Podskupina mangánu- chemické prvky 7. skupiny periodickej tabuľky chemických prvkov (podľa zastar klasifikácie - prvky sekundárna podskupina skupiny VII). Skupina zahŕňa prechodné kovy mangán Mn, technécium Tc a rénium Re. Na základe elektrónovej konfigurácie atómu patrí do rovnakej skupiny aj prvok bohrium Bh, umelo syntetizované.

Rovnako ako v iných skupinách, členovia tejto rodiny prvkov vykazujú vzory elektronickej konfigurácie, najmä vonkajších obalov, čo vedie k podobným fyzikálnym vlastnostiam a chemickému správaniu:

Prvky skupiny 7 majú 7 valenčných elektrónov. Všetky sú to strieborno-biele žiaruvzdorné kovy. V rade Mn - Tc - Re chemická aktivita klesá. Elektrická vodivosť rénia je približne 4-krát menšia ako volfrámu. Tento kov je vynikajúcim materiálom na výrobu vlákien elektrických lámp, ktoré sú pevnejšie a odolnejšie ako obyčajný volfrám. Na vzduchu je kompaktný kovový mangán pokrytý tenkým oxidovým filmom, ktorý ho chráni pred ďalšou oxidáciou aj pri zahriatí. Naopak, v jemne rozomletom stave celkom ľahko oxiduje.

Dvaja zo štyroch členov skupiny, technécium a bohrium, sú rádioaktívne s dosť krátkym polčasom rozpadu, preto sa v prírode nevyskytujú.

Mangán patrí k bežným prvkom, tvorí 0,03 % z celkového počtu atómov v zemskej kôre. Mnohé horniny obsahujú malé množstvo mangánu. Súčasne dochádza aj k akumulácii jeho kyslíkatých zlúčenín, najmä vo forme minerálu pyrolusitu MnO 2 . Ročná svetová produkcia mangánových rúd je asi 5 miliónov ton.

Čistý mangán možno získať elektrolýzou roztokov jeho solí. Asi 90 % všetkej produkcie mangánu sa spotrebuje pri výrobe rôznych zliatin na báze železa. Preto sa jeho vysokopercentná zliatina so železom, feromangán (60-90% Mn), zvyčajne taví priamo z rúd, ktoré sa potom používajú na zavádzanie mangánu do iných zliatin. Tavenie feromangánu zo zmesi mangánových a železných rúd sa realizuje v elektrické rúry a mangán sa redukuje uhlíkom podľa reakcie:

V zemskej kôre sa technécium nenachádza. Veľmi malé množstvá sa získavali umelo a zistilo sa, že chemickými vlastnosťami je oveľa bližšie k réniu ako k mangánu. Podrobná štúdia prvku a jeho zlúčenín však ešte nebola vykonaná.

Obsah rénia v zemskej kôre je veľmi nízky (9·10 −9 %). Tento prvok je extrémne rozptýlený: dokonca aj minerály najbohatšie na rénium (molybdenity) ho obsahujú v množstvách zvyčajne nepresahujúcich 0,002 % hmotnosti. Rénium a jeho deriváty sa zatiaľ nezistili ako široko používané. Avšak v roku 2007 bola svetová produkcia rénia asi 45 ton. Je to tiež reaktívny prvok.

Prvky v skupine VII periodický systém, sú rozdelené do dvoch podskupín: hlavná - podskupina halogénov - a vedľajšia - podskupina mangánu. Vodík je zaradený do rovnakej skupiny, hoci jeho atóm má jeden elektrón na vonkajšej, valenčnej, úrovni a mal by byť zaradený do skupiny I. Vodík má však veľmi málo spoločného ako s prvkami hlavnej podskupiny – alkalické kovy, tak aj s prvkami vedľajšej podskupiny – meďou, striebrom a zlatom. Zároveň, podobne ako halogény, pridaním elektrónu pri reakciách s aktívnymi kovmi vytvára hydridy, ktoré majú určitú podobnosť s halogenidmi.

Halogénová podskupina zahŕňa fluór, chlór, bróm, jód a astatín. Prvé štyri prvky sa nachádzajú v prírode, posledný sa získava umelo, a preto bol skúmaný oveľa menej ako ostatné halogény. Slovo halogén znamená soľotvorný. Prvky podskupiny dostali tento názov kvôli ľahkosti, s akou reagujú s mnohými kovmi a tvoria soli.

Všetky halogény majú štruktúru vonkajšieho plášťa s2p5. Preto ľahko prijímajú elektrón a vytvárajú stabilný elektrónový obal vzácneho plynu (s2р6). Najmenší polomer atómu v podskupine je pre fluór, pre zvyšok sa zväčšuje v sérii 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.

Zo všetkých halogénov len fluór, ktorý je v období II, nemá nenaplnenú hladinu d. Z tohto dôvodu nemôže mať viac ako jeden nespárovaný elektrón a vykazuje valenciu iba -1. V atómoch iných halogénov nie je hladina d vyplnená, čo umožňuje, aby mali rôzny počet nepárových elektrónov a vykazovali valenciu -1, +1, +3, +5 a +7, pozorovanú v r. kyslíkaté zlúčeniny chlóru, brómu a jódu.

Podskupina mangánu zahŕňa mangán, technécium a rénium. Na rozdiel od halogénov majú prvky mangánovej podskupiny iba dva elektróny na vonkajšej elektrónovej úrovni, a preto nevykazujú schopnosť pripájať elektróny za vzniku záporne nabitých iónov.

COSGRAVE (Cosgrave) William Thomas (1880-1965), jeden z vodcov Írskej strany Shinfeiner. Člen írskeho povstania v roku 1916. Podporoval anglo-írsku zmluvu z roku 1921. V rokoch 1922-32 predseda vlády.

NASTURAN, mineral, pozri čl. Uraninit.

HORSKÉ TERASY (lysé terasy), terasovité plochy na svahoch hôr nad hranicou lesa, vplyvom mrazového zvetrávania a soliflukcie.

Prvky zahrnuté v skupine VII periodického systému sú rozdelené do dvoch podskupín: hlavná - halogénová podskupina - a vedľajšia - mangánová podskupina. Vodík je zaradený do rovnakej skupiny, hoci jeho atóm má jeden elektrón na vonkajšej, valenčnej, úrovni a mal by byť zaradený do skupiny I. Vodík má však veľmi málo spoločného ako s prvkami hlavnej podskupiny – alkalické kovy, tak aj s prvkami vedľajšej podskupiny – meďou, striebrom a zlatom. Zároveň, podobne ako halogény, pridaním elektrónu pri reakciách s aktívnymi kovmi vytvára hydridy, ktoré majú určitú podobnosť s halogenidmi.

Halogénová podskupina zahŕňa fluór, chlór, bróm, jód a astatín. Prvé štyri prvky sa nachádzajú v prírode, posledný sa získava umelo, a preto bol skúmaný oveľa menej ako ostatné halogény. Slovo halogén znamená soľotvorný. Prvky podskupiny dostali tento názov kvôli ľahkosti, s akou reagujú s mnohými kovmi a tvoria soli.

Všetky halogény majú vonkajšiu štruktúru elektrónového obalu s 2 p 5 . Preto ľahko prijímajú elektrón a vytvárajú stabilný elektrónový obal vzácneho plynu (s 2 p 6). Najmenší polomer atómu v podskupine je pre fluór, pre zvyšok sa zväčšuje v sérii F

Zo všetkých halogénov len fluór, ktorý je v období II, nemá nenaplnenú hladinu d. Z tohto dôvodu nemôže mať viac ako jeden nespárovaný elektrón a vykazuje valenciu iba -1. V atómoch iných halogénov nie je hladina d vyplnená, čo im umožňuje mať rôzny počet nepárových elektrónov a vykazujú valenciu -1, +1, +3, +5 a +7, pozorovanú v kyslíku. zlúčeniny chlóru, brómu a jódu.

Podskupina mangánu zahŕňa mangán, technécium a rénium. Na rozdiel od halogénov majú prvky mangánovej podskupiny iba dva elektróny na vonkajšej elektrónovej úrovni, a preto nevykazujú schopnosť pripájať elektróny za vzniku záporne nabitých iónov.

Mangán je v prírode bežný a široko používaný v priemysle.

Technécium je rádioaktívne, v prírode sa nestretávame, ale bolo získané umelo (prvýkrát – E. Segre a K. Perrier, 1937). Tento prvok vzniká v dôsledku rádioaktívneho rozpadu uránu. Rénium je jedným zo stopových prvkov. Netvorí samostatné minerály, ale vyskytuje sa ako spoločník niektorých minerálov, najmä molybdénu. Objavili ho V. a I. Noddak v roku 1925. Zliatiny s malými prísadami rénia majú zvýšenú odolnosť proti korózii. Prídavok rénia a jeho zliatin zvyšuje ich mechanickú pevnosť. Táto vlastnosť rénia umožňuje jeho použitie namiesto ušľachtilého kovu irídia. Termočlánky platina-platina-rénium fungujú lepšie ako termočlánky platina-platina-irídiové, ale nedajú sa použiť pri veľmi vysokých teplotách, pretože vzniká prchavá zlúčenina Re 2 O 7 .

65. Vodík

Vodík by bol objavil anglický fyzik a bol ním G. Cavendish v roku 1766.

