Podskupina mangana- kemijski elementi 7. skupine periodnega sistema kemijskih elementov (po zastarelem klasifikacije – elementi sekundarna podskupina VII skupina). Skupina vključuje prehodne kovine mangan Mn, tehnecij Tc in renij Re. Glede na elektronsko konfiguracijo atoma spada tudi element v isto skupino bohrium Bh, umetno sintetizirano.

Tako kot v drugih skupinah imajo člani te družine elementov vzorce elektronske konfiguracije, zlasti zunanjih lupin, kar ima za posledico podobne fizikalne lastnosti in kemično obnašanje:

Elementi skupine 7 imajo 7 valenčnih elektronov. Vse so srebrno bele ognjevarne kovine. V nizu Mn - Tc - Re se kemijska aktivnost zmanjša. Električna prevodnost renija je približno 4-krat manjša kot pri volframu. Ta kovina je odličen material za izdelavo filamentov električnih žarnic, ki so močnejši in vzdržljivejši od navadnega volframa. Na zraku je kompaktni kovinski mangan prekrit s tankim oksidnim filmom, ki ga ščiti pred nadaljnjo oksidacijo tudi pri segrevanju. Nasprotno, v fino zdrobljenem stanju zlahka oksidira.

Dva od štirih članov skupine, tehnecij in borij, sta radioaktivna z dokaj kratko razpolovno dobo, zato se v naravi ne pojavljata.

Mangan spada med pogoste elemente, saj predstavlja 0,03 % celotnega števila atomov v zemeljski skorji. Številne kamnine vsebujejo majhne količine mangana. Hkrati se pojavljajo tudi kopičenja njegovih kisikovih spojin, predvsem v obliki minerala piroluzita MnO 2 . Letna svetovna proizvodnja manganovih rud je približno 5 milijonov ton.

Čisti mangan lahko dobimo z elektrolizo raztopin njegovih soli. Približno 90% celotne proizvodnje mangana se porabi za proizvodnjo različnih zlitin na osnovi železa. Zato se njegova visokoprocentna zlitina z železom, feromangan (60-90% Mn), običajno tali neposredno iz rud, ki se nato uporablja za uvajanje mangana v druge zlitine. Taljenje feromangana iz mešanice manganove in železove rude se izvaja v električne pečice, mangan pa se reducira z ogljikom po reakciji:

Tehnecija ni v zemeljski skorji. Zelo majhne količine so ga pridobili umetno in ugotovili, da je po kemičnih lastnostih veliko bližje reniju kot manganu. Vendar podrobna študija elementa in njegovih spojin še ni bila izvedena.

Vsebnost renija v zemeljski skorji je zelo nizka (9·10 −9%). Ta element je izjemno razpršen: tudi minerali, ki so najbogatejši z renijem (molibdeniti), ga vsebujejo v količinah, ki običajno ne presegajo 0,002 mas. %. Za renij in njegove derivate še ni bilo ugotovljeno, da bi bili široko uporabni. Vendar pa je leta 2007 svetovna proizvodnja renija znašala približno 45 ton. Je tudi reaktivni element.

Elementi v skupini VII periodni sistem, delimo na dve podskupini: glavno - podskupina halogenov - in stransko - podskupina mangana. Vodik je uvrščen v isto skupino, čeprav ima njegov atom en sam elektron na zunanji, valenčni, ravni in ga je treba uvrstiti v skupino I. Vendar ima vodik zelo malo skupnega tako z elementi glavne podskupine - alkalijske kovine kot z elementi sekundarne podskupine - bakrom, srebrom in zlatom. Hkrati, tako kot halogeni, z dodajanjem elektrona v reakcijah z aktivnimi kovinami tvori hidride, ki imajo nekaj podobnosti s halogenidi.

Podskupina halogenov vključuje fluor, klor, brom, jod in astat. Prve štiri elemente najdemo v naravi, zadnji je pridobljen umetno in je zato raziskan veliko manj kot ostali halogeni. Beseda halogen pomeni snov, ki tvori sol. Elementi podskupine so to ime prejeli zaradi lahkosti, s katero reagirajo s številnimi kovinami in tvorijo soli.

Vsi halogeni imajo strukturo zunanje lupine s2p5. Zato zlahka sprejmejo elektron in tvorijo stabilno elektronsko lupino žlahtnega plina (s2р6). Najmanjši polmer atoma v podskupini je pri fluoru, pri ostalih pa narašča v nizu 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.

Od vseh halogenov le fluor, ki je v periodi II, nima nezapolnjenega d-nivoja. Iz tega razloga ne more imeti več kot enega nesparjenega elektrona in ima valenco samo -1. V atomih drugih halogenov d-nivo ni zapolnjen, zaradi česar imajo različno število neparnih elektronov in kažejo valenco -1, +1, +3, +5 in +7, opaženo pri kisikove spojine klora, broma in joda.

Podskupina mangana vključuje mangan, tehnecij in renij. Za razliko od halogenov imajo elementi podskupine mangana le dva elektrona na zunanji elektronski ravni in zato ne kažejo sposobnosti vezave elektronov, pri čemer tvorijo negativno nabite ione.

COSGRAVE (Cosgrave) William Thomas (1880-1965), eden od voditeljev irske stranke Shinfeiner. Udeleženec irske vstaje 1916. Podprl anglo-irsko pogodbo 1921. V letih 1922–32 vodja vlade.

NASTURAN, mineral, glej čl. Uraninit.

GORSKE TERASE (plešaste terase), terasaste površine na pobočjih gora nad gozdno mejo, zaradi mraznega preperevanja in soliflukcije.

Elementi, vključeni v skupino VII periodičnega sistema, so razdeljeni v dve podskupini: glavno - podskupino halogenov - in stransko - podskupino mangana. Vodik je uvrščen v isto skupino, čeprav ima njegov atom en sam elektron na zunanji, valenčni, ravni in ga je treba uvrstiti v skupino I. Vendar ima vodik zelo malo skupnega tako z elementi glavne podskupine - alkalijske kovine kot z elementi sekundarne podskupine - bakrom, srebrom in zlatom. Hkrati, tako kot halogeni, z dodajanjem elektrona v reakcijah z aktivnimi kovinami tvori hidride, ki imajo nekaj podobnosti s halogenidi.

Podskupina halogenov vključuje fluor, klor, brom, jod in astat. Prve štiri elemente najdemo v naravi, zadnji je pridobljen umetno in je zato raziskan veliko manj kot ostali halogeni. Beseda halogen pomeni snov, ki tvori sol. Elementi podskupine so to ime prejeli zaradi lahkosti, s katero reagirajo s številnimi kovinami in tvorijo soli.

Vsi halogeni imajo strukturo zunanje elektronske lupine s 2 p 5 . Zato zlahka sprejmejo elektron in tvorijo stabilno elektronsko lupino žlahtnega plina (s 2 p 6). Najmanjši polmer atoma v podskupini je pri fluoru, pri ostalih pa narašča v nizu F

Od vseh halogenov le fluor, ki je v periodi II, nima nezapolnjenega d-nivoja. Iz tega razloga ne more imeti več kot enega nesparjenega elektrona in ima valenco samo -1. Pri atomih drugih halogenov d-nivo ni zapolnjen, kar omogoča, da imajo različno število neparnih elektronov in kažejo valenco -1, +1, +3, +5 in +7, kar opazimo pri kisiku spojine klora, broma in joda.

Podskupina mangana vključuje mangan, tehnecij in renij. Za razliko od halogenov imajo elementi podskupine mangana le dva elektrona na zunanji elektronski ravni in zato ne kažejo sposobnosti vezave elektronov, pri čemer tvorijo negativno nabite ione.

Mangan je v naravi pogost in se pogosto uporablja v industriji.

Tehnecij je radioaktiven, v naravi ga ne srečamo, vendar je bil pridobljen umetno (prvič - E. Segre in K. Perrier, 1937). Ta element nastane zaradi radioaktivnega razpada urana. Renij je eden od elementov v sledovih. Ne tvori samostojnih mineralov, ampak se pojavlja kot spremljevalec nekaterih mineralov, zlasti molibdena. Leta 1925 sta ga odkrila V. in I. Noddak. Zlitine z majhnimi dodatki renija imajo povečano odpornost proti koroziji. Dodatek renija in njegovim zlitinam poveča njihovo mehansko trdnost. Ta lastnost renija omogoča njegovo uporabo namesto plemenite kovine iridija. Termoelementi platina-platina-renij delujejo bolje kot termoelementi platina-platina-iridij, vendar jih ni mogoče uporabljati pri zelo visokih temperaturah, saj nastane hlapna spojina Re 2 O 7 .

65. Vodik

Vodik bi odkril angleški fizik in G. Cavendish leta 1766.

Najdba v naravi. Vsebnost vodika v zemeljski skorji ali njen klark je 0,15 %. Ta element je del številnih mineralov, vseh organskih spojin, pa tudi vode, ki pokriva skoraj 3/4 površine. globus. Vodik se v prosti obliki pojavlja v majhnih količinah zgornje plasti ozračje in nekateri naravni gorljivi plini.

Fizične lastnosti. V normalnih pogojih je vodik plin brez barve in vonja. Vodik je najlažji od vseh elementov: 14,5-krat lažji od zraka, slabo topen v vodi (2 volumna vodika se raztopita v 100 volumnih vode pri sobni temperaturi). Pri temperaturi -253 С in zračni tlak vodik preide v tekoče stanje, pri 259 С pa se strdi. Zaradi majhnega molekularna teža zlahka difundira (prehaja) skozi porozne predelne stene in celo skozi segreto kovinsko predelno steno. Zato se gumijasti baloni, napolnjeni z vodikom in zelo skrbno zavezani, čez nekaj časa izpraznijo. Pri povišanih temperaturah je vodik zelo topen v številnih kovinah (nikelj, platina, paladij).

V naravi vodik obstaja v obliki treh izotopov: protij - s masno število 1, devterij - z masnim številom 2 in tritij - z masnim številom 3. 99,98% naravnega vodika je protij.

Kemijske lastnosti. Vodikov atom ima samo en elektron, zato ga lahko pri tvorbi kemičnih spojin zlahka odda, bodisi tvori en skupni elektronski par ali doda še en elektron, tako da tvori dvoelektronsko zunanjo lupino, kot je žlahtni plin helij.

Zaradi majhnega naboja jedra vodikov atom sorazmerno šibko privlači elektrone in jih lahko pritrdi le, če jih drug element zlahka odda. Takšni elementi so alkalijske in zemeljskoalkalijske kovine, ki pri segrevanju v atmosferi vodika tvorijo soli podobne spojine - hidride:

2 K + H 2 \u003d 2 KN (kalijev hidrid)

Ca + H 2 \u003d CaH 2 (kalcijev hidrid)

Vodik je bolj značilen za spojine, v katerih ima pozitivno oksidacijsko stopnjo. Medsebojno deluje z mnogimi nekovinami. Odvisno od aktivnosti nekovin lahko reakcija poteka z različnimi hitrostmi. Torej vodik vedno reagira s fluorom z eksplozijo:

F 2 + H 2 \u003d 2 HF (vodikov fluorid)

Klor medsebojno deluje z vodikom veliko bolj umirjeno: v temi in brez segrevanja reakcija poteka precej počasi, na svetlobi - veliko hitreje in v prisotnosti iniciatorja (iskra, segrevanje) - takoj in z eksplozijo. Zato je mešanica klora in vodika eksplozivna in zahteva izjemno previdnost pri ravnanju. Vodik dobro gori v atmosferi klora. V vseh primerih poteka reakcija vodika s klorom po enačbi

H 2 + C1 2 \u003d 2 HC1 (vodikov klorid)

Vodik zelo počasi reagira z bromom in jodom.

Enako aktivno kot s klorom vodik reagira s kisikom.

2 H 2 + O 2 \u003d 2 H 2 O

Eksplozivna je tudi zmes vodika in kisika, ki eksplodira v prisotnosti iniciatorja.

Vodik reagira z drugimi nekovinami pri visokih ali visokih temperaturah. temperatura in tlak. Na primer, vodik reagira z žveplom le pri segrevanju, z dušikom pa pri segrevanju in pri visokem tlaku:

H 2 + S \u003d H 2 S (vodikov sulfid)

3 H 2 + N 2 = 2 NH 3 (amoniak)

Vodik lahko vzame kisik ali halogene iz številnih kovin in nekovin. V tem primeru deluje kot reducent:

CuO + H 2 \u003d Cu + H 2 O

CuCl 2 + H 2 = Cu + 2 HC1

Te reakcije se uporabljajo v metalurgiji za pridobivanje prostih kovin. Običajno delujejo pri visokih temperaturah. Bolj ko je kovina aktivna, višja je temperatura, potrebna za njeno redukcijo.

Atomski vodik je bolj aktiven kot molekularni vodik, zato vse reakcije, značilne za vodik z atomskim vodikom, potekajo močneje. Če molekularni vodik reducira kovine iz soli le pri segrevanju, potem lahko atomski vodik reducira številne kovine iz njihovih soli tudi v vodnih raztopinah.

Nastanek vodikove molekule iz njegovih atomov spremlja sproščanje veliko število toplota:

H + H \u003d H 2 + 435 kJ

Če usmerite tok plina, ki vsebuje atomski vodik, na trdno telo, potem na račun. toplota, ki se sprosti zaradi tvorbe vodikovih molekul iz atomov, se bo temperatura površine telesa dvignila na 4000 С. Ta reakcija se uporablja pri varjenju.

potrdilo o prejemu. V laboratorijskih pogojih dobimo vodik:

1) interakcija kovine (najpogosteje cinka) s klorovodikovo ali

razredčeno žveplo. kislina:

Zn + 2 HCl \u003d ZnC1 2 + H 2 

V ionski obliki je enačba:

Zn + 2 H  \u003d Zn 2  + H 2 

Reakcija poteka v Kippovem aparatu. (slika 40). V srednjo kroglo naložimo granulirani cink, zgornjo pa napolnimo s kislinsko raztopino pri zaprti pipi. V delovnem aparatu se kislina iz zgornje krogle spusti v spodnjo posodo, od koder vstopi v srednjo kroglo, kjer reagira s cinkom.Reakcija pri odprti pipi se nadaljuje, dokler se cink popolnoma ne raztopi.Če je ventil zaprt, vodik ne uhaja iz srednje krogle in izpodrine kislino iz nje v spodnjo posodo, od koder njen presežek preide v zgornja krogla Reakcija se ustavi Takoj, ko se ventil odpre, pride kislina ponovno v stik s cinkom, nastane vodik;

2) interakcija z alkalijami kovin, katerih hidroksidi imajo amfoterne lastnosti (aluminij, cink):

Zn + 2 KOH + 2 H 2 O \u003d K 2 + H 2 

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

3) elektroliza vode, ki ji za povečanje električne prevodnosti dodamo elektrolit - alkalijo ali sulfat alkalijske kovine. Kloridi so za ta namen manj primerni, saj se pri njihovi elektrolitski razgradnji na anodi sprošča klor.

V industriji se vodik pridobiva na druge načine:

1) obdelava vročega premoga z vodno paro v posebnih napravah - plinskih generatorjih. Kot posledica interakcije vodne pare z ogljikom nastane tako imenovani vodni plin, ki ga sestavljata vodik in ogljikov monoksid:

C + H 2 O \u003d CO + H 2

Ko vodni plin obdelamo z vodno paro v prisotnosti železovega katalizatorja, se ogljikov monoksid pretvori v dioksid, ki je zlahka topen v vodi pri povišanem tlaku ali v raztopinah alkalij:

CO + H 2 O \u003d CO 2 + H 2

CO 2 + H 2 O  H 2 CO 3

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

2) pretvorba (transformacija) metana z vodno paro, ogljikovim dioksidom ali mešanico vodne pare in ogljikov dioksid:

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

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

Ti procesi potekajo pri temperaturi okoli 1000 °C v prisotnosti katalizatorja na osnovi niklja z dodatki oksidov magnezija, aluminija in drugih kovin. Nastala mešanica se lahko uporablja kot surovina za proizvodnjo različnih organska snov(metanol, aldehidi, ogljikovodiki itd.) ali proizvodnja vodika (zmes se obdela s paro, kot je prikazano zgoraj);

3) kot stranski produkt pri proizvodnji klora in hidroksidov alkalijskih kovin z elektrolizo raztopin njihovih kloridov.

Aplikacija. Vodik je dragocena surovina za kemično industrijo. Uporablja se za proizvodnjo amoniaka, metanola, aldehidov, ogljikovodikov, pretvorbo tekočih maščob v trdne (hidrogeniranje), proizvodnjo tekočih goriv s hidrogenacijo premoga in kurilnega olja. V metalurgiji se vodik uporablja kot redukcijsko sredstvo za okside ali kloride za proizvodnjo kovin in nekovin (germanija, silicija, galija, cirkonija, hafnija, molibdena, volframa itd.). Zaradi visoke temperature zgorevanja v kisiku se vodik uporablja tudi pri rezanju in varjenju kovin (avtogen).

66. Klor

Klor je leta 1774 odkril švedski kemik K. V. Scheele.

Najdba v naravi. Zaradi visoke aktivnosti klora v naravi ne najdemo v prostem stanju. Njegove naravne spojine so splošno znane - kloridi alkalijskih in zemeljskoalkalijskih kovin, med katerimi so najpogostejši kamena (namizna) sol NaCl, silvinit - mešanica kalijevih in natrijevih kloridov - in karnalit KS1 MgC1 2 6H 2 O. Najdemo kloride kot primesi v teh mineralih druge kovine. V morski vodi je znatna količina kloridnih razlik med kovinami.

fizične lastnosti. V normalnih pogojih je klor rumeno-zelen plin z ostrim vonjem in je strupen. Je 2,5-krat težji od zraka. Približno 2 volumna klora se raztopita v 1 volumnu vode pri 20 °C. Ta raztopina se imenuje klorirana voda. Pri atmosferskem tlaku klor pri 34 С preide v tekoče stanje, pri 101 С pa se strdi. Pri sobni temperaturi preide v tekoče stanje šele pri tlaku 600 kPa (6 atm). Klor je zelo topen v številnih organskih topilih, zlasti v ogljikovem tetrakloridu, s katerim ne sodeluje.

Kemijske lastnosti. Na zunanjem elektronskem nivoju atoma klora (s 2 p 5) je 7 elektronov, tako da zlahka pripne elektron in tvori Cl - anion. Zaradi prisotnosti nezapolnjenega nivoja d se lahko v atomu klora pojavi 1, 3, 5 in 7 neparnih elektronov, zato ima lahko v spojinah, ki vsebujejo kisik, oksidacijsko stanje +1, +3, +5 in +7.

V odsotnosti vlage je klor precej inerten, vendar se njegova aktivnost dramatično poveča, če je vlaga tudi v sledovih. 0n dobro deluje s kovinami:

2 Fe + 3 C1 2 \u003d 2 FeC1 3 (železov (III) klorid

Cu + C1 2 \u003d CuC1 2 (bakrov (II) klorid

in številne nekovine:

H 2 + C1 2 \u003d 2 HCl (vodikov klorid)

2 S + C1 2 \u003d S 2 Cl 2 (žveplov klorid (1))

Si + 2 C1 2 \u003d SiC1 4 (silicijev klorid. (IV))

2 P + 5 C1 2 \u003d 2 PC1 5 (fosforjev (V) klorid)

Klor ne vpliva neposredno na kisik, ogljik in dušik.

Ko se klor raztopi v vodi, nastaneta dve kislini: klorovodikova ali klorovodikova in hipoklorova:

C1 2 + H 2 O \u003d Hcl + HclO

Pri interakciji klora s hladnimi alkalnimi raztopinami nastanejo ustrezne soli teh kislin:

C1 2 + 2 NaOH = NaC1 + NaClO + H 2 O

Nastale raztopine imenujemo javelinska voda, ki ima tako kot klorirana voda zaradi prisotnosti iona ClO  močne oksidativne lastnosti in se uporablja za beljenje tkanin in papirja. Z vročimi raztopinami alkalij klor tvori ustrezne soli klorovodikove in klorovodikove kisline:

3 C1 2 + 6 NaOH \u003d 5 NaCl + NaC1O 3 + 3 H 2 O

3 C1 2 + 6 KOH \u003d 5 KCl + KC1O 3 + 3 H 2 O

Nastali kalijev klorat se imenuje Bertoletova sol.

Pri segrevanju klor zlahka komunicira s številnimi organskimi snovmi. V nasičenih in aromatskih ogljikovodikih nadomešča vodik, pri čemer tvori organoklorovo spojino in vodikov klorid, nenasičenim ogljikovodikom pa se pridružuje na mestu dvojne ali trojne vezi. Pri zelo visokih temperaturah klor popolnoma odstrani vodik iz ogljika. Pri tem nastajata vodikov klorid in saje. Zato visokotemperaturno kloriranje ogljikovodikov vedno spremlja tvorba saj.

Klor je močan oksidant, zato zlahka komunicira s kompleksnimi snovmi, ki vključujejo elemente, ki jih je mogoče oksidirati v višjo valenčno stanje.

2 FeС1 2 + С1 2 = 2 FeС1 3

H 2 SO 3 + C1 2 + H 2 O \u003d H 2 SO 4 + 2 HCl

potrdilo o prejemu. V laboratorijskih pogojih se klor pridobiva z delovanjem koncentrirane klorovodikove kisline na različne oksidante, kot so manganov dioksid (pri segrevanju), kalijev permanganat ali bertoletova sol:

MnO 2 + 4 HCl \u003d MnC1 2 + C1 2 + 2 H 2 O

2 KMPO 4 + 16 HCl \u003d 2 KS1 + 2 MnC1 2 + 5 C1 2 + 8 H 2 O

KS1O 3 + 6 HCl \u003d KS1 + 3 C1 2 + 3 H 2 O

V industriji se klor pridobiva z elektrolizo raztopin ali talin kloridov alkalijskih kovin. Med elektrolizo taline alkalijskega klorida se na katodi sprosti alkalijska kovina, na anodi pa klor:

2 Na  + 2e  = 2 Na

2 Cl   2e  \u003d Cl 2

V raztopini klorid alkalijske kovine disociira na ione:

NaС1  Na  + С1 

Voda kot šibek elektrolit tudi disociira na ione:

H 2 O  H  + OH 

Ob prehodu električni tok skozi takšno raztopino na katodi dveh kationov - Na  in H  - se izprazni manj aktiven vodikov kation in na anodi dveh anionov - OH  in Cl  - kloridni ion:

2 H  + 2 e  \u003d H 2

2 Cl -2 e - \u003d C1 2

Med potekom elektrolize se v katodnem prostoru kopičijo OH ioni in nastane kavstična soda. Ker lahko klor reagira z alkalijami, sta katodni in anodni prostor ločena s polprepustno azbestno diafragmo.

Aplikacija. Letna svetovna poraba klora presega 1 milijon ton, uporablja se za beljenje papirja in tkanin, razkuževanje pitna voda, proizvodnja raznih. pesticidov, klorovodikove kisline, organoklorovih spojin in topil ter v laboratorijski praksi.

Vodikov klorid in klorovodikova kislina. Vodikov klorid je brezbarven plin z ostrim, zadušljivim vonjem. Pri atmosferskem tlaku in temperaturi -84 С preide v tekoče stanje, pri -112 С pa se strdi. Vodikov klorid je 1,26-krat težji od zraka. Približno 500 litrov vodikovega klorida se raztopi v 1 litru vode pri 0 °C.

Suh vodikov klorid je precej inerten in ne reagira niti z aktivnimi kovinami, v prisotnosti sledi vlage pa taka reakcija poteka precej močno.

Vodikov klorid se lahko doda nenasičenim ogljikovodikom na mestu dvojne ali trojne vezi in tvori organoklorove spojine.

V laboratorijskih pogojih dobimo vodikov klorid z delovanjem koncentrirane žveplove kisline na suh natrijev klorid:

NaCl + H 2 SO 4 \u003d NaHSO 4 + Hcl

2 NaCl + H 2 SO 4 \u003d Na 2 SO 4 + 2 HCl

Prva od teh reakcij poteka pri nizkem segrevanju, druga pa pri višji temperaturi. Zato je bolje pridobiti vodikov klorid v laboratoriju po prvi enačbi, žveplovo kislino pa je treba vzeti toliko, kolikor je potrebno za tvorbo natrijevega hidrogensulfata.

V industriji se vodikov klorid proizvaja z delovanjem koncentrirane žveplove kisline na suh natrijev klorid pri visoki temperaturi (v skladu z drugo enačbo), pa tudi s sežiganjem vodika v atmosferi klora:

H 2 + Cl 2 \u003d 2 HC1

Vodikov klorid nastaja v znatnih količinah kot stranski produkt pri kloriranju nasičenih in aromatskih ogljikovodikov.

Imenuje se raztopina vodikovega klorida v vodi klorovodikova kislina. To je močna kislina, reagira z vsemi kovinami levo od vodika v nizu napetosti, z bazičnimi in amfoternimi oksidi, bazami in solmi:

Fe + 2 HC1 = FeC1 2 + H 2 

CuO + 2 Hcl \u003d CuCl 2 + H 2 O

ZnO + 2 HCl \u003d ZnC1 2 + H 2 O

Fe(OH) 3 + 3 HCl = FeCl 3 + 3 H 2 O

AgNO 3 + HCl \u003d AgCl  + HNO 3

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

Poleg lastnosti, ki so značilne za močne kisline, so za to kislino značilne tudi redukcijske lastnosti: koncentrirana klorovodikova kislina reagira z različnimi močnimi oksidanti in tvori prosti klor.

Soli klorovodikove kisline imenujemo klorid in d in m in. Večina jih je dobro topnih v vodi in popolnoma disociirajo na ione. Slabo topni so svinčev klorid PbCl 2, srebrov klorid AgCl, živosrebrov klorid (I) Hg 2 Cl 2 (kalomel) in meli klorid (I) CuCl.

Klorovodikovo kislino dobimo z raztapljanjem klorovodika v vodi. Ta proces se izvaja v posebnih absorpcijskih stolpih, v katerih se tekočina dovaja od zgoraj navzdol, plin pa od spodaj navzgor (protitočni princip). V takem stolpu se sveže porcije vode v zgornjem delu stolpa srečajo s plinskim tokom, ki vsebuje že malo klorovodika, plin z visoko vsebnostjo klorovodika v spodnjem delu stolpa pa s koncentrirano klorovodikovo kislino. Ker je topnost plina v tekočini premo sorazmerna z njegovo koncentracijo v plinski fazi in obratno sorazmerna z njegovo koncentracijo v raztopini, s to metodo dosežemo popolno ekstrakcijo vodikovega klorida iz plina in proizvodnjo koncentrirane raztopine klorovodikove kisline. Nasičena pri sobni temperaturi vodna raztopina vodikovega klorida ne sme vsebovati več kot 42 mas. % klorovodika in njegova gostota ne presega 1,20 g/cm 3 . Komercialna klorovodikova kislina vsebuje 36-37 vodikovega klorida in ima gostoto 1,19 g/cm 3 .

Klorovodikova kislina se hrani in prevaža v jeklenih cisternah, ki so znotraj obložene s kislinsko odporno gumo, ali v steklenih jeklenkah.

Vodikov klorid, klorovodikova kislina in njene soli se pogosto uporabljajo v industriji in laboratorijski praksi. Vodikov klorid se uporablja v organski sintezi za pridobivanje organoklorovih spojin. Klorovodikova kislina se uporablja za pridobivanje soli, luženje kovin in tudi kot reagent v kemijskih laboratorijih.

Od soli klorovodikove kisline se najbolj uporabljajo:

kamen ali kuharstvo, NaCl sol. Uporablja se kot surovina za proizvodnjo klora, kovinskega natrija, kavstične sode, klorovodika in sode ter v Prehrambena industrija;

kalijev klorid KS1. Uporablja se kot kalijevo gnojilo, pa tudi kot surovina za pridobivanje drugih kalijevih soli in jedke pepelike;

kalcijev klorid CaCl 2 . Brezvodna sol se uporablja za sušenje plinov in številnih organskih tekočin ter kot sušilno sredstvo v eksikatorjih. V tem primeru nastane kristalni hidrat CuCl 2 ·nH 2 O (n = 2-6). Za obogatitev surovin s flotacijsko metodo se uporablja nasičena vodna raztopina kalcijevega klorida;

barijev klorid BaC1 2 . Uporablja se kot pesticid v kmetijstvo;

cinkov klorid ZnCl 2 . Uporablja se pri spajkanju za odstranjevanje oksidnega filma (jedkanje kovin), kot tudi za impregnacijo lesenih predmetov, da jih zaščitimo pred propadanjem, ko jih zakopljemo v zemljo.

Kisikove spojine klora. Klor tvori štiri kisline, ki vsebujejo kisik: kloro, kloro, kloro in perkloro.

Hipoklorova kislina HClO nastane pri interakciji klora z vodo, pa tudi njegovih soli z močnimi mineralnimi kislinami. Je šibka kislina in je zelo nestabilna. Sestava reakcijskih produktov njenega razpada je odvisna od pogojev. Pri močni osvetlitvi hipoklorove kisline, prisotnosti reducenta v raztopini in dolgotrajnem stanju se razgradi s sproščanjem atomskega kisika:

HClO = HCl + O

V prisotnosti snovi, ki odstranjujejo vodo, nastane klorov oksid (I):

2 HclO \u003d 2 H 2 O + Cl 2 O

3 HClO \u003d 2 HCl + HClO 3

Zato pri interakciji klora z vročo raztopino alkalije nastanejo soli ne iz klorovodikove in hipoklorove kisline, temveč iz klorovodikove in hipoklorove kisline:

6 NaOH + 3 Cl 2 \u003d 5 NaCl + NaClO 3 + 3 H 2 O

Soli hipoklorove kisline - g in p o kloru in ti - so zelo močni oksidanti. Nastanejo pri interakciji klora z alkalijami na mrazu. Hkrati nastanejo soli klorovodikove kisline. Od teh mešanic se najpogosteje uporabljata belilo in voda iz skrilavca.

Klor ali belilo, apno CaOCl 2 ali CaCl (ClO) nastane z interakcijo klora s kalcijevim hidroksidom v prahu - puh:

Ca (OH) 2 + Cl 2 \u003d Cl-O-Ca-Cl + H 2 O

2 Ca (OH) 2 + 2 Cl 2 \u003d CaCl 2 + Ca (OCl) 2 + 2 H 2 O

Kakovost belila določa vsebnost hipoklorita v njem. Ima zelo močne oksidativne lastnosti in lahko celo oksidira manganove soli v permanganat:

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 H 2 O

Pod vplivom ogljikovega dioksida, ki ga vsebuje zrak, se razgradi s sproščanjem klora:

CaOCl 2 + CO 2 = CaCO 3 + Cl 2

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

Klorovo apno se uporablja kot belilo in razkužilo

snov.

Klorova kislina HClO 2 nastane z delovanjem koncentrirane žveplove kisline na klorite alkalijskih kovin, ki nastanejo kot vmesni produkti med elektrolizo raztopin kloridov alkalijskih kovin v odsotnosti diafragme med katodnim in anodnim prostorom. Je šibka, nestabilna kislina, zelo močan oksidant v kislo okolje. Pri interakciji s klorovodikovo kislino se sprosti klor:

HclO 2 + 3 HC1 \u003d Cl 2 + 2 H 2 O

Natrijev klorit se uporablja za proizvodnjo klorovega dioksida, pri dezinfekciji vode in kot belilno sredstvo.

Klorova kislina HClO 3 nastane z delovanjem njegovih soli -

klorati - žveplova kislina. Je zelo nestabilna kislina, zelo močan oksidant. Lahko obstaja le v razredčenih raztopinah. Z izparevanjem raztopine HClO 3 pri nizki temperaturi v vakuumu lahko dobimo viskozno raztopino, ki vsebuje približno 40 % perklorove kisline. Pri višji vsebnosti kisline raztopina razpade z eksplozijo. Eksplozivna razgradnja se pojavi tudi pri nižjih koncentracijah v prisotnosti reducentov. V razredčenih raztopinah ima perklorova kislina oksidativne lastnosti in reakcije potekajo precej mirno:

HClO 3 + 6 HBr = HCl + 3 Br 2 + 3 H 2 O

Soli klorove kisline - klorati - nastanejo med elektrolizo kloridnih raztopin v odsotnosti diafragme med katodnim in anodnim prostorom, pa tudi med raztapljanjem klora v vroči raztopini alkalije, kot je prikazano zgoraj. Kalijev klorat, ki nastane pri elektrolizi (Bertoletova sol), je slabo topen v vodi in se zlahka loči od drugih soli v obliki bele oborine. Klorati so tako kot kisline dokaj močni oksidanti:

KClO 3 + 6 HCl \u003d KCl + 3 Cl 2 + 3 H 2 O

Za proizvodnjo se uporabljajo klorati eksplozivi, kot tudi pridobivanje kisika v laboratoriju in soli perklorne kisline - perklorati. Pri segrevanju Bertoletove soli v prisotnosti manganovega dioksida MnO 2, ki ima vlogo katalizatorja, se sprosti kisik. Če se kalijev klorat segreje brez katalizatorja, se razgradi s tvorbo kalijevih soli klorovodikove in perklorove kisline:

2 KClO 3 \u003d 2 KCl + 3 O 2

4 KClO 3 \u003d KCl + 3 KClO 4

Z obdelavo perkloratov s koncentrirano žveplovo kislino lahko dobimo perklorna kislina:