea, necesari pentru aceleasi scopuri; hidroliza proteinelor necesită ioni de zinc, etc. Mai jos vom examina aceste probleme în detaliu. Astfel de enzime, care au specificitate absolută, includ, în special, ureaza, care descompune ureea. Majoritatea enzimelor nu sunt la fel de stricte în alegerea substratului. Aceeași hidrolază, de exemplu, este capabilă să catalizeze descompunerea hidrolitică a mai multor esteri diferiți Pe măsură ce partea chimică a cercetării biologice s-a aprofundat și chimiștii au devenit din ce în ce mai mulți asistenți și colaboratori ai biologilor, numărul de enzime nou descoperite a crescut constant; în curând au trebuit să fie numărate nu în zeci, ci în sute. Această extindere a gamei de catalizatori biologici a cauzat unele dificultăți în clasificarea și nomenclatura enzimelor. Anterior, enzimele erau denumite în funcție de substratul pe care acționau, cu adăugarea terminației „ase”. Deci, dacă o enzimă acționează asupra maltozei de zahăr, atunci se numea „maltază”, dacă asupra lactozei - „lactază”, etc. În prezent, a fost adoptată o nomenclatură în care denumirea reflectă și funcția chimică a enzimei. Particula „aza” este rezervată enzimelor simple. Dacă în reacție este implicat un complex de enzime, se folosește termenul „sistem”.

Enzimele sunt împărțite în șase clase:

Oxidorreductaze. Acestea sunt enzime care catalizează reacțiile redox. Exemple de oxidoreductaze includ piruvat dehidrogenaza, care elimină hidrogenul din acidul piruvic, catalaza, care descompune peroxidul de hidrogen etc.

Grupa VII A include următoarele elemente: fluorF, clorC.I., bromBr, iod I, astatinLa, - care au un nume comun halogeni, care înseamnă literal: producătoare de sare.

Halogenii (cu excepția astatinului) se găsesc pe scară largă în natură. Astatina este obținută în principal artificial. Conținutul total de astatin în stratul crustal de 1,6 km grosime este estimat la ≈ 70 mg. Este radioactiv (timpul de înjumătățire al celui mai stabil izotop este de 8,1 ore), a fost puțin studiat și, prin urmare, nu îl vom lua în considerare.

Halogenii nu apar în natură într-o formă liberă și există doar într-o formă legată, adică. sub formă de legături cu alte elemente. Cele mai comune în natură sunt clorul și fluorul, conținutul lor fiind de 0,19%, respectiv 0,03% din masa scoarței terestre.

Compușii de clor și fluor sub formă de diferite minerale formează depozite independente pe uscat. Pentru clor, cele mai importante minerale naturale sunt sare gemaNaCl, carnalităKCl ∙ MgCl 2 ∙ 6 H 2 O, silvinităKCl ∙ NaCl. Cele mai cunoscute minerale de fluor suntfluorit sau spat fluor 2 CaF, criolit 3 N / A 6 AlF, fluorapatită 5 (Ca 4 ) 3 F.

P.O.

Bromul și iodul sunt oligoelemente și nu formează propriile zăcăminte minerale. Cantități semnificative de brom și iod, împreună cu alți halogeni, se găsesc în apa de mare sub formă de diferite săruri, de unde sunt absorbite activ de alge.

Structura atomilor de halogen, proprietățile lor fizice și chimice

Atomii tuturor halogenilor conțin 7 electroni în stratul exterior de electroni, a cărui structură poate fi reprezentată după cum urmează:

Fluorul diferă de alți halogeni prin faptul că nu are un subnivel d pe stratul său electronic exterior.

Unele caracteristici fizice ale atomilor de halogen sunt prezentate în Tabelul 4. Tabelul 4. Caracteristici comparative


unele proprietăți fizice ale halogenilor și substanțele simple pe care le formează
Raza orbitală a unui atom, nm
Prima energie de ionizare (Г 0 – 1 ē → Г +1), kJ/mol
Afinitate electronică, kJ/mol
Electronegativitatea după Pauling
Energia de legare într-o moleculă a unei substanțe simple G 2, kJ/mol
Lungimea legăturii într-o moleculă a unei substanțe simple, nm

Punctul de topire al substanțelor simple, o C

În consecință, posibilele valori de valență în timpul formării legăturilor prin mecanismul de schimb în acest caz vor fi, de asemenea, egale cu 3, 5 sau 7.