Nález v prírode. Obsah vodíka v zemskej kôre alebo jej clarke je 0,15 %. Tento prvok je súčasťou mnohých minerálov, všetkých organických zlúčenín, ako aj vody, ktorá pokrýva takmer 3/4 povrchu zemegule. Vodík sa vo voľnom stave vyskytuje v malých množstvách v horné vrstvy atmosférou a niektorými prírodnými horľavými plynmi.

Fyzikálne vlastnosti. Za normálnych podmienok je vodík bezfarebný plyn bez zápachu. Vodík je najľahší zo všetkých prvkov: 14,5-krát ľahší ako vzduch, mierne rozpustný vo vode (2 objemy vodíka sa rozpustia v 100 objemoch vody pri izbovej teplote). Pri teplote -253 С a atmosferický tlak vodík prechádza do kvapalného stavu a pri 259 С tuhne. Kvôli malému molekulovej hmotnostiľahko difunduje (prechádza) cez porézne priečky a dokonca aj cez vyhrievanú kovovú priečku. To je dôvod, prečo sa gumené balóny naplnené vodíkom a veľmi opatrne zviazané po chvíli vyfúknu. Pri zvýšených teplotách je vodík vysoko rozpustný v mnohých kovoch (nikel, platina, paládium).

V prírode existuje vodík vo forme troch izotopov: protium - s hromadné číslo 1, deutérium - s hmotnostným číslom 2 a trícium - s hmotnostným číslom 3. 99,98% prírodného vodíka je protium.

Chemické vlastnosti. Atóm vodíka má iba jeden elektrón, preto ho pri tvorbe chemických zlúčenín môže ľahko rozdať, buď vytvorí jeden spoločný elektrónový pár, alebo pridá jeden ďalší elektrón, čím vytvorí dvojelektrónový vonkajší obal, ako hélium vzácneho plynu.

Kvôli malému náboju jadra priťahuje atóm vodíka elektróny pomerne slabo a dokáže ich prichytiť len vtedy, keď ich iný prvok ľahko rozdá. Takými prvkami sú alkalické kovy a kovy alkalických zemín, ktoré pri zahrievaní v atmosfére vodíka tvoria zlúčeniny podobné soli - hydridy:

2 K + H 2 \u003d 2 KN (hydrid draselný)

Ca + H2 \u003d CaH2 (hydrid vápenatý)

Vodík je charakteristický skôr pre zlúčeniny, v ktorých vykazuje kladný oxidačný stav. Interaguje s mnohými nekovmi. V závislosti od aktivity nekovov môže reakcia prebiehať rôznymi rýchlosťami. Takže vodík vždy interaguje s fluórom s výbuchom:

F 2 + H 2 \u003d 2 HF (fluorovodík)

Chlór interaguje s vodíkom oveľa pokojnejšie: v tme a bez zahrievania reakcia prebieha pomerne pomaly, na svetle - oveľa rýchlejšie a v prítomnosti iniciátora (iskra, zahrievanie) - okamžite a s výbuchom. Preto je zmes chlóru a vodíka výbušná a vyžaduje si mimoriadnu opatrnosť pri manipulácii. Vodík dobre horí v atmosfére chlóru. Vo všetkých prípadoch prebieha reakcia vodíka s chlórom podľa rovnice

H 2 + C1 2 \u003d 2 HC1 (chlórovodík)

Vodík reaguje veľmi pomaly s brómom a jódom.

Rovnako aktívne ako s chlórom vodík reaguje s kyslíkom.

2 H2 + O2 \u003d 2 H20

Zmes vodíka a kyslíka je tiež výbušná a v prítomnosti iniciátora exploduje.

Vodík reaguje s inými nekovmi buď pri vysokých teplotách, alebo pri vysokých teplotách. teplota a tlak. Napríklad vodík reaguje so sírou iba pri zahrievaní a s dusíkom - pri zahrievaní a pri vysokom tlaku:

H2 + S \u003d H2S (sírovodík)

3H2 + N2 = 2 NH3 (amoniak)

Vodík môže odoberať kyslík alebo halogény z mnohých kovov a nekovov. V tomto prípade pôsobí ako redukčné činidlo:

CuO + H2 \u003d Cu + H20

CuCl2 + H2 = Cu + 2 HCl

Tieto reakcie sa využívajú v metalurgii na získanie voľných kovov. Zvyčajne bežia pri vysokých teplotách. Čím je kov aktívnejší, tým vyššia je teplota potrebná na jeho zníženie.

Atómový vodík je aktívnejší ako molekulárny, preto všetky reakcie charakteristické pre vodík s atómovým vodíkom prebiehajú intenzívnejšie. Ak molekulárny vodík redukuje kovy zo solí iba pri zahrievaní, potom atómový vodík môže redukovať mnohé kovy z ich solí aj vo vodných roztokoch.

Vznik molekuly vodíka z jej atómov je sprevádzaný uvoľňovaním Vysoké číslo teplo:

H + H \u003d H2 + 435 kJ

Ak nasmerujete prúd plynu obsahujúceho atómový vodík na pevné teleso, potom na úkor. teplo uvoľnené v dôsledku tvorby molekúl vodíka z atómov, teplota povrchu tela stúpne na 4000 С. Táto reakcia sa využíva pri zváraní.

Potvrdenie. V laboratórnych podmienkach sa vodík získa:

1) interakcia kovu (najčastejšie zinku) s chlorovodíkovou resp

zriedená síra. kyselina:

Zn + 2 HCl \u003d ZnC1 2 + H 2 

V iónovej forme je rovnica:

Zn + 2 H  \u003d Zn 2  + H 2 

Reakcia sa uskutočňuje v Kippovom prístroji. (Obr. 40). Do strednej gule sa nasype granulovaný zinok a vrchná sa pri zatvorenom kohútiku naplní roztokom kyseliny. V prevádzkovom aparáte kyselina z hornej gule klesá do spodnej nádoby, odkiaľ vstupuje do strednej gule, kde reaguje so zinkom.Reakcia pri otvorenom kohútiku pokračuje až do úplného rozpustenia zinku.Ak je ventil zatvorený, vodík zo strednej gule neuniká a vytláča z nej kyselinu do spodnej nádoby, odkiaľ jeho prebytok prechádza do horná gulička Reakcia sa zastaví Hneď ako sa ventil otvorí, kyselina sa opäť dostane do kontaktu so zinkom, vytvorí sa vodík;

2) interakcia s alkáliami kovov, ktorých hydroxidy majú amfotérne vlastnosti (hliník, zinok):

Zn + 2 KOH + 2 H20 \u003d K2 + H2 

2 A1 + 6 KOH + 6 H 2 O \u003d 2 K 3 [A1 (OH) 6] + 3 H 2 

3) elektrolýza vody, ku ktorej sa na zvýšenie elektrickej vodivosti pridáva elektrolyt - alkalický alebo síran alkalického kovu. Chloridy sú na tento účel menej vhodné, keďže pri ich elektrolytickom rozklade sa na anóde uvoľňuje chlór.

V priemysle sa vodík získava inými spôsobmi:

1) spracovanie horúceho uhlia vodnou parou v špeciálnych zariadeniach - generátoroch plynu. V dôsledku interakcie vodnej pary s uhlíkom vzniká takzvaný vodný plyn pozostávajúci z vodíka a oxidu uhoľnatého:

C + H20 \u003d CO + H2

Keď sa vodný plyn spracuje vodnou parou v prítomnosti železného katalyzátora, oxid uhoľnatý sa premení na oxid, ktorý je ľahko rozpustný vo vode pri zvýšenom tlaku alebo v alkalických roztokoch:

CO + H20 \u003d CO2 + H2

CO 2 + H 2 O  H 2 CO 3

CO2 + 2 KOH \u003d K2C03 + H20

2) premena (transformácia) metánu vodnou parou, oxidom uhličitým alebo zmesou vodnej pary a oxid uhličitý:

CH4 + H20 \u003d CO + 3 H2

CH 4 + CO 2 \u003d 2 CO + 2 H 2

3 CH 4 + CO 2 + 2 H 2 O \u003d 4 CO + 8 H 2

Tieto procesy prebiehajú pri teplote asi 1000 °C v prítomnosti katalyzátora na báze niklu s prídavkami oxidov horčíka, hliníka a iných kovov. Výslednú zmes je možné použiť ako surovinu na výrobu rôznych organickej hmoty(metanol, aldehydy, uhľovodíky atď.) alebo výroba vodíka (zmes sa spracuje parou, ako je uvedené vyššie);

3) ako vedľajší produkt výroby chlóru a hydroxidov alkalických kovov elektrolýzou roztokov ich chloridov.

Aplikácia. Vodík je cenná surovina pre chemický priemysel. Používa sa na výrobu amoniaku, metanolu, aldehydov, uhľovodíkov, premenu tekutých tukov na tuhé (hydrogenácia), výrobu kvapalných palív hydrogenáciou uhlia a vykurovacieho oleja. V metalurgii sa vodík používa ako redukčné činidlo pre oxidy alebo chloridy na výrobu kovov a nekovov (germánium, kremík, gálium, zirkónium, hafnium, molybdén, volfrám atď.). Kvôli vysokej teplote spaľovania v kyslíku sa vodík využíva aj pri rezaní a zváraní kovov (autogén).

66. Chlór

Chlór objavil švédsky chemik K. V. Scheele v roku 1774.

Nález v prírode. Vďaka svojej vysokej aktivite sa chlór v prírode nenachádza vo voľnom stave. Jeho prírodné zlúčeniny sú široko známe - chloridy alkalických kovov a kovov alkalických zemín, z ktorých najčastejšie sú kamenná (stolová) soľ NaCl, sylvinit - zmes chloridov draselných a sodných - a karnallit KS1 MgC1 2 6H 2 O. Chloridy sa nachádzajú ako nečistoty v týchto mineráloch iné kovy. Významné množstvo chloridových rozdielov medzi kovmi sa nachádza v morskej vode.

fyzikálne vlastnosti. Za normálnych podmienok je chlór žltozelený plyn štipľavého zápachu a je jedovatý. Je 2,5-krát ťažší ako vzduch. Asi 2 objemy chlóru sa rozpustia v 1 objeme vody pri 20°C. Tento roztok sa nazýva chlórová voda. Pri atmosférickom tlaku prechádza chlór pri 34 С do kvapalného stavu a pri 101 С tuhne. Pri izbovej teplote prechádza do kvapalného stavu až pri tlaku 600 kPa (6 atm). Chlór je vysoko rozpustný v mnohých organických rozpúšťadlách, najmä v tetrachlórmetáne, s ktorým neinteraguje.

Chemické vlastnosti. Na vonkajšej elektrónovej úrovni atómu chlóru (s 2 p 5) je 7 elektrónov, takže ľahko pripája elektrón a vytvára anión Cl -. V dôsledku prítomnosti nenaplnenej d-úrovne sa v atóme chlóru môže objaviť 1, 3, 5 a 7 nepárových elektrónov, preto v zlúčeninách obsahujúcich kyslík môže mať oxidačný stav +1, +3, +5 a +7.

V neprítomnosti vlhkosti je chlór skôr inertný, ale v prítomnosti čo i len stôp vlhkosti sa jeho aktivita dramaticky zvyšuje. 0n dobre interaguje s kovmi:

2 Fe + 3 C1 2 \u003d 2 FeC1 3 (chlorid železitý)

Cu + C1 2 \u003d CuC1 2 (chlorid meďnatý

a mnoho nekovov:

H 2 + C1 2 \u003d 2 HCl (chlórovodík)

2 S + C1 2 \u003d S 2 Cl 2 (chlorid sírový (1))

Si + 2 C1 2 \u003d SiC1 4 (chlorid kremičitý. (IV))

2 P + 5 C1 2 \u003d 2 PC1 5 (chlorid fosforečný)

Chlór priamo neinteraguje s kyslíkom, uhlíkom a dusíkom.

Keď sa chlór rozpustí vo vode, vytvoria sa dve kyseliny: chlorovodíková alebo chlorovodíková a chlórna:

C12 + H20 \u003d Hcl + HclO

Keď chlór interaguje so studenými alkalickými roztokmi, tvoria sa zodpovedajúce soli týchto kyselín:

C12 + 2 NaOH = NaCl + NaClO + H20

Výsledné roztoky sa nazývajú oštepová voda, ktorá má podobne ako chlórová voda vďaka prítomnosti iónu ClO  silné oxidačné vlastnosti a používa sa na bielenie látok a papiera. S horúcimi roztokmi alkálií tvorí chlór zodpovedajúce soli kyseliny chlorovodíkovej a chlórovej:

3 C12 + 6 NaOH \u003d 5 NaCl + NaC103 + 3 H20

3 C1 2 + 6 KOH \u003d 5 KCl + KC1O 3 + 3 H20

Vzniknutý chlorečnan draselný sa nazýva Bertoletova soľ.

Pri zahrievaní chlór ľahko interaguje s mnohými organickými látkami. V nasýtených a aromatických uhľovodíkoch nahrádza vodík za vzniku organochlórovej zlúčeniny a chlorovodíka a pridáva sa k nenasýteným uhľovodíkom v mieste dvojitej alebo trojitej väzby. Pri veľmi vysokých teplotách chlór úplne odstraňuje vodík z uhlíka. To produkuje chlorovodík a sadze. Preto je vysokoteplotná chlorácia uhľovodíkov vždy sprevádzaná tvorbou sadzí.

Chlór je silné oxidačné činidlo, preto ľahko interaguje s komplexnými látkami, medzi ktoré patria prvky, ktoré môžu byť oxidované do vyššieho valenčného stavu.

2 FeС1 2 + С1 2 = 2 FeС1 3

H2SO3 + C12 + H20 \u003d H2S04 + 2 HCl

Potvrdenie. V laboratórnych podmienkach sa chlór získava pôsobením koncentrovanej kyseliny chlorovodíkovej na rôzne oxidačné činidlá, ako je oxid manganičitý (pri zahrievaní), manganistan draselný alebo bertoletová soľ:

Mn02 + 4 HCl \u003d MnCl2 + C12 + 2 H20

2 KMPO 4 + 16 HCl \u003d 2 KS1 + 2 MnCl 2 + 5 C1 2 + 8 H20

KS1O 3 + 6 HCl \u003d KS1 + 3 C1 2 + 3 H20

V priemysle sa chlór získava elektrolýzou roztokov alebo tavenín chloridov alkalických kovov. Počas elektrolýzy taveniny chloridu alkalického kovu sa na katóde uvoľňuje alkalický kov a na anóde sa uvoľňuje chlór:

2 Na  + 2e  = 2 Na

2 Cl   2e  \u003d Cl 2

V roztoku sa chlorid alkalického kovu disociuje na ióny:

NaС1  Na  + С1 

Voda ako slabý elektrolyt sa tiež disociuje na ióny:

H 2 O  H  + OH 

Pri prejazde elektrický prúd cez takýto roztok sa na katóde vypúšťajú dva katióny - Na  a H  - menej aktívny vodíkový katión a na anóde dva anióny - OH  a Cl  - chloridový ión:

2 H  + 2 e  \u003d H 2

2 Cl -2 e - \u003d C1 2

Ako elektrolýza postupuje, OH ióny sa hromadia v katódovom priestore a vytvára sa hydroxid sodný. Keďže chlór môže reagovať s alkáliami, katódové a anódové priestory sú oddelené polopriepustnou azbestovou membránou.

Aplikácia. Ročná celosvetová spotreba chlóru presahuje 1 milión ton Používa sa na bielenie papiera a látok, dezinfekciu pitná voda, výroba rôznych. pesticídy, kyselina chlorovodíková, organochlórové látky a rozpúšťadlá, ako aj v laboratórnej praxi.

Chlorovodík a kyselina chlorovodíková. Chlorovodík je bezfarebný plyn so štipľavým, dusivým zápachom. Pri atmosférickom tlaku a teplote -84 С prechádza do kvapalného stavu a pri -112 С tuhne. Chlorovodík je 1,26-krát ťažší ako vzduch. Asi 500 litrov chlorovodíka sa rozpustí v 1 litri vody pri 0 °C.

Suchý chlorovodík je skôr inertný a nereaguje ani s aktívnymi kovmi a v prítomnosti stôp vlhkosti prebieha takáto reakcia dosť energicky.

Chlorovodík sa môže pridať k nenasýteným uhľovodíkom v mieste dvojitej alebo trojitej väzby, čím sa vytvárajú organochlórové zlúčeniny.

V laboratórnych podmienkach sa chlorovodík získava pôsobením koncentrovanej kyseliny sírovej na suchý chlorid sodný:

NaCl + H2S04 \u003d NaHS04 + Hcl

2 NaCl + H2SO4 \u003d Na2S04 + 2 HCl

Prvá z týchto reakcií prebieha pri nízkom zahrievaní a druhá pri vyššej teplote. Preto je lepšie získať chlorovodík v laboratóriu podľa prvej rovnice a kyseliny sírovej by sa malo brať toľko, koľko je potrebné na tvorbu hydrogénsíranu sodného.

V priemysle sa chlorovodík vyrába pôsobením koncentrovanej kyseliny sírovej na suchý chlorid sodný pri vysokej teplote (podľa druhej rovnice), ako aj spaľovaním vodíka v atmosfére chlóru:

H2 + Cl2 \u003d 2 HC1

Chlorovodík vzniká vo významných množstvách ako vedľajší produkt pri chlorácii nasýtených a aromatických uhľovodíkov.

Roztok chlorovodíka vo vode sa nazýva kyselina chlorovodíková. Je to silná kyselina, ktorá reaguje so všetkými kovmi naľavo od vodíka v sérii napätí, so zásaditými a amfotérnymi oxidmi, zásadami a soľami:

Fe + 2 HC1 = FeC1 2 + H 2 

CuO + 2 Hcl \u003d CuCl2 + H20

ZnO + 2 HCl \u003d ZnCl2 + H20

Fe(OH)3 + 3 Hcl = FeCl3 + 3 H20

AgNO 3 + HCl \u003d AgCl  + HNO 3

Na 2 CO 3 + 2 HCl \u003d 2 NaCl + H 2 O + CO 2 

Okrem vlastností, ktoré sú vlastné silným kyselinám, sa táto kyselina vyznačuje aj redukčnými vlastnosťami: koncentrovaná kyselina chlorovodíková reaguje s rôznymi silnými oxidačnými činidlami za vzniku voľného chlóru.

Soli kyseliny chlorovodíkovej sa nazývajú chloridy a d a m a. Väčšina z nich je vysoko rozpustná vo vode a úplne disociuje na ióny. Málo rozpustné sú chlorid olovnatý PbCl 2, chlorid strieborný AgCl, chlorid ortutnatý (I) Hg 2 Cl 2 (kalomel) a chlorid meli (I) CuCl.

Kyselina chlorovodíková sa získava rozpustením chlorovodíka vo vode. Tento proces sa uskutočňuje v špeciálnych absorpčných vežiach, v ktorých sa kvapalina privádza zhora nadol a plyn zdola nahor (princíp protiprúdu). V takejto veži sa čerstvé časti vody v hornej časti veže stretávajú s prúdom plynu, ktorý obsahuje už málo chlorovodíka, a plyn s vysokým obsahom chlorovodíka v spodnej časti veže sa stretáva s koncentrovanou kyselinou chlorovodíkovou. Pretože rozpustnosť plynu v kvapaline je priamo úmerná jeho koncentrácii v plynnej fáze a nepriamo úmerná jeho koncentrácii v roztoku, týmto spôsobom sa dosiahne úplná extrakcia chlorovodíka z plynu a výroba koncentrovaného roztoku kyseliny chlorovodíkovej. Vodný roztok chlorovodíka, nasýtený pri teplote miestnosti, môže obsahovať najviac 42 % hmotn. chlorovodíka a jeho hustota nepresahuje 1,20 g/cm3. Komerčná kyselina chlorovodíková obsahuje 36-37 chlorovodíka a má hustotu 1,19 g/cm3.

Kyselina chlorovodíková sa skladuje a prepravuje v oceľových nádržiach zvnútra vystlaných kyselinovzdornou gumou alebo v sklenených valcoch.

Chlorovodík, kyselina chlorovodíková a jej soli sú široko používané v priemysle a laboratórnej praxi. Chlorovodík sa používa v organickej syntéze na získanie organochlórových zlúčenín. Kyselina chlorovodíková sa používa na získanie solí, morenie kovov a tiež ako činidlo v chemických laboratóriách.

Zo solí kyseliny chlorovodíkovej sú najpoužívanejšie:

kameň alebo varenie soľ NaCl. Používa sa ako surovina na výrobu chlóru, kovového sodíka, lúhu sodného, ​​chlorovodíka a sódy, ako aj v Potravinársky priemysel;

chlorid draselný KS1. Používa sa ako potašové hnojivo, ako aj surovina na získavanie iných draselných solí a žieravého potaše;

chlorid vápenatý CaCl2. Bezvodá soľ sa používa na sušenie plynov a mnohých organických kvapalín a ako sušidlo v exsikátoroch. V tomto prípade sa vytvorí kryštálový hydrát CuCl2.nH20 (n = 2-6). Na obohatenie surovín flotačnou metódou sa používa nasýtený vodný roztok chloridu vápenatého;

chlorid bárnatý BaCl2. Používa sa ako pesticíd v poľnohospodárstvo;

chlorid zinočnatý ZnCl2. Používa sa pri spájkovaní na odstránenie oxidového filmu (leptanie kovu), ako aj na impregnáciu drevených predmetov, aby sa chránili pred rozpadom, keď sú zakopané v zemi.

Kyslíkové zlúčeniny chlóru. Chlór tvorí štyri kyseliny obsahujúce kyslík: chlór, chlór, chloristú a chloristú.

Kyselina chlórna HClO vzniká interakciou chlóru s vodou, ako aj jeho solí so silnými minerálnymi kyselinami. Je to slabá kyselina a je veľmi nestabilná. Zloženie reakčných produktov jeho rozkladu závisí od podmienok. Pri silnom osvetlení kyseliny chlórnej, prítomnosti redukčného činidla v roztoku, ako aj pri dlhodobom státí sa rozkladá za uvoľňovania atómového kyslíka:

HClO = HCl + O

V prítomnosti látok odstraňujúcich vodu sa tvorí oxid chlóru (I):

2 HclO \u003d 2 H20 + Cl20

3 HClO \u003d 2 HCl + HClO 3

Preto, keď chlór interaguje s horúcim roztokom alkálií, nevytvárajú sa soli kyseliny chlorovodíkovej a chlórnej, ale kyseliny chlorovodíkovej a chlórnej:

6 NaOH + 3 Cl 2 \u003d 5 NaCl + NaClO 3 + 3 H20

Soli kyseliny chlórnej – g a p o chlóre a vás – sú veľmi silné oxidačné činidlá. Vznikajú interakciou chlóru s alkáliami za studena. Súčasne sa tvoria soli kyseliny chlorovodíkovej. Z týchto zmesí sa najčastejšie používa bielidlo a bridlicová voda.

Chlór, alebo bielidlo, vápno CaOCl 2 alebo CaCl (ClO) vzniká interakciou chlóru s práškovým hydroxidom vápenatým - páperie:

Ca (OH)2 + Cl2 \u003d Cl-O-Ca-Cl + H20

2 Ca (OH) 2 + 2 Cl 2 \u003d CaCl 2 + Ca (OCl) 2 + 2 H20

Kvalita bielidla je určená obsahom chlórnanu v ňom. Má veľmi silné oxidačné vlastnosti a môže dokonca oxidovať mangánové soli na manganistan:

5 CaOCl 2 + 2 Mn (NO 3) 2 + 3 Ca (OH) 2 \u003d Ca (MnO 4) 2 + 5 CaCl 2 + 2 Ca (NO 3) 2 + 3 H2O

Pôsobením oxidu uhličitého obsiahnutého vo vzduchu sa rozkladá za uvoľňovania chlóru:

CaOCl2 + C02 = CaC03 + Cl2

CaCl 2 + Ca (OCl) 2 + 2 CO 2 \u003d 2 CaCO 3 + 2 Cl 2

Chlórové vápno sa používa ako bieliaci a dezinfekčný prostriedok

látka.

Kyselina chlórna HClO 2 vzniká pôsobením koncentrovanej kyseliny sírovej na chloritany alkalických kovov, ktoré vznikajú ako medziprodukty pri elektrolýze roztokov chloridov alkalických kovov v neprítomnosti diafragmy medzi katódovým a anódovým priestorom. Je to slabá, nestabilná kyselina, veľmi silné oxidačné činidlo v kyslé prostredie. Pri interakcii s kyselinou chlorovodíkovou sa uvoľňuje chlór:

Hcl02 + 3 HC1 \u003d Cl2 + 2 H20

Chloritany sodné sa používajú na výrobu oxidu chloričitého, pri dezinfekcii vody a ako bielidlo.

Kyselina chlórová HClO 3 vzniká pôsobením jeho solí -

chlorečnany – kyselina sírová. Je to veľmi nestabilná kyselina, veľmi silné oxidačné činidlo. Môže existovať iba v zriedených roztokoch. Odparením roztoku HCl03 pri nízkej teplote vo vákuu možno získať viskózny roztok obsahujúci asi 40 % kyseliny chloristej. Pri vyššom obsahu kyselín sa roztok rozkladá výbuchom. K výbušnému rozkladu dochádza aj pri nižších koncentráciách v prítomnosti redukčných činidiel. V zriedených roztokoch kyselina chloristá vykazuje oxidačné vlastnosti a reakcie prebiehajú celkom pokojne:

HCl03 + 6 HBr = HCl + 3 Br2 + 3 H20

Soli kyseliny chlórnej - chlorečnany - vznikajú pri elektrolýze chloridových roztokov v neprítomnosti membrány medzi katódovým a anódovým priestorom, ako aj pri rozpúšťaní chlóru v horúcom alkalickom roztoku, ako je uvedené vyššie. Chlorečnan draselný (Bertholletova soľ) vznikajúci pri elektrolýze je mierne rozpustný vo vode a ľahko sa oddeľuje od ostatných solí vo forme bielej zrazeniny. Chlorečnany sú podobne ako kyselina pomerne silné oxidačné činidlá:

KClO3 + 6 HCl \u003d KCl + 3 Cl2 + 3 H20

Na výrobu sa používajú chlorečnany výbušniny, ako aj získavanie kyslíka v laboratóriu a soli kyseliny chloristej – chloristany. Pri zahrievaní Bertoletovej soli v prítomnosti oxidu manganičitého MnO 2, ktorý hrá úlohu katalyzátora, sa uvoľňuje kyslík. Ak sa však chlorečnan draselný zahrieva bez katalyzátora, potom sa rozkladá za vzniku draselných solí kyseliny chlorovodíkovej a chloristej:

2 KClO 3 \u003d 2 KCl + 3 O 2

4 KClO 3 \u003d KCl + 3 KClO 4

Ošetrením chloristanu koncentrovanou kyselinou sírovou je možné získať kyselina chloristá:

KClO 4 + H 2 SO 4 \u003d KHS0 4 + HclO 4

Toto je najsilnejšia kyselina. Je najstabilnejšia zo všetkých chlórových kyselín obsahujúcich kyslík, ale bezvodá kyselina môže explodovať pri zahrievaní, trepaní alebo pri kontakte s redukčnými činidlami. Zriedené roztoky kyseliny chloristej sú celkom stabilné a bezpečné na použitie. Chlorečnany draslíka, rubídia, cézia, amónia a väčšina organických zásad sú vo vode slabo rozpustné.

V priemysle sa chloristan draselný získava elektrolytickou oxidáciou bertholletovej soli:

2 H  + 2 e  \u003d H 2  (na katóde)

ClO 3   2 e  + H 2 O = ClO 4  + 2 H  (na anóde)

67. Bróm

Bróm objavil v roku 1826 francúzsky chemik A. J. Balard.

Byť v prírode. Bróm sa v prírode vo voľnom stave nevyskytuje. Tiež netvorí samostatné minerály a jeho zlúčeniny (vo väčšine prípadov s alkalickými kovmi) sú nečistotami minerálov obsahujúcich chlór, ako je kamenná soľ, sylvinit a karnalit. Zlúčeniny brómu sa nachádzajú aj vo vodách niektorých jazier a vrtov.

Fyzikálne vlastnosti. Bróm je prchavá červenohnedá kvapalina s nepríjemným dusivým zápachom. Vrie pri 58,8°C a tuhne pri -7,3°C. 35 g brómu sa rozpustí v 1 litri vody pri 20°C.

Bróm sa oveľa lepšie rozpúšťa v organických rozpúšťadlách.

Chemické vlastnosti. Bróm je chemicky podobný chlóru. Na vonkajšej elektrónovej úrovni jeho atómu sa nachádza 7 elektrónov (s 2 p 5), takže ľahko prichytí elektrón a vytvorí ión Br . V dôsledku prítomnosti nenaplnenej hladiny d môže mať bróm 1, 3, 5 a 7 nepárových elektrónov a v zlúčeninách obsahujúcich kyslík vykazuje oxidačný stav +1, +3, +5 a +7.

Rovnako ako chlór, bróm interaguje s kovmi a nekovmi:

2 Al + 3 Br 2 = 2 AlBr 3 (bromid hlinitý)

H2 + Br2 \u003d 2 HBr (bromovodík)

2 P + 3 Br 2 \u003d 2 PBr 3 (bromid fosforitý)

Všetky reakcie brómu prebiehajú menej energeticky ako chlór. Bróm tiež reaguje menej energicky s vodou. Po rozpustení vo vode reaguje iba časť brómu za vzniku kyseliny bromovodíkovej a bromnej:

Br2 + H20  HBr + HBrO

Keď sa bróm rozpustí v alkalickom roztoku za studena, tvoria sa soli

tieto kyseliny:

Br2 + 2 NaOH = NaBr + NaBrO + H20

S nasýtenými a nenasýtenými uhľovodíkmi reaguje bróm tiež menej prudko ako chlór:

C6H6 + Br2 = C6H5Br + HBr

CH 2 \u003d CH 2 + Br 2 \u003d CH 2 Br - CH 2 Br

Bróm, podobne ako chlór, je oxidačné činidlo. Takže ľahko oxiduje kyselinu sírovú na sírovú:

H2SO3 + Br2 + H20 \u003d H2S04 + 2 HBr

Ak sa do roztoku sírovodíka pridá brómová voda, červenohnedá farba zmizne a roztok sa zakalí v dôsledku uvoľňovania síry:

H2S + Br2 \u003d 2 HBr + S

Potvrdenie. V laboratórnych podmienkach sa bróm získava pôsobením kyseliny bromovodíkovej alebo jej solí na rôzne oxidačné činidlá v prostredí kyseliny sírovej:

2 KMn04 + 16 HBr = 2 KBr + 2 MnBr2 + 5 Br2 + 8 H20

KCl03 + 6 HBr = KCI + 3 Br2 + 3 H20

2 KMnO4 + 10 KBr + 8 H2S04 \u003d 6 K2S04 + 2 MnS04 + 5 Br2 + 8 H20

V priemysle sa bróm vyrába pôsobením chlóru na rôzne bromidy:

2 KBr + Cl2 = 2 KCl + Br2

Aplikácia. Bróm sa používa na získanie rôznych organických zlúčenín brómu používaných v priemysle farieb a lakov a vo farmaceutickom priemysle. Značné množstvo brómu sa spotrebuje na výrobu bromidu strieborného, ​​ktorý sa používa ako svetlocitlivá látka pri výrobe filmových a fotografických materiálov.

Bromovodík a kyselina bromovodíková. Bromovodík je bezfarebný plyn štipľavého zápachu, ktorý sa pri teplote -66,8 °C mení na kvapalinu a pri teplote -87 °C tuhne. Asi 500 litrov bromovodíka sa rozpustí v 1 litri vody pri 0 °C.

Chemické vlastnosti bromovodíka a jeho vodného roztoku – kyseliny bromovodíkovej – sú podobné vlastnostiam chlorovodíka a kyseliny chlorovodíkovej, len s tým rozdielom, že kyselina bromovodíková je silnejšia kyselina a bromovodík je silnejšie redukčné činidlo.

Bromovodík sa ľahko viaže na miesto dvojitej alebo trojitej väzby nenasýtených uhľovodíkov a vytvára brómové deriváty zodpovedajúcich organických zlúčenín:

CH 3 - CH \u003d CH 2 + HBr \u003d CH 3 - CHBr - CH 3

Propylén izopropylbromid

Vzhľadom na ľahkú oxidovateľnosť bromovodíka ho nemožno pri zahrievaní získať pôsobením koncentrovanej kyseliny sírovej na bromidy alkalických kovov, pretože kyselina sírová oxiduje bromidy

na voľný bróm:

2 KBr + 2 H2SO4 \u003d K2S04 + SO2 + Br2 + 2 H20

Bromovodík bez brómu sa získava reakciou bromidu fosforitého s vodou:

РВr 3 + 3 Н 2 О = Н 3 РО 3 + 3 НВr

Kyselina bromovodíková sa používa na výrobu bromidov rôznych kovov, najmä bromidu strieborného, ​​ktorý sa používa pri výrobe fotosenzitívnych filmov a fotografických materiálov.

Väčšina solí kyseliny bromovodíkovej (bromid a d o c) je vysoko rozpustná vo vode. Nerozpustné soli sú bromid strieborný AgBr, bromid ortutnatý Hg2Br2, bromid meďný CuBr a bromid olovnatý PbBr2.

Kyslíkové zlúčeniny brómu podobne ako kyslíkaté zlúčeniny chlóru, ale kyseliny sú slabšími elektrolytmi a slabšími oxidačnými činidlami. Okrem bromičnanu draselného KBrO 3, ktorý sa používa v analytickej chémii a laboratórnej praxi, nemajú praktický význam.

68. Jód

Jód objavil v roku 1811 francúzsky chemik s ľadkom B. Courtois.

Byť v prírode. Zlúčeniny jódu netvoria nezávislé usadeniny, ale nachádzajú sa ako nečistoty v chlórových mineráloch. Jódové soli sa nachádzajú vo vodách vrtov. Značné množstvo jódu obsahujú niektoré morské riasy, ktorých vôl možno použiť ako surovinu na získanie tohto prvku.

Fyzikálne vlastnosti. Jód je pevná tmavošedá kryštalická látka s miernym kovovým leskom. Pri pomalom zahrievaní ľahko sublimuje a vytvára fialové výpary. Pri rýchlom zahriatí sa jód topí pri 114 °C a vrie pri 183 °C. Je vysoko rozpustný v organických rozpúšťadlách a vodnom roztoku KI. V prítomnosti CI je jeho rozpustnosť vo vode veľmi nízka (pri 20°C sa v 1 litri vody rozpustí 290 mg jódu).

Chemické vlastnosti. Chemicky je jód podobný chlóru a brómu, ale je menej aktívny. Reaguje s vodíkom iba pri zahrievaní a reakcia nepokračuje do konca:

I 2 + H 2 \u003d 2 HI (jódový vodík)

Pri zahrievaní jód interaguje s fosforom:

2 P + 3I 2 \u003d 2 PI 3 (jodid fosforitý)

V prítomnosti vody, ktorá hrá úlohu katalyzátora, jód intenzívne, takmer s výbuchom, reaguje s hliníkom:

2 Al + 3I 2 = 2 AlI 3 (jodid hlinitý)

Jód takmer nereaguje s vodou, ale podobne reaguje s alkáliami.

chlór a bróm:

I 2 + 2 KOH \u003d KI + KIO 3 + H20

3I 2 + 6 KOH \u003d 5 KI + KIO 3 + 3 H2O

Jód má oxidačné vlastnosti, ktoré prejavuje v prítomnosti silných redukčných činidiel. Ľahko interaguje s kyselinou sírovou a sírovodíkom:

H2SO3 + I2 + H20 \u003d H2SO4 + 2 HI

H2S + I2 \u003d 2 HI + S

Keď jód reaguje s tiosíranom, nevzniká síran, ako napr

v prípade chlóru alebo brómu a tetrationátu:

I 2 + 2 Na 2 S 2 O 3 \u003d 2 NaI + Na 2 S 4 O 6

Táto reakcia sa používa v analytickej chémii. Metóda analýzy založená na jej aplikácii sa nazýva jodometrická. Koniec reakcie je určený objavením sa alebo vymiznutím modrej farby, ktorá je spôsobená interakciou jódu so škrobom.

Potvrdenie. V laboratóriu je možné jód získať podobne ako pri výrobe chlóru alebo brómu pôsobením kyseliny jodovodíkovej na rôzne oxidačné činidlá (KMnO 4, MnO 2, KClO 3, KBrO 3 a dokonca aj FeCl 3 a CuSO 4):

2 KMnO 4 + 16 HI \u003d 2 KI + 2 MnI 2 + 5 I 2 + 8 H20

KBrO 3 + 6 HI \u003d KBr + 5 I 2 + 3 H 2 O

2 FeC 3 + 2 HI \u003d 2 FeCl 2 + I 2 + 2 HCl

2 CuSO 4 + 4 HI \u003d 2 CuI + 2 H 2 SO 4 + I 2

V priemysle sa jód získava pôsobením chlóru na jodidy:

2 KI + CI 2 \u003d 2 KCl + I 2

Aplikácia. Jód sa používa v laboratórnej praxi a medicíne. Je zložkou mnohých farmaceutických prípravkov a ako 5% vodno-alkoholový roztok sa používa na liečenie rán. Nedostatok jódu v organizme vedie k závažným ochoreniam (struma).

Jodovodík a kyselina jodovodíková. Jód vodíka je bezfarebný plyn štipľavého zápachu, ktorý sa mení na kvapalinu pri -35,4 С a tuhne pri -50,8 С. Asi 500 litrov jodovodíka sa rozpustí v 1 litri vody za vzniku kyseliny jodovodíkovej. Spomedzi anoxických kyselín je to najsilnejšia kyselina. Je oveľa silnejšia ako kyselina chlorovodíková a dokonca aj kyselina bromovodíková.

Kyselina jodovodíková je veľmi silné redukčné činidlo, preto sa oxiduje aj vzdušným kyslíkom, v dôsledku čoho jej roztok zhnedne:

4 HI + O2 \u003d 2 H20 + 2 I 2

Oxidácia prebieha intenzívnejšie na svetle ako v tme, preto sa roztoky kyseliny jodovodíkovej skladujú v tmavom skle.

Väčšina solí kyseliny jodovodíkovej - a o d a d okolo - je dobre rozpustná vo vode. nerozpustné jodovodíkové soli

kyselinami sú jodid strieborný AgI, jodid ortutnatý (I) Hg 2 I 2, jodid meďný (I) CuI a jodid olovnatý PbI 2 .

Jodovodík sa vyrába pôsobením vody na jodid fosforitý:

PI3 + 3 H20 \u003d H3RO3 + 3 HI

Nie je možné získať jodovodík pôsobením kyseliny sírovej na jodidy alkalických kovov, pretože takmer všetok jodid sa oxiduje koncentrovanou kyselinou sírovou na voľný jód:

2 KI + 2 H 2 SO 4 \u003d K 2 SO 4 + SO 2 + I 2 + 2 H 2 O

8 KI + 4 H 2 SO 4 \u003d 3 K 2 SO 4 + K 2 S + 4 I 2 + 4 H 2 O

Kyselina jodovodíková sa používa iba v laboratórnej praxi.

Kyslíkové zlúčeniny jódu podobne ako kyslíkaté zlúčeniny brómu. Slabé kyseliny HIO, HIO 3 a HIO 4 sú tiež slabé oxidačné činidlá. Používajú sa len v laboratórnej praxi.

69. Fluór

Vo voľnom stave bol fluór prvýkrát získaný francúzskym chemikom A. Moissanom v roku 1886.

Byť v prírode. Zo solí fluóru je v prírode najbežnejší fluorit (kazivec) CaF 2 . Súčasťou apatitu je aj fluór vo forme fluoridu vápenatého. 3Ca3(RO4)2CaF2 (alebo Ca5(RO4)3F).

Fyzikálne vlastnosti. Za normálnych podmienok je fluór bezfarebný plyn štipľavého zápachu, ktorý je v hrubých vrstvách zelenožltý. Pri 181,1 С sa fluór stáva kvapalným a pri 219,6 С tuhne. Rozpustnosť fluóru nebola študovaná, pretože ničí takmer všetky rozpúšťadlá.

Chemické vlastnosti. Na vonkajšej elektrónovej vrstve atómu fluóru je 7 elektrónov (s 2 p 5). Keďže táto vrstva je umiestnená bližšie k jadru ako atómy chlóru, brómu a jódu, fluór priťahuje elektróny silnejšie ako všetky halogény. To vysvetľuje jeho výnimočne vysokú chemickú aktivitu. Fluór nemá hladinu d, takže nemôže mať viac ako jeden nespárovaný elektrón a môže vykazovať iné valenčné stavy ako jednota.

Fluór interaguje s takmer všetkými prvkami a reakcie prebiehajú intenzívnejšie ako s chlórom alebo kyslíkom. Na povrchu niektorých kovov (Pb, Cu, Ni, Mg) sa vytvára hustý fluoridový film, ktorý bráni ďalšej reakcii.

Nekovy v práškovom stave reagujú s fluórom veľmi energicky, zatiaľ čo v kompaktnom stave je to oveľa ťažšie. Uhlík vo forme sadzí horí okamžite v atmosfére fluóru, zatiaľ čo grafit reaguje s fluórom len pri vysokých teplotách. Fluór neinteraguje priamo s kyslíkom a dusíkom.

Potvrdenie. Voľný fluór sa veľmi ťažko izoluje pre jeho vysokú reaktivitu. V malých množstvách sa získava elektrolýzou taveniny fluoridu draselného KF HF v olovenom zariadení (fluorid olovnatý PbF 2 vytvorený na vnútornom povrchu stien elektrolyzéra chráni aparatúru pred zničením).

Aplikácia. Voľný fluór sa používa na získanie fluórových derivátov organických zlúčenín, ktoré sa používajú ako suroviny na výrobu fluoroplastov (teflónu), vysokoteplotných mazacích olejov a kvapalín pre chladiace stroje (freóny).

Kyselina fluorovodíková, kyselina fluorovodíková. Fluorovodík je plyn so štipľavým zápachom. Pri 19,9 С prechádza do kvapalného stavu a pri 83,1 С tuhne. Kvapalný fluorovodík je miešateľný s vodou v akomkoľvek pomere Roztok fluorovodíka vo vode sa nazýva kyselina fluorovodíková alebo kyselina fluorovodíková. Na rozdiel od iných halogenovodíkových kyselín je kyselina fluorovodíková slabá kyselina. Dobre reaguje s mnohými kovmi, zásaditými oxidmi, zásadami a soľami. V prítomnosti silných kyselín sa v ňom rozpúšťajú mnohé vzácne kovy, ktoré sa v iných kyselinách nerozpúšťajú (titán, zirkónium, niób, tantal atď.). Kyselina fluorovodíková tvorí veľmi silné komplexné fluoridy s mnohými kovmi: H 3 FeF 6, H 2 TiF 6, H 3 AlF 6 . Sodná soľ Na 3 AlF 6 aj v tavenine disociuje za vzniku iónu AlF 6 3 . Fluorovodík a kyselina fluorovodíková reagujú s oxidom kremičitým za vzniku prchavej zlúčeniny SiF 4:

Si02 + 4 HF \u003d SiF4 + 2 H20

Keďže sklo obsahuje značné množstvo oxidu kremičitého, kyselina fluorovodíková sklo koroduje, preto sa môže skladovať v riade z polymérnych materiálov (polyetylén, fluoroplast alebo ebonit), alebo v skle, zvnútra potiahnutom vrstvou parafínu.

Fluorovodík sa používa na získavanie organofluórových zlúčenín, pri výrobe fluoroplastov, v metalurgii vzácnych kovov a tiež ako leptadlo pri povrchovej úprave niektorých kovov.

Fluorovodík sa získava pôsobením koncentrovanej kyseliny sírovej na kazivec CaF2:

CaF2 + H2S04 \u003d CaS04 + 2 HF

Fluorovodík vzniká aj ako vedľajší produkt pri spracovaní apatitu,

70. Mangán

Mangán prvýkrát získali K. V. Scheele a Yu. Gan v roku 1774.

Byť v prírode. Podľa rozšírenia v prírode sa mangán nachádza po železe. Jeho obsah v zemskej kôre je 0,1 %. Hlavným minerálom, v ktorom sa mangán vyskytuje v rudách, je pyrolusit MnO 2 . Okrem pyroluzitových mangánových rúd sú to mangánové rudy obsahujúce brownit Mn 2 O 3, manganit MnO(OH), hausmanit Mn 3 O 4 a mangánový žmol MnCO 3 . Okrem toho sa mangán vo forme oxidov nachádza takmer vo všetkých železných rudách.

Fyzikálne vlastnosti. Mangán je strieborno-biely kov, jeho hustota je 7,2 g/cm 3 . Je tvrdý a krehký, topí sa pri 1260°C a vrie pri 2120°C. Na vzduchu je kov pokrytý pestrými škvrnami oxidového filmu, ktorý ho chráni pred ďalšou oxidáciou. So železom tvorí mangán zliatiny s akýmkoľvek pomerom zložiek (feromangán).

Chemické vlastnosti. Formy mangánu rôzne spojenia, v ktorom vykazuje oxidačný stav +2, +3, +4, +6 a +7. Zlúčeniny mangánu s inými oxidačnými stavmi sú necharakteristické a veľmi zriedkavé.

Keď kovový mangán interaguje s rôznymi nekovmi, vytvárajú sa zlúčeniny mangánu (II):

Mn + C2 \u003d MpCl2 (chlorid mangánu)

Mn + S = MnS (sulfid mangánu (II))

3 Mn + 2 P \u003d Mn 3 P 2 (fosfid mangánu (II))

3 Mn + N 2 = Mn 3 N 2 (nitrid mangánu (II))

2 Mn + N 2 = Mn 2 Si (silicid mangánu (II))

Mangán sa ľahko rozpúšťa v neoxidačných kyselinách s uvoľňovaním vodíka:

Mn + 2 HCl = MnCl2 + H2

Mn + H2S04 (razb.) \u003d MnS04 + H2

Tiež sa rozpúšťa vo vode v prítomnosti zlúčenín, ktoré spôsobujú kyslú reakciu počas hydrolýzy:

Mn + 2 H20 + 2 NH4Cl \u003d MnCl2 + 2 NH4OH + H2

Rozpúšťanie mangánu v oxidačných kyselinách je sprevádzané uvoľňovaním redukčných produktov týchto kyselín:

Mn + 2 H2S04 (konc.) \u003d MnS04 + S02 + 2 H20

Mn + 4 HN03 (konc.) \u003d Mn (N03) 2 + 2 NO + 2 H20

3 Mn + 8 HNOz (razb.) \u003d 3 Mn (NO 3) 2 + 2 N02 + 4 H20

Mangán môže redukovať mnohé oxidy kovov, a preto sa používa v metalurgii:

5 Mn + Nb 2 O 5 \u003d 5 MnO + 2 Nb

3 Mn + Fe 2 O 3 \u003d 3 MnO + 2 Fe

V jemne rozptýlenom stave (prášok) je mangán reaktívnejší ako v kompaktnom stave.

Potvrdenie. Kovový mangán sa získava redukciou jeho kalcinovaných oxidov hliníkom. Pretože hliník veľmi prudko reaguje s oxidom manganičitým, používa sa kalcinovaný pyrolusit. Pri kalcinácii pyrolusitu vzniká oxid mangánu Mn 3 O 4, ktorý s hliníkom reaguje pokojnejšie:

3 Mn02 \u003d Mn304 + O2

3 Mn 3 O 4 + 8 Al \u003d 4 Al 2 O 3  9 Mn

Na získanie feromangánu používaného v metalurgii sa zmes železnej rudy a pyrolusitu redukuje koksom v elektrických peciach:

Fe 2 O 3 + MnO 2 + 5 C \u003d 2Fe Mn + 5 CO

Aplikácia. Mangán vo forme feromangánu sa používa v metalurgii železa.

Kyslíkové zlúčeniny mangánu. Mangán tvorí oxidy MnO, Mn 2 O 3, MnO 2, MnO 3, Mn 2 O 7, hydroxidy Mn (OH) 2, Mn (OH) 4, H 2 MnO 4, HMnO 4 a ich zodpovedajúce zlúčeniny.

Oxid manganatý MnO je zelenkastý prášok sivej farby, ktorý má zásadité vlastnosti a preto reaguje s kyselinami a kyslými oxidmi:

MnO + 2 HCl \u003d MnCl2 + H20

MnO + SO3 \u003d MnS04

Oxid manganatý je prakticky nerozpustný vo vode.

Hydroxid manganatý (II) Mn (OH) 2 je biela látka, ktorá sa na vzduchu ľahko oxiduje na hnedý hydroxid manganatý (IV):

2 Mn (OH) 2 + O 2 + 2 H20 \u003d 2 Mn (OH) 4

Hydroxid manganatý (II) vzniká interakciou jeho solí s alkáliami:

MnS04 + 2 KOH \u003d Mn (OH) 2  + K2S04

Hydroxid manganatý (II) má zásadité vlastnosti. Reaguje s kyselinami a kyslými oxidmi:

Mn(OH)2 + 2 HCl \u003d MnCl2 + 2 H20

Mn(OH)2 + S03 \u003d MnS04 + H20

Hydroxid manganatý (II) má redukčné vlastnosti. V prítomnosti silných oxidačných činidiel môže oxidovať na manganistan:

2 Mn (OH) 2 + 5 KVgO + 2 KOH \u003d 2 KMnO 4 + 5 KVg + 3 H20

Pri nedostatočnom množstve oxidačného činidla vzniká oxid manganičitý:

5 Mn (OH) 2 + KBrO \u003d 5 MnO 2 + KBr + H20

Väčšina solí mangánu (II) je vysoko rozpustná vo vode. V suchej forme sú ich kryštalické hydráty natreté jemne ružovou farbou. Nerozpustné soli mangánu (II) sú uhličitan MnC03, sulfid MnS a fosforečnan Mn3 (P04)2. Pôsobením silných oxidačných činidiel v kyslom prostredí sa mangán (II) môže v závislosti od množstva oxidačného činidla zmeniť na MnO2 alebo manganistan:

Mn (NO 3) 2 + PbO 2 \u003d MnO 2 + Pb (NO 3) 2

2 Mn (NO 3) 2 + 5 PbO 2 + 6 HNO 3 \u003d 2 HMnO 4 + 5 Pb (NO 3) 2 + 2 H20

Oxid manganatý Mn 2 O 3 sa v prírode vyskytuje vo forme minerálu brownitu. V laboratóriu vzniká MnO 2 opatrným zahrievaním pri teplote 530-940 С:

4 Mn02 \u003d 2 Mn203 + O2

Pri vyššej teplote je rozklad oxidu sprevádzaný tvorbou oxidu Mn 3 O 4 .

3 Mn02 \u003d Mn304 + O2

Zlúčeniny mangánu (III) nemajú praktický význam,

oxid manganičitý MnO 2 alebo oxid mangánu (IV), tmavošedá látka. Pri zahrievaní na vzduchu na 530 "C sa oxid manganičitý rozkladá, pričom sa uvoľňuje kyslík, ako je uvedené vyššie. Vo vákuu alebo v prítomnosti redukčného činidla prebieha táto reakcia oveľa intenzívnejšie.

Keď sa oxid manganičitý varí s koncentrovanou kyselinou dusičnou, vytvorí sa mangánová (II) soľ a uvoľní sa kyslík:

2 Mn02 + 4 HN03 \u003d 2 Mn (N03) 2 + 2 H20 + O2

Oxid manganičitý v kyslom prostredí vykazuje oxidačné vlastnosti:

MnO 2 + 4 HCl \u003d MnCl 2 + Cl 2  + 2 H 2 O

Mn02 + 2 FeSO4 + 2 H2S04 \u003d MnS04 + Fe2 (S04) 3 + 3 H20

Keď sa oxid mangánu (IV) taví s alkáliami bez prístupu vzduchu, vzniká manganit alebo manganitan (IV):

2 MnO 2 + 2 KOH \u003d K 2 MnO 3 + H 2 O

V prítomnosti vzdušného kyslíka, ktorý zohrával úlohu oxidačného činidla, vzniká pri fúzii manganistan (VI):

2 MnO 2 + 4 KOH + O 2 \u003d 2 K 2 MnO 4 + 2 H 2 O

Manganistan draselný K 2 MnO 4 sa spontánne rozkladá na manganistan draselný a oxid manganičitý:

3 K 2 MnO 4 + 2 H 2 O \u003d 2 KMnO 4 + MnO 2 + 4 KOH

Manganistan draselný KMnO 4 je široko používaný v laboratórnej praxi, priemysle, medicíne a každodennom živote. Je to veľmi silné oxidačné činidlo. V závislosti od prostredia môže byť mangán v prítomnosti redukčného činidla redukovaný na rôzne stupne oxidácie. V kyslom prostredí sa vždy redukuje na Mn (II):

2 KMnO 4 + 10 KVg + 8 H 2 SO 4 \u003d 2 MnSO 4 + 6 K 2 SO 4 + 5 Br 2 + 8 H 2 O

Manganistan draselný K 2 MnO 4 a oxid manganičitý sa správajú podobne.

V alkalickom prostredí sa manganistan draselný redukuje na manganistan:

2 KMnO 4 + K 2 SO 3 + 2 KOH \u003d K 2 SO 4 + 2 K 2 MnO 4 + H 2 O

V neutrálnom alebo mierne zásaditom prostredí sa manganistan draselný redukuje na oxid manganičitý:

2 KMnO 4 + C 6 H 5 CH 3 \u003d 2 KOH + 2 MnO 2 + C 6 H 5 COOH

2 KMnO4 + 3 MnSO4 + 2 H20 \u003d 5 MnO2 + K2S04 + 2 H2S04

Posledná uvedená reakcia sa používa v analytickej chémii na kvantitatívne stanovenie mangánu.

Predtým sa manganistan draselný získaval oxidáciou buď oxidu manganičitého alebo manganistanu draselného. Oxid manganičitý bol pri tavení s alkáliou oxidovaný ledkom:

MnO 2 + KNO 3 + 2 KOH \u003d K 2 MnO 4 + KNO 2 + H 2 O

Výsledný manganistan draselný v roztoku sa spontánne rozkladá na manganistan draselný a oxid manganičitý:

3 K 2 MnO 4 + 2 H 2 O \u003d 2 KMnO 4 + MnO 2 + 4 KOH

Podľa druhej metódy bol manganistan draselný oxidovaný chlórom:

2 K 2 MnO 4 + Cl 2 \u003d 2 KMnO 4 + 2 KCl

V súčasnosti sa manganistan draselný získava elektrolytickou oxidáciou manganistanu:

МnO 4 2   e  = МnO 4 

Manganistan draselný je široko používaný v priemysle aj v laboratórnej praxi. Používa sa na bielenie bavlny, vlny, spriadacích vlákien, čírenie olejov a oxidáciu rôznych organických látok. V laboratórnej praxi sa používa na získanie chlóru a kyslíka:

2 KMnO4 + 16 HCl \u003d 2 KCl + 2 MnCl2 + 5 Cl2 + 8 H20

2 KMnO 4 \u003d K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2

V analytickej chémii sa manganistan draselný používa na kvantitatívne stanovenie látok s redukčnými vlastnosťami (Fe 2  , Sn 2  , AsO 3 3  , H 2 O 2 atď.). Táto metóda analýzy sa nazýva permanganatometria.

Podskupina halogénov

Prednáška č.3

Plán prednášok

1. Všeobecná charakteristika podskupiny

2. Byť v prírode. História získavania fluóru

3. Spôsoby získavania fluóru

4. Fyzické a Chemické vlastnosti fluór

5. Zlúčeniny fluóru – fluoridy

6. Fyzikálne a chemické vlastnosti fluorovodíka

7. Kyslíkové zlúčeniny fluóru

8. Aplikácia fluóru a jeho zlúčenín

9. Byť v prírode. História výroby chlóru

10. Fyzikálne a chemické vlastnosti fluóru

11. Zlúčeniny chlóru - chloridy. Porovnávacie charakteristiky halogenovodíky

12. Kyslíkové zlúčeniny chlóru

13. Použitie chlóru a jeho zlúčenín. Biologická úloha chlóru.

14. Byť v prírode. História získavania brómu, jódu

15. Fyzikálne a chemické vlastnosti brómu a jódu

16. Zlúčeniny brómu a jódu

17. Aplikácia brómu a jódu

Prvky skupiny VII (17) hlavnej podskupiny zahŕňajú: fluór F, chlór Cl, bróm Br, jód I, astatín At.

V základnom stave majú atómy halogénu elektrónovú konfiguráciu vonkajšej energetickej hladiny – …ns 2 np 5 , kde n je hlavné kvantové číslo (periodické číslo). Pre atómy halogénu sú typické nasledujúce oxidačné stavy: pre fluór - (–1, 0); pre chlór - (-1, 0, +1, +3, (+4), +5, (+6), +7); pre bróm - (-1, 0, +1, +3, (+4), +5, +7); pre astatín - (-1, 0, +5).

V tabuľke. 1 sú znázornené hlavné vlastnosti skupiny VII (17) hlavnej podskupiny.

Nehnuteľnosť	F	Cl	Br	ja	o
Jadrový náboj
Elektronická konfiguráciaúroveň vonkajšej energie v základnom stave	…2s 2 2p 5	…3s 2 3p 5	…4s 2 4p 5	…5s 2 5p 5	…6s 2 6p 5
Orbitálny polomer, pm					–
Ionizačná energia, eV	17,46	13,01	11,82	10,30	9,2
Energia elektrónovej afinity, , eV	3,45	3,61	3,37	3,08	–
Elektronegativita: podľa Paulinga podľa Allred-Rochowa	4,00 4,10	3,20 2,83	3,00 2,48	2,70 2,21	2,20 1,96
Teplota topenia, ºС	–220,6	–100,9	–7,2	+113,5	+298
Bod varu, ºС	–187,7	–34,2	+58,8	+184,5	+411
Komunikácia dyna, pm					–
E väzby, kJ/mol					–

V skupine VII, hlavnej podskupine zhora nadol, sa zvyšuje efektívny náboj jadra, zväčšuje sa aj orbitálny polomer, klesá ionizačná energia a zvyšujú sa redukčné vlastnosti atómov. Atómy halogénu sa vyznačujú vysokými ionizačnými energiami, takže ich redukčné vlastnosti majú malý charakter.

V skupine VII, hlavnej podskupine zhora nadol, sa zvyšuje efektívny náboj jadra, zväčšuje sa orbitálny polomer, znižuje sa energia elektrónovej afinity a znižujú sa oxidačné vlastnosti atómov.

Atóm fluóru nemá žiadne voľné d-orbitály, valenčné elektróny atómu fluóru (... 2s 2 2p 5) sú slabo tienené pred pôsobením jadra, čo vysvetľuje malý polomer atómu fluóru a vysoké hodnoty ​ionizačnej energie a elektronegativity. Energia elektrónovej afinity atómu fluóru je menšia ako energia atómu chlóru. Je to spôsobené malým polomerom atómu fluóru a silným medzielektronickým odpudzovaním, keď je elektrón pripojený k atómu.

V skupine VII, hlavnej podskupine zhora nadol, klesá ionizačná energia, znižuje sa energia elektrónovej afinity a znižuje sa elektronegativita.

V plynnom, kvapalnom a pevnom stave sú molekuly halogénu dvojatómové G2. Tieto látky majú molekulárnu kryštálovú mriežku a v dôsledku toho nízke teploty varu a topenia.

V skupine VII, hlavnej podskupine zhora nadol, sa teploty topenia a varu zvyšujú. Pre látky s molekulárnou kryštálovou mriežkou závisia body topenia a varu od veľkosti intermolekulárnej interakčnej energie. Pretože molekuly halogénov sú nepolárne, energia medzimolekulovej interakcie pre nich závisí iba od veľkosti polarizovateľnosti. Polarizácia sa zvyšuje z F 2 na Cl 2 v dôsledku zväčšenia dĺžky chemickej väzby a celkového počtu elektrónov.

Vo voľnej forme sú všetky halogény sfarbené: F 2 - svetlozelený plyn, Cl 2 - žltozelený plyn; Br 2 - červenohnedá kvapalina; ja 2 - pevnýšedofialová; At - šedá hmota s kovovým leskom.

9 Ž 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 O 4f 14 5d 10 6s 2 6p 5

5 prvkov hlavnej podskupiny skupiny VII má spoločný názov skupiny "halogény" (Hal), čo znamená "vyrábajúci soľ".

Podskupina halogénov zahŕňa fluór, chlór, bróm, jód a astatín (astatín je rádioaktívny prvok, málo preskúmaný). Toto sú p-prvky D.I. Mendelejev. Na vonkajšej energetickej úrovni majú ich atómy 7 elektrónov ns 2 np 5 . To vysvetľuje spoločné vlastnosti ich vlastností.

Vlastnosti prvkov podskupiny halogénov

Ľahko pridávajú jeden elektrón naraz, pričom vykazujú oxidačný stav -1. Halogény majú tento oxidačný stav v zlúčeninách s vodíkom a kovmi.

Atómy halogénov však môžu okrem fluóru vykazovať aj kladné oxidačné stavy: +1, +3, +5, +7. Možné hodnoty oxidačných stavov sú vysvetlené elektronickou štruktúrou, ktorá môže byť pre atómy fluóru reprezentovaná schémou

Ako najviac elektronegatívny prvok môže fluór prijať iba jeden elektrón na 2p podúroveň. Má jeden nepárový elektrón, takže fluór je iba monovalentný a oxidačný stav je vždy -1.

Elektrónovú štruktúru atómu chlóru vyjadruje schéma:

Atóm chlóru má jeden nepárový elektrón na podúrovni 3p a obvyklý (neexcitovaný) stav chlóru je monovalentný. Ale keďže chlór je v tretej perióde, má ďalších päť orbitálov 3-podúrovne, do ktorých sa zmestí 10 elektrónov.

V excitovanom stave atómu chlóru prechádzajú elektróny z podúrovne 3p a 3s do podúrovne 3d (znázornené šípkami v diagrame). Separácia (párovanie) elektrónov v rovnakom orbitále zvyšuje valenciu o dve jednotky. Je zrejmé, že chlór a jeho analógy (okrem fluóru) môžu vykazovať len nepárne premenné mocenstvo 1, 3, 5, 7 a zodpovedajúce kladné oxidačné stavy. Fluór nemá žiadne voľné orbitály, čo znamená, že pri chemické reakcie nedochádza k oddeleniu párových elektrónov v atóme. Preto pri zvažovaní vlastností halogénov treba vždy brať do úvahy vlastnosti fluóru a zlúčenín.

Vodné roztoky vodíkových zlúčenín halogénov sú kyseliny: HF - fluorovodíková (fluorovodíková), HCl - chlorovodíková (chlorovodíková), HBr - bromovodíková, HI - jodovodíková.

Rovnaká štruktúra vonkajšej elektronickej vrstvy (ns 2 np 5) spôsobuje veľkú podobnosť prvkov.

Jednoduché látky - nekovy F 2 (plyn), Cl 2 (plyn), Br 2 (l), l 2 (tuhá látka).

Pri tvorbe kovalentných väzieb halogény najčastejšie používajú jeden nepárový p-elektrón prítomný v neexcitovanom atóme, pričom vykazujú B \u003d I.

Valenčné stavy atómov CI, Br, I.

Vytváranie väzieb s atómami viac elektronegatívnych prvkov, atómov chlóru, brómu a jódu môže prejsť zo základného valenčného stavu do excitovaných, čo je sprevádzané prechodom elektrónov na voľné orbitály d-podúrovne. V tomto prípade sa zvyšuje počet nepárových elektrónov, v dôsledku čoho môžu atómy CI, Br, I tvoriť väčší počet kovalentných väzieb:

Rozdiel F od ostatných halogénov

V atóme F sú valenčné elektróny v 2. energetickej hladine, ktorá má len s- a p-podúrovne. To vylučuje možnosť prechodu atómov F do excitovaných stavov, preto fluór vo všetkých zlúčeninách vykazuje konštantu B rovnajúcu sa I. Okrem toho je fluór elektronegatívnym prvkom, v dôsledku čoho má aj konštantu c. O. -1.

Najdôležitejšie zlúčeniny halogénov

I. Halogenidy vodíka HHal.

II Halogenidy kovov (soli halogenovodíkových kyselín) - najpočetnejšie a najstabilnejšie halogénové zlúčeniny

III. Organohalogenidy

IV. Látky obsahujúce kyslík:

Nestabilné oxidy, z ktorých existenciu 6 oxidov možno považovať za spoľahlivú (Cl 2 O, ClO 2, Cl 2 O 7, Br 2 O, BrO 2, I 2 O 5);

Nestabilné oxokyseliny, z ktorých sú izolované len 3 kyseliny ako samostatné látky (HclO 4, HlO 3, HlO 4);

Soli oxokyselín, hlavne chloritany, chlorečnany a chloristany.