Podskupina mangánu- chemické prvky 7. skupiny periodickej tabuľky chemických prvkov (podľa zastar klasifikácie - prvky vedľajšia 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 vonkajšie obaly, čo vedie k podobnosti fyzikálnych vlastností a chemického správania:

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 bežné volfrámové vlákna. Na vzduchu je kompaktný kovový mangán pokrytý tenkým filmom oxidu, ktorý ho chráni pred ďalšou oxidáciou aj pri zahriatí. Naopak, v jemne rozdrvenom 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 je jedným z bežných prvkov, ktorý 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 – feromangánom (60 – 90 % Mn) – zvyčajne taví priamo z rúd, ktoré sa potom používajú na zavádzanie mangánu do iných zliatin. Feromangán sa taví zo zmesi mangánu a železnej rudy v elektrické rúry a mangán sa redukuje uhlíkom podľa reakcie:

V zemskej kôre sa technécium nenachádza. Jeho veľmi malé množstvá boli získané umelo a zistilo sa, že jeho chemické vlastnosti sú oveľa bližšie k réniu ako k mangánu. Podrobná štúdia prvku a jeho zlúčenín však ešte nebola vykonaná.

Obsah rénia v zemskej kôre je veľmi malý (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 zatiaľ nenašli široké využitie. Avšak v roku 2007 bola celosvetová produkcia rénia asi 45 ton. Je to tiež chemicky aktívny prvok.

Prvky zahrnuté v skupine VII periodická tabuľka, sú rozdelené do dvoch podskupín: hlavná - halogénová podskupina - a vedľajšia - mangánová podskupina. Vodík je umiestnený v rovnakej skupine, hoci jeho atóm má jeden elektrón na vonkajšej valenčnej úrovni a mal by byť umiestnený v skupine I. Vodík má však veľmi málo spoločného s prvkami hlavnej podskupiny – alkalickými kovmi, ako aj s prvkami sekundárnej podskupiny – meďou, striebrom a zlatom. Zároveň, podobne ako halogény, pridáva elektrón v reakciách s aktívnymi kovmi a vytvára hydridy, ktoré majú určitú podobnosť s halogenidmi.

Podskupina halogénov 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). Fluór má najmenší atómový polomer v podskupine; pre zvyšok sa zvyšuje 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 len valenciu -1. V atómoch iných halogénov nie je hladina d vyplnená, čo im umožňuje mať rôzny počet nepárových elektrónov a prejavovať valencie -1, +1, +3, +5 a +7 pozorované v kyslíkových zlúčeninách chlór, bróm a jód.

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. Účastník írskeho povstania v roku 1916. Podporoval anglo-írsku zmluvu z roku 1921. Predseda vlády v rokoch 1922-32.

NASTURANE, mineral, pozri čl. Uraninit.

HORSKÉ TERASY (alpínske terasy), terasovité oblasti na horských svahoch nad hranicou lesa, spôsobené mrazovým zvetrávaním a soliflukciou.

Prvky zahrnuté v skupine VII periodickej tabuľky sú rozdelené do dvoch podskupín: hlavná - halogénová podskupina - a sekundárna - mangánová podskupina. Vodík je umiestnený v rovnakej skupine, hoci jeho atóm má jeden elektrón na vonkajšej valenčnej úrovni a mal by byť umiestnený v skupine I. Vodík má však veľmi málo spoločného s prvkami hlavnej podskupiny – alkalickými kovmi, ako aj s prvkami sekundárnej podskupiny – meďou, striebrom a zlatom. Zároveň, podobne ako halogény, pridáva elektrón v reakciách s aktívnymi kovmi a vytvára hydridy, ktoré majú určitú podobnosť s halogenidmi.

Podskupina halogénov 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 elektrónového obalu s 2 p 5. Preto ľahko prijímajú elektrón a vytvárajú stabilný elektrónový obal vzácneho plynu (s 2 p 6). Fluór má najmenší atómový polomer v podskupine; pre zvyšok sa zvyšuje 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 len valenciu -1. V atómoch iných halogénov nie je hladina d vyplnená, čo im dáva možnosť mať iný počet nepárových elektrónov a prejavovať 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 hojný a široko používaný v priemysle.

Technecium je rádioaktívne, v prírode sa nevyskytuje, ale bolo získané umelo (prvý E. Segre a C. Perrier, 1937). Tento prvok vzniká v dôsledku rádioaktívneho rozpadu uránu. Rénium je jedným zo stopových prvkov. Netvorí samostatné minerály, ale nachádza 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 do 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 nemožno ich použiť pri veľmi vysokých teplotách, pretože sa tvorí prchavá zlúčenina Re 2 O 7.