Fluorul, spre deosebire de toți ceilalți halogeni, prezintă de obicei o valență de 1, deoarece

el nu-și poate vaporiza perechile de electroni. Teoretic, fluorul, ca element al perioadei a doua, poate prezenta o valență maximă de 4, dacă luăm în considerare, pe lângă mecanismul de schimb, mecanismul donor-acceptor de formare a legăturii covalente. Într-adevăr, pe stratul exterior de electroni al atomului de fluor, împreună cu un electron nepereche, există și 3 perechi de electroni. Datorită acestora, acționând ca un donator, fluorul poate forma suplimentar 3 legături covalente. Adevărat, se poate presupune că fluorul va fi „reticent” în a face acest lucru, deoarece este cel mai electronegativ element și este mai tipic ca acesta să ia perechi de electroni decât să-l furnizeze unui alt atom, deși pentru utilizare comună.

Este cunoscut compusul BF, în care multiplicitatea legăturilor este 3. Acest fapt poate fi explicat dacă presupunem că atomul de fluor a format o legătură printr-un mecanism de schimb, iar celelalte două printr-un mecanism donor-acceptor.FHalogeni (cu excepția

) în compuși pot prezenta atât stări de oxidare pozitive, cât și negative.

Ele prezintă o stare de oxidare pozitivă atunci când interacționează cu atomi de elemente care sunt mai electronegative decât ei înșiși. În acest caz, halogenii acționează ca un agent reducător și își cedează electronii neperechi altor atomi din stratul exterior. Valoarea stării de oxidare va fi egală cu +1 (în stare staționară), +3, +5, +7 (în stare excitată).

Fluorul nu poate prezenta o stare de oxidare pozitivă, deoarece este cel mai electronegativ element și în reacțiile chimice preia întotdeauna electroni de la alți atomi, acționând doar ca un agent de oxidare, iar în toți compușii prezintă o stare de oxidare de -1. F 2 Din acest motiv, primind F - din fluoruri chimic (folosind atomi ai unui alt element, adică oxidarea 2 F 2 0 - 2ē =)) nu poate fi efectuată. Acest lucru se poate face numai electric (prin electroliza unei topituri de fluor, de exemplu, sare ).

NaF

Halogenii formează compuși generali cu hidrogenul
.

Acestea sunt substanțe gazoase (punct de fierbere HF ≈ 16 o C), foarte solubile în H 2 O. Soluțiile lor apoase au proprietăți acide, iar tăria acestor acizi din seria HF, HCl, HBr, HI crește de la stânga la dreapta. Cel mai slab acid este HF, cel mai puternic este HI. Acest lucru se datorează faptului că în grupul de sus în jos razele atomilor de halogen cresc, ceea ce slăbește rezistența. Conexiuni R-H

(deoarece lungimea sa crește) și ionii H + sunt despărțiți mai ușor.

Acidul fluorhidric sau fluorhidric HF este într-o anumită măsură mai slab decât toți ceilalți acizi halohidric și datorită capacității moleculelor sale de a forma asociați de tip (HF) n (unde n variază de la 1 la 8) datorită formării de legături de hidrogen:

H – F    H – F;FH – F    H – F    H – F etc.

Cu oxigen, halogeni (cu excepția) poate forma 4 tipuri de oxizi: 2 O, ) poate forma 4 tipuri de oxizi: 2 O 7; (Oxizii obținuți pentru clorBr 2 OClpentru brom - 2 O, pentru brom - 2 O 5 , pentru brom - 2 O 7 ;pentru iod - 2 O 3 eu

.
Oxid
R

în formă liberă nu este izolat pentru niciun halogen).

Oxizi obținuți pentru clorŞi , în care prezintă stări de oxidare necaracteristice de +4 și +6. Aceștia sunt compuși valent nesaturați predispuși la dimerizare. Au proprietăți paramagnetice, deoarece atomii de clor conțin un electron nepereche. , în care prezintă stări de oxidare necaracteristice de +4 și +6. Aceștia sunt compuși valent nesaturați predispuși la dimerizare. Au proprietăți paramagnetice, deoarece atomii de clor conțin un electron nepereche. Toți oxizii sunt obținuți nu prin interacțiunea directă a substanțelor halogenate simple cu oxigenul, ci indirect. Aceștia sunt oxizi acizi. Când sunt dizolvate în H2O, formează acizi de tipul general: Pentru fiecare element, pe măsură ce starea sa de oxidare crește, puterea acizilor din acea serie crește de la stânga la dreapta. Forța acizilor în care elementele prezintă același grad de oxidare scade în grup de sus în jos. De exemplu, pe rând:HOH

O-
Oxid
cel mai puternic acid este HC

lOF 2 .) poate forma 4 tipuri de oxizi: 2 Acest lucru se datorează creșterii proprietăților metalice ale halogenilor din grup de sus în jos, ceea ce, la rândul său, duce la o creștere a proprietăților de bază ale compușilor lor care conțin oxigen.Br 2 Fluorul formează compuși cu oxigenulpentru brom - 2 , în care O prezintă o stare de oxidare pozitivă de +2 sau +1. Prin urmare, aceste substanțe nu sunt oxizi.

Forța de legătură în moleculele substanțelor simple scade de la clor la iod. F2 nu se încadrează din acest model, a cărui forță de legătură este semnificativ mai mică decât rezistența de legare în molecula de Cl2 (Tabelul 4).

Astfel de proprietăți anormale ale fluorului pot fi explicate prin absența unui subnivel d vacant în stratul electronic exterior al atomilor săi.

Atomii de clor și ai altor halogeni au d-orbitali liberi și, prin urmare, există o interacțiune suplimentară donor-acceptor între ei în moleculele de substanțe simple, care întărește legătura. Acest lucru este prezentat în următoarea diagramă:

După cum rezultă din Tabelul 4, energia de ionizare, energia afinității electronilor și electronegativitatea relativă a atomilor de halogen din grup scad de sus în jos. În conformitate cu aceasta, vor scădea și proprietățile nemetalice ale halogenilor și, prin urmare, capacitatea de oxidare a atomilor lor și a substanțelor simple pe care le formează în grupul de sus în jos.

Fiecare halogen din amonte îi poate înlocui pe cei din aval de compușii lor cu hidrogen și metale. De exemplu, Cl2 poate înlocui Br2 și I2.

Și Br 2 poate înlocui doar I 2:

Cl2 + 2HBr = Br2 + 2HCI

Br 2 + 2NaІ = І 2 + 2NaBr

Aceste reacții apar de obicei în soluții apoase, deci F2 nu participă la ele, deoarece descompune puternic apa:

2F2 + 2H2O = 4 HF + O2

Halogenii rămași sunt relativ ușor solubili în H2O și, într-o măsură și mai mică, interacționează reversibil cu acesta conform următoarei scheme:
G2 + H2O

NG + ONG

Mai mult, la trecerea de la clor la iod, echilibrul acestei reacții se deplasează din ce în ce mai mult spre stânga, iar pentru I 2 este practic necaracteristic. ) poate forma 4 tipuri de oxizi: 2 . Br 2 Soluții în apă se numesc apă cu clor și respectiv brom.

Pe lângă halogenii înșiși, aceste soluții conțin produse ale interacțiunii lor cu H2O, ceea ce le conferă anumite proprietăți specifice.

9 F 1s 2 2s 2 2p 5

17 Cl 3s 2 3p 5

35 Br 3d 10 4s 2 4p 5

53 I 4d 10 5s 2 5p 5

85 La 4f 14 5d 10 6s 2 6p 5

Cele 5 elemente ale subgrupului principal al grupului VII au un nume comun de grup „halogeni” (Hal), care înseamnă „producător de sare”. Subgrupul de halogeni include fluor, clor, brom, iod și astatin (astatina - element radioactiv

, putin studiat). Acestea sunt elementele p ale grupului sistemului periodic al lui D.I. Mendeleev. La nivelul energetic exterior, atomii lor au 7 electroni ns 2 np 5. Aceasta explică caracterul comun al proprietăților lor.

Ei adaugă cu ușurință câte un electron fiecare, prezentând o stare de oxidare de -1. Halogenii au acest grad de oxidare în compușii cu hidrogen și metale.

Cu toate acestea, atomii de halogen, pe lângă fluor, pot prezenta și stări de oxidare pozitive: +1, +3, +5, +7. Valorile posibile ale stărilor de oxidare sunt explicate prin structura electronică, care pentru atomii de fluor poate fi reprezentată prin diagramă

Fiind cel mai electronegativ element, fluorul poate accepta doar un electron pe subnivel 2p. Are un electron nepereche, deci fluorul poate fi doar monovalent, iar starea de oxidare este întotdeauna -1.

Structura electronică a atomului de clor este exprimată prin diagrama:

Atomul de clor are un electron nepereche în subnivelul 3p și starea normală (neexcitată) a clorului este monovalentă. Dar, din moment ce clorul se află în a treia perioadă, are încă cinci orbitali ai celui de-al treilea subnivel, care pot găzdui 10 electroni.

În starea excitată a atomului de clor, electronii se deplasează de la subnivelurile 3p și 3s la subnivelul 3d (indicat prin săgeți în diagramă). Separarea (împerecherea) electronilor aflați în același orbital crește valența cu două unități. Evident, clorul și analogii săi (cu excepția fluorului) pot prezenta doar valența variabilă impară 1, 3, 5, 7 și stări de oxidare pozitive corespunzătoare. Fluorul nu are orbitali liberi, ceea ce înseamnă că în timpul reacțiilor chimice nu există separarea electronilor perechi în atom. Prin urmare, atunci când se iau în considerare proprietățile halogenilor, este întotdeauna necesar să se ia în considerare caracteristicile fluorului și compușilor.

Soluțiile apoase de compuși cu hidrogen ai halogenilor sunt acizi: HF - fluorhidric (fluoric), HCl - clorhidric (clorhidric), HBr - bromhidric, HI - iodhidric.

Structura identică a stratului electronic exterior (ns 2 np 5) determină marea asemănare a elementelor.

Substante simple - nemetale F 2 (gaz), Cl 2 (gaz), Br 2 (l), l 2 (solid).

Când formează legături covalente, halogenii folosesc cel mai adesea un electron p nepereche disponibil într-un atom neexcitat, prezentând B = I.

Stări de valență ale atomilor CI, Br, I.

Prin formarea de legături cu atomii mai multor elemente electronegative, atomii de clor, brom și iod pot trece de la starea de valență fundamentală la cele excitate, care este însoțită de tranziția electronilor la orbitalii liberi ai subnivelului d. În acest caz, numărul de electroni nepereche crește, drept urmare atomii CI, Br, I pot forma un număr mai mare de legături covalente:

Diferența dintre F și alți halogeni

În atomul F, electronii de valență se află în al 2-lea nivel de energie, care are doar subnivelurile s și p. Acest lucru exclude posibilitatea de tranziție a atomilor F la stări excitate, prin urmare fluorul din toți compușii prezintă o constantă B egală cu I. În plus, fluorul este elementul cel mai electronegativ, ca urmare a căruia are și o constantă c. O. -1.

Cei mai importanți compuși halogeni

I. Halogenuri de hidrogen HHal.

II Halogenurile metalice (sărurile acizilor halogenați) sunt cei mai numeroși și stabili compuși halogeni

III. Compuși organohalogeni

IV. Substante care contin oxigen:

Oxizi instabili, dintre care existența a 6 oxizi poate fi considerată de încredere (Cl 2 O, ClO 2, Cl 2 O 7, Br 2 O, BrO 2, I 2 O 5);

Oxoacizi instabili, dintre care doar 3 acizi sunt izolați ca substanțe individuale (HClO 4, HlO 3, HlO 4);

Săruri ale oxoacizilor, în principal cloriți, clorați și perclorați.