65. Vodík

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

Byť 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 Globe. Vo voľnom stave sa vodík 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 C 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 gumové loptičky 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 - c hromadné číslo 1, deutérium - s hmotnostným číslom 2 a trícium - s hmotnostným číslom 3. 99,98% prírodného vodíka je prótum.

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

Kvôli malému náboju jadra priťahuje atóm vodíka elektróny relatívne slabo a dokáže ich prichytiť len vtedy, ak sa ich iný prvok ochotne vzdá. Takými prvkami sú alkalické kovy a kovy alkalických zemín, ktoré pri zahrievaní vo vodíkovej atmosfére tvoria zlúčeniny podobné soli - hydridy:

2 K+ H2 = 2 KN (hydrid draselný)

Ca + H2 = CaH2 (hydrid vápenatý)

Vodík je viac charakterizovaný zlúčeninami, v ktorých vykazuje kladný oxidačný stav. Interaguje s mnohými nekovmi. V závislosti od aktivity nekovov môže reakcia prebiehať rôznymi rýchlosťami. Vodík teda vždy výbušne interaguje s fluórom:

F2 + H2 = 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 mimoriadnu opatrnosť pri manipulácii. Vodík dobre horí v chlórovej atmosfére. Vo všetkých prípadoch prebieha reakcia vodíka s chlórom podľa rovnice

H2 + C12 = 2 HC1 (chlórovodík)

Vodík reaguje veľmi pomaly s brómom a jódom.

Vodík reaguje s kyslíkom rovnako aktívne ako s chlórom.

2H2+02 = 2H20

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 - za tepla a vysokého tlaku:

H 2 + S = H 2 S (sírovodík)

3H2 + N2 = 2 NH3 (amoniak)

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

CuO + H2 = Cu + H20

CuCl2 + H2 = Cu + 2 HCl

Tieto reakcie sa využívajú v metalurgii na výrobu voľných kovov. Zvyčajne sa vyskytujú 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 energickejšie. 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 veľká kvantita teplo:

H + H = H2 + 435 kJ

Ak nasmerujete prúd plynu obsahujúceho atómový vodík na pevné teleso, potom v dôsledku. teplom uvoľneným v dôsledku tvorby molekúl vodíka z atómov sa povrchová teplota tela zvýši na 4000 °C. Táto reakcia sa využíva pri zváraní.

Potvrdenie. V laboratórnych podmienkach sa vodík získava:

1) interakcia kovu (najčastejšie zinku) s kyselinou chlorovodíkovou resp

zriedená síra. kyselina:

Zn + 2 HCl = ZnС1 2 + H 2 

V iónovej forme je rovnica:

Zn + 2 N  = Zn 2  + N 2 

Reakcia sa uskutočňuje v Kippovom prístroji (Obr. 40). Do strednej gule sa nasype granulovaný zinok a horná sa pri zatvorenom kohútiku naplní roztokom kyseliny.V prevádzkovom aparáte kyselina z hornej gule kvapká do spodnej nádoby, odkiaľ vstupuje do strednej gule. , kde reaguje so zinkom.Reakcia pri otvorenom kohútiku pokračuje až do úplného rozpustenia zinku.Ak sa kohútik zatvorí, vodík nevychádza zo strednej gule a vytlačí z nej kyselinu do spodnej nádoby, odkiaľ prebytok ide do hornej gule Reakcia sa zastaví Hneď ako sa otvorí kohútik, 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 H 2 O = K 2 + H 2 

2 A1 + 6 KOH + 6 H20 = 2 K3 [A1(OH)6] + 3 H2 

3) elektrolýza vody, do ktorej sa pridáva elektrolyt – alkalický síran alebo síran alkalického kovu – na zvýšenie obsahu elektrickej vody. Chloridy sú na tento účel menej vhodné, pretože ich elektrolytickým rozkladom vzniká na anóde chlór.

V priemysle sa vodík vyrába inými spôsobmi:

1) úpravou 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 = CO + H2

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

CO + H20 = C02 + H2

CO 2 + H 2 O  H 2 CO 3

C02 + 2 KOH = K2C03 + H20

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

CH4 + H20 = CO + 3H2

CH4+C02 = 2 CO + 2 H2

3 CH4 + C02 + 2 H20 = 4 CO + 8 H2

Tieto procesy prebiehajú pri teplote okolo 1000 °C v prítomnosti katalyzátora na báze niklu s prísadami oxidov horčíka, hliníka a iných kovov. Výslednú zmes je možné použiť ako surovinu na výrobu rôznych organickej hmoty(metanol, aldehydy, uhľovodíky atď.) alebo produkcia vodíka (zmes sa spracuje vodnou 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 tuky (hydrogenácia) a výrobu kvapalného paliva 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. W. Scheele v roku 1774.

Byť v prírode. Vďaka vysokej aktivite sa chlór v prírode nevyskytuje vo voľnom stave. Jeho prírodné zlúčeniny sú široko známe - chloridy alkalických kovov a kovov alkalických zemín, z ktorých najčastejšie sú kamenná soľ NaCl, sylvinit - zmes chloridov draselných a sodných - a karnallit KS1 MgC1 2 6H 2 O. Chloridy sa nachádzajú ako nečistoty v tieto minerály iné kovy. Značné množstvo chloridov kovov 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 sa chlór mení na kvapalné skupenstvo pri 34°C a tuhne pri 101°C. Pri izbovej teplote sa stáva kvapalným až pri tlaku 600 kPa (6 atm). Chlór je vysoko rozpustný v mnohých organických rozpúšťadlách, najmä v tetrachlórmetáne, s ktorým nereaguje.

Chemické vlastnosti. Vonkajšia elektrónová hladina atómu chlóru obsahuje 7 elektrónov (s 2 p 5), takže ľahko pridáva elektrón, čím vzniká anión Cl . V dôsledku prítomnosti nenaplnenej hladiny d 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 celkom inertný, ale v prítomnosti dokonca stôp vlhkosti sa jeho aktivita prudko zvyšuje. 0n dobre interaguje s kovmi:

2 Fe + 3 С1 2 = 2 FeС1 3 (chlorid železitý

Cu + C12 = CuCl2 (chlorid meďnatý).

a mnoho nekovov:

H2 + C12 = 2 HCl (chlórovodík)

2 S + C12 = S2Cl2 (chlorid sírový (1))

Si + 2 С1 2 = SiС1 4 (chlorid kremičitý (IV))

2 P + 5 C1 2 = 2 PC1 5 (chlorid fosforečný)

Chlór neinteraguje priamo s kyslíkom, uhlíkom a dusíkom.

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

C12 + H20 = HCl + HClO

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

С1 2 + 2 NaОН = NaС1 + NaClО + Н 2 О

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

3 C12 + 6 NaOH = 5 NaCl + NaC103 + 3 H20

3 C12 + 6 KOH = 5 KCl + KC103 + 3 H20

Výsledný chlorečnan draselný sa nazýva Bertholletova soľ.

Pri zahrievaní chlór ľahko interaguje s mnohými organickými látkami. V nasýtených a aromatických uhľovodíkoch nahrádza vodík za vzniku organochlórovej zlúčeniny a chlorovodíka a spája nenasýtené uhľovodíky 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, takže ľahko interaguje s komplexnými látkami, ktoré obsahujú prvky, ktoré sa dajú oxidovať do vyššieho valenčného stavu.

2 FeС1 2 + С1 2 = 2 FeС1 3

H2SO3 + C12 + H20 = H2S04 + 2 HCl

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

Mn02 + 4 HCl = MnCl2 + C12 + 2 H20

2 KMn04 + 16 HCl = 2 KS1 + 2 MnCl2 + 5 C12 + 8 H20

KC103 + 6 HCl = KC1 + 3 C12 + 3 H20

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

2 Na  + 2e  = 2 Na

2 Сl   2е  = Сl 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 preskakovaní elektrický prúd cez takýto roztok sa na katóde dvoch katiónov - Na  a H  - vypúšťa katión menej aktívneho vodíka a na anóde dvoch aniónov - OH  a Cl  - chloridový ión:

2 N  + 2 e  = N 2

2 Cl 2 e  = C1 2

Ako elektrolýza postupuje, OH - ióny sa hromadia v katódovom priestore a vytvára sa hydroxid sodný. Keďže chlór môže reagovať s hodvábom, priestory katódy a anódy 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 tvrdne. Chlorovodík je 1,26-krát ťažší ako vzduch. Asi 500 litrov chlorovodíka sa rozpustí v 1 litri vody pri 0 °C.

Suchý chlorovodík je celkom 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 vzniká chlorovodík pôsobením koncentrovanej kyseliny sírovej na suchý chlorid sodný:

NaCl + H2S04 = NaHS04 + HCl

2 NaCl + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + 2 HCl

Prvá z týchto reakcií prebieha pri nízkej teplote a druhá pri vyššej teplote. Preto je lepšie získať chlorovodík v laboratóriu podľa prvej rovnice a mali by ste vziať toľko kyseliny sírovej, koľko je potrebné na vytvorenie 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 = 2 HCl

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, reaguje so všetkými kovmi v napäťovej sérii vľavo od vodíka, so zásaditými a amfotérnymi oxidmi, zásadami a soľami:

Fe + 2 НС1 = FeС1 2 + Н 2 

CuO + 2 HCl = CuCl2 + H20

ZnO + 2 HCl = ZnС12 + H20

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

AgNO 3 + HCl = AgCl + HNO 3

Na 2 CO 3 + 2 HCl = 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. Väčšina z nich je vysoko rozpustná vo vode a úplne disociuje na ióny. Nízkymi rozpustenými látkami sú chlorid olovnatý PbCl 2, chlorid strieborný AgCl, chlorid ortutnatý (I) Hg 2 Cl 2 (kalomel) a chlorid kriedový (I) CuCl.

Kyselina chlorovodíková sa pripravuje 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 s malým obsahom 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 získa sa koncentrovaný roztok kyseliny chlorovodíkovej. Vodný roztok chlorovodíka nasýtený pri teplote miestnosti môže obsahovať nie viac ako 42 % hmotn. chlorovodíka a jeho hustota nepresahuje 1,20 g/cm3. Komerčne dostupná kyselina chlorovodíková obsahuje 36-37 chlorovodíka a má hustotu 1,19 g/cm3.

Kyselina chlorovodíková sa skladuje a prepravuje v oceľových nádržiach potiahnutých zvnútra gumou odolnou voči kyselinám 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 získavanie solí, morenie kovov a tiež ako činidlo v chemických laboratóriách.

Zo solí kyseliny chlorovodíkovej sú najpoužívanejšie:

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

chlorid draselný KS1. Používa sa ako draselné hnojivo, ako aj surovina na výrobu iných draselných solí a žieravého draslíka;

chlorid vápenatý CaC1 2. Bezvodá soľ sa používa na sušenie plynov a mnohých organických kvapalín a ako sušidlo v exsikátoroch. V tomto prípade sa vytvorí kryštalický hydrát CuCl2.nH20 (n = 2-6). Na obohatenie surovín flotačnou metódou sa používa nasýtený vodný roztok chloridu vápenatého;

chlorid bárnatý VaS1 2. Používa sa ako pesticíd v poľnohospodárstvo;

chlorid zinočnatý ZnCl2. Používa sa pri spájkovaní na odstraňovanie oxidových filmov (leptanie kovov), ako aj na impregnáciu drevených predmetov na ich ochranu pred hnilobou, keď sú zakopané v zemi.

Kyslíkové zlúčeniny chlóru. Chlór tvorí štyri kyseliny obsahujúce kyslík: chlórna, chlórna, chlórna a chloristá.

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 produktov jeho rozkladnej reakcie 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 = 2 H20 + Cl20

3 HClO = 2 HCl + HClO 3

Preto pri interakcii chlóru s horúcim alkalickým roztokom nevznikajú soli kyseliny chlorovodíkovej a chlórnej, ale kyseliny chlorovodíkovej a chlórnej:

6 NaOH + 3 Cl 2 = 5 NaCl + NaCl03 + 3 H20

Soli kyseliny chlórnej - g a p o ch l o r i t s - sú veľmi silné oxidačné činidlá. Vznikajú pri reakcii chlóru s alkáliami v chlade. Súčasne sa tvoria soli kyseliny chlorovodíkovej. Z týchto zmesí sú najpoužívanejšie bielidlo a oštepová voda.

Chlorové alebo bieliace vápno CaOCl 2 alebo CaCl(ClO) vzniká interakciou chlóru s práškovým hydroxidom vápenatým - páperie:

Ca(OH) 2 + Cl 2 = ClOCaCl + H2O

2 Ca(OH)2 + 2 Cl2 = CaCl2 + 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 = Ca(MnO 4) 2 + 5 CaCl 2 + 2 Ca(N03) 2 + 3 H20

Pod vplyvom oxidu uhličitého obsiahnutého vo vzduchu sa rozkladá za uvoľňovania chlóru:

CaOCl2 + C02 = CaC03 + Cl2

CaCl2 + Ca(OCl)2 + 2 CO2 = 2 CaC03 + 2 Cl2

Bielidlo 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. kyslé prostredie. Pri interakcii s kyselinou chlorovodíkovou sa uvoľňuje chlór:

HCl02 + 3 HC1 = Cl2 + 2 H20

Chloritany sodné sa používajú na výrobu oxidu chloričitého, na dezinfekciu vody a tiež 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 HClO 3 pri nízkej teplote vo vákuu môžete získať viskózny roztok obsahujúci asi 40 % kyseliny chloristej. Pri vyššom obsahu kyselín sa roztok explozívne rozkladá. 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 chloristej – chlorečnany – vznikajú pri elektrolýze chloridových roztokov v neprítomnosti membrány medzi katódovým a anódovým priestorom, ako aj pri rozpustení 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. Rovnako ako kyselina, chlorečnany sú pomerne silné oxidačné činidlá:

KCl03 + 6 HCl = KCl + 3Cl2 + 3 H20

Na výrobu sa používajú chlorečnany výbušniny, ako aj produkciu kyslíka v laboratórnych podmienkach a soli kyseliny chloristej – chloristany. Pri zahrievaní Bertholletovej soli v prítomnosti oxidu manganičitého MnO 2, ktorý hrá úlohu katalyzátora, sa uvoľňuje kyslík. Ak zohrievate chlorečnan draselný bez katalyzátora, rozkladá sa na draselné soli kyseliny chlorovodíkovej a chloristej:

2 KCl03 = 2 KCl + 302

4 KCl03 = KCl + 3 KCl04

Spracovaním chloristanu koncentrovanou kyselinou sírovou je možné získať kyselina chloristá:

KCl04 + H2S04 = KHS04 + HC104

Toto je najsilnejšia kyselina. Je najstabilnejšia zo všetkých chlórových kyselín obsahujúcich kyslík, ale bezvodá kyselina sa môže pri zahrievaní, trepaní alebo kontakte s redukčnými činidlami explozívne rozkladať. 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  = 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 nevyskytuje vo voľnom stave. 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 vrtných studní.

Fyzikálne vlastnosti. Bróm je vysoko 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. Chemické vlastnosti brómu sú podobné chlóru. Vonkajšia elektrónová hladina jeho atómu obsahuje 7 elektrónov (s 2 p 5), takže ľahko pridáva elektrón, čím vzniká Br  ión. 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 = 2 HBr (bromovodík)

2P + 3 Br2 = 2 PBr3 (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 a vytvára kyseliny bromovodíkové a brómové:

Br 2 + H 2 O  НВr + НВrО

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

tieto kyseliny:

Br2 + 2 NaOH = NaBr + NaBrO + H20

Bróm tiež reaguje menej energicky s nasýtenými a nenasýtenými uhľovodíkmi ako chlór:

C6H6 + Br2 = C6H5Br + HBr

CH2=CH2 + Br2 = CH2BrCH2Br

Bróm, podobne ako chlór, je oxidačné činidlo. Ľahko teda oxiduje kyselinu sírovú na kyselinu sírovú:

H2S03 + Br2 + H20 = H2S04 + 2 HBr

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

H2S + Br2 = 2 HBr + S

Potvrdenie. V laboratórnych podmienkach sa bróm získava pôsobením rôznych oxidačných činidiel kyseliny bromovodíkovej alebo jej solí v prostredí kyseliny sírovej:

2 КМnO 4 + 16 НВr = 2 КВr + 2 МnВr 2 + 5 Вr 2 + 8 Н 2 О

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

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

V priemysle sa bróm získava pôsobením chlóru na rôzne bromidy:

2 KBr + Cl2 = 2 KCl + Br2

Aplikácia. Bróm sa používa na výrobu 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 fotosenzitívna látka pri výrobe filmových a fotografických materiálov.

Bromovodík a kyselina bromovodíková. Bromovodík je bezfarebný plyn štipľavého zápachu, ktorý sa pri -66,8°C mení na kvapalinu a pri -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 dvojitú alebo trojitú väzbu nenasýtených uhľovodíkov a vytvára brómové deriváty zodpovedajúcich organických zlúčenín:

CH 3 CH = CH 2 + HBr = 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 H2S04 = K2S04 + S02 + Br2 + 2 H20

Bromovodík bez brómu sa získava reakciou bromidu fosforitého s vodou:

PBr3 + 3 H20 = H3P03 + 3 HBr

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

Väčšina solí kyseliny bromovodíkovej (kyselina brómová) je vysoko rozpustná vo vode. Nerozpustné soli sú bromid strieborný AgBr, bromid ortutnatý (I) Hg 2 Br 2, bromid meďný (I) CuBr a bromid olovnatý PbBr 2.

Zlúčeniny brómového kyslíka 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 sú obsiahnuté vo vodách vrtov. Značné množstvo jódu sa nachádza v niektorých morských riasach, ktorých vôl možno použiť ako surovinu na výrobu tohto prvku.

Fyzikálne vlastnosti. Jód je pevná, tmavošedá kryštalická látka so slabým 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. Chemické vlastnosti jódu sú podobné chlóru a brómu, ale sú menej aktívne. S vodíkom reaguje iba pri zahrievaní a reakcia neprebehne úplne:

I2 + H2 = 2 HI (jodid)

Pri zahrievaní jód reaguje s fosforom:

2 P+ 3I 2 = 2 PI 3 (jodid fosforečný)

V prítomnosti vody, ktorá hrá úlohu katalyzátora, jód intenzívne, takmer výbušne 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:

I2 + 2 KOH = KI + KIO3 + H20

3I2 + 6 KOH = 5 KI + KI03 + 3 H20

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

H2S03 + I2 + H20 = H2S04 + 2 HI

H2S + I2 = 2 HI + S

Keď jód reaguje s tiosíranom, nevytvára síran, ako

v prípade chlóru alebo brómu a tetrationátu:

I2 + 2 Na2S203 = 2 NaI + Na2S406

Táto reakcia sa používa v analytickej chémii. Metóda analýzy založená na jej aplikácii sa nazýva jodometrická. Ukončenie reakcie je určené 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 KMnO4 + 16 HI = 2 KI + 2 MnI2 + 5I2 + 8 H20

КВrО 3 + 6 НI = КВr + 5 I 2 + 3 Н 2 О

2 FeC3 + 2 HI = 2 FeCl2 + I2 + 2 HCl

2 CuSO 4 + 4 HI = 2 CuI + 2 H 2 SO 4 + I 2

V priemysle sa jód získava pôsobením chlóru na jodidy:

2 KI + CI2 = 2 KCl + I2

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

Jodovodík a kyselina jodovodíková. Jodovodík je bezfarebný plyn štipľavého zápachu, ktorý sa pri teplote 35,4 °C mení na kvapalinu a pri teplote 50,8 °C tuhne. Asi 500 litrov jodovodíka sa rozpustí v 1 litri vody za vzniku kyseliny jodovodíkovej. Spomedzi bezkyslíkatých kyselín je najsilnejšou kyselinou. 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:

4HI + 02 = 2 H20 + 2 I2

Na svetle prebieha oxidácia intenzívnejšie ako v tme, preto sa roztoky kyseliny jodovodíkovej skladujú v nádobách z tmavého skla.

Väčšina solí kyseliny jodovodíkovej - o d aj d o v - je vysoko rozpustná vo vode. Nerozpustné soli jodovodíka

kyselinami sú jodid strieborný AgI, jodid ortuťnatý Hg 2 I 2, jodid meďnatý CuI a jodid olovnatý PbI 2.

Jodovodík vzniká pôsobením vody na fosfotrijodid:

PI3 + 3 H20 = H3P03 + 3HI

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 H2SO4 = K2S04 + SO2 + I2 + 2 H20

8 KI + 4 H2SO4 = 3 K2S04 + K2S + 4I2 + 4 H20

Kyselina jodovodíková sa používa iba v laboratórnej praxi.

Kyslíkové zlúčeniny jódu podobné kyslíkatým zlúčeninám brómu. Slabé kyseliny HIO, HIO 3 a HIO 4 sú tiež slabé oxidačné činidlá. Uplatnenie nachádzajú len v laboratórnej praxi.

69. Fluorid

Fluór prvýkrát získal vo voľnom stave francúzsky chemik A. Moissan v roku 1886.

Byť v prírode. Z fluórových solí je v prírode najbežnejší fluorit (kazivec) CaF 2 . Apatit obsahuje aj fluór vo forme fluoridu vápenatého. 3Ca3(P04)2CaF2 (alebo Ca5(P04)3F).

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

Chemické vlastnosti. Vonkajšia elektrónová vrstva atómu fluóru obsahuje 7 elektrónov (s 2 p 5). Keďže táto vrstva je umiestnená bližšie k jadru ako vrstva atómov 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 nemôže vykazovať valenčné stavy iné ako jeden.

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

Nekovy vo forme prášku reagujú s fluórom veľmi energicky, ale v kompaktnej forme - oveľa ťažšie. Uhlík vo forme sadzí horí okamžite vo fluórovej atmosfére a 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 difluoridu 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 výrobu fluórovaných organických zlúčenín, ktoré sa používajú ako suroviny na výrobu fluoroplastov (teflón), vysokoteplotných mazacích olejov a kvapalín pre chladiace stroje (freón).

Fluorovodík, kyselina fluorovodíková. Fluorovodík je plyn so štipľavým zápachom. Pri 19,9°C prechádza do kvapalného stavu a pri 83.1°C tuhne. Kvapalný fluorovodík sa zmieša 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 nerozpúšťajú v iných kyselinách (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 Na3AlF6, dokonca aj v tavenine, disociuje za vzniku iónu AlF63. Fluorovodík a kyselina fluorovodíková reagujú s oxidom kremičitým za vzniku prchavej zlúčeniny SiF 4:

Si02 + 4 НF = SiF 4 + 2 Н 2 О

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

Fluorovodík sa používa na výrobu 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 CaF 2:

CaF2 + H2S04 = CaS04 + 2 HF

Fluorovodík vzniká aj ako vedľajší produkt pri spracovaní apatitov,

70. Mangán

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

Byť v prírode. Z hľadiska rozšírenia v prírode sa mangán radí za železo. Jeho obsah v zemskej kôre je 0,1 %. Hlavným minerálom, v ktorom sa mangán nachádza v rudách, je pyrolusit MnO 2 . Okrem pyroluzitových mangánových rúd sú to mangánové rudy s obsahom braunitu Mn 2 O 3, manganitu MnO(OH), hausmanitu Mn 3 O 4 a mangánového žľabu 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/cm3. Je tvrdý a krehký, topí sa pri 1260°C a vrie pri 2120°C. Keď je kov vystavený vzduchu, pokryje sa 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 oxidačné stavy +2, +3, +4, +6 a +7. Zlúčeniny mangánu s inými oxidačnými stavmi sú nezvyčajné a sú veľmi zriedkavé.

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

Mn + C2 = MnCl2 (chlorid manganatý)

Mn + S = MnS (sulfid mangánu (II))

3 Mn + 2 P = 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 (zriedený) = MnS04 + H2

Tiež sa rozpúšťa vo vode v prítomnosti zlúčenín, ktoré spôsobujú kyslú reakciu pri hydrolýze:

Mn + 2 H20 + 2 NH4Cl = MnCl2 + 2 NH4OH + H2

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

Mn + 2 H2S04 (konc.) = MnS04 + S02 + 2 H20

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

3 Mn + 8 HNOz (zriedený) = 3 Mn(N03)2 + 2 N02 + 4 H20

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

5 Mn + Nb205 = 5 MnO + 2 Nb

3 Mn + Fe 2 O 3 = 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:

3Mn02 = Mn304 + O2

3 Mn 3 O 4 + 8 Al = 4 Al 2 O 3  9 Mn

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

Fe203 + Mn02 + 5 C = 2 Fe 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 zodpovedajúce zlúčeniny.

Oxid mangánu MnO je zelenkastý prášok sivá, ktorý má zásadité vlastnosti a preto reaguje s kyselinami a kyslými oxidmi:

MnO + 2 HCl = MnCl2 + H20

MnO + S03 = 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 + O2 + 2 H20 = 2 Mn(OH)4

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

MnSO4 + 2 KOH = Mn(OH)2  + K2S04

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

Mn(OH)2 + 2 HCl = MnCl2 + 2 H20

Mn(OH)2 + S03 = MnS04 + H20

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

2 Mn(OH)2 + 5 KBrO + 2 KOH = 2 KMnO4 + 5 KBr + 3 H20

Ak je množstvo oxidačného činidla nedostatočné, vzniká oxid manganičitý:

5 Mn(OH)2 + KBrO = 5 Mn02 + KBr + H20

Väčšina mangánových solí je vysoko rozpustná vo vode. Po zaschnutí sú ich kryštalické hydráty sfarbené do slabo ružovej farby. Nerozpustné soli mangánu (II) sú uhličitan MnC03, sulfid MnS a fosforečnan Mn3 (P04)2. Pri vystavení silným oxidačným činidlám v kyslom prostredí sa mangán (II) môže v závislosti od množstva oxidačného činidla premeniť na MnO 2 alebo manganistan:

Mn(N03)2 + Pb02 = Mn02 + Pb(N03)2

2 Mn(NO 3) 2 + 5 РbО 2 + 6 НNO 3 = 2 НМnО 4 + 5 Рb(NO 3) 2 + 2 Н 2 О

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

4 Mn02 = 2 Mn203 + O2

Pri vyšších teplotách je rozklad oxidu sprevádzaný tvorbou oxidu Mn 3 O 4 .

3Mn02 = Mn304 + O2

Zlúčeniny mangánu (III) nemajú praktický význam,

Oxid manganičitý MnO 2 alebo oxid mangánu (IV), tmavošedá látka. Pri zahriatí 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 = 2 Mn(N03)2 + 2 H20 + O2

Oxid manganičitý v kyslom prostredí vykazuje oxidačné vlastnosti:

MnO 2 + 4 HCl = MnCl 2 + Cl 2  + 2 H 2 O

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

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

2 Mn02 + 2 KOH = K2Mn03 + H20

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

2 Mn02 + 4 KOH + O2 = 2 K2 Mn04 + 2 H20

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

3 K 2 MnO 4 + 2 H 2 O = 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 do rôznych oxidačných stavov. V kyslom prostredí sa vždy redukuje na Mn(II):

2 KMnO 4 + 10 KVg + 8 H 2 SO 4 = 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 = 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 KMnO4 + C6H5CH3 = 2 KOH + 2 MnO2 + C6H5COOH

2 KMn04 + 3 MnS04 + 2 H20 = 5 Mn02 + K2S04 + 2 H2S04

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

Predtým sa manganistan draselný pripravoval oxidáciou buď oxidu manganičitého alebo manganistanu draselného. Oxid manganičitý bol oxidovaný dusičnanom pri fúzii s alkáliou:

MnO 2 + KNO 3 + 2 KOH = 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 = 2 KMnO 4 + MnO 2 + 4 KOH

Podľa druhej metódy bol manganistan draselný oxidovaný chlórom:

2 K2MnO4 + Cl2 = 2 KMnO4 + 2 KCl

V súčasnosti sa manganistan draselný získava elektrolytickou oxidáciou manganistanu:

MnO 4 2   e  = MnO 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 výrobu chlóru a kyslíka:

2 KMn04 + 16 HCl = 2 KCl + 2 MnCl2 + 5 Cl2 + 8 H20

2 KMn04 = K2Mn04 + Mn02 + O2

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.

Halogénová podskupina

Prednáška č.3

Osnova prednášky

1. Všeobecná charakteristika podskupiny

2. Byť v prírode. História výroby fluoridov

3. Spôsoby získavania fluóru

4. Fyzické a Chemické vlastnosti fluorid

5. Zlúčeniny fluóru – fluoridy

6. Fyzikálne a chemické vlastnosti fluorovodíka

7. Kyslíkaté 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. Použitie 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 (číslo periódy). Pre atómy halogénov sú charakteristické 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 uvedené 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
Dynamika komunikácie, pm					–
E väzba, kJ/mol					–

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

Atóm fluóru nemá 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 nižšia ako energia atómu chlóru. Je to spôsobené malým polomerom atómu fluóru a silným medzielektrónovým odpudzovaním, keď sa k atómu pridá elektrón.

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

V plynnom, kvapalnom a pevnom skupenstve 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, teploty topenia a varu stúpajú zhora nadol. Pre látky s molekulárnou kryštálovou mriežkou závisia body topenia a varu od energie medzimolekulovej interakcie. Pretože molekuly halogénov sú nepolárne, energia medzimolekulovej interakcie pre nich závisí iba od hodnoty 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 je svetlozelený plyn, Cl 2 je žltozelený plyn; Br 2 – červenohnedá kvapalina; ja 2 - pevnýšedo-fialová farba; At – sivá 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 skupiny periodického systému 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 každý jeden elektrón, pričom vykazujú oxidačný stav -1. Halogény majú tento stupeň oxidácie 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 elektrónovou štruktúrou, ktorá pre atómy fluóru môže byť znázornená diagramom

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

Elektrónovú štruktúru atómu chlóru vyjadruje diagram:

Atóm chlóru má jeden nepárový elektrón v podúrovni 3p a normálny (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 sa elektróny pohybujú z podúrovne 3p a 3s do podúrovne 3d (znázornené šípkami v diagrame). Oddelenie (párovanie) elektrónov nachádzajúcich sa 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 voľné orbitály, čo znamená, že kedy chemické reakcie V atóme nedochádza k oddeleniu párových elektrónov. Preto pri zvažovaní vlastností halogénov je vždy potrebné brať do úvahy vlastnosti fluóru a zlúčenín.

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

Identická štruktúra vonkajšej elektronickej vrstvy (ns 2 np 5) určuje veľkú podobnosť prvkov.

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

Pri vytváraní kovalentných väzieb halogény najčastejšie využívajú jeden nepárový p-elektrón dostupný v neexcitovanom atóme, ktorý má B = I.

Valenčné stavy atómov CI, Br, I.

Vytváraním väzieb s atómami viac elektronegatívnych prvkov môžu atómy chlóru, brómu a jódu prechádzať 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 medzi F a inými halogénmi

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) sú najpočetnejšie a najstabilnejšie halogénové zlúčeniny

III. Organohalogénové zlúčeniny

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 jednotlivé látky (HClO 4, HlO 3, HlO 4);

Soli oxokyselín, hlavne chloritany, chlorečnany a chloristany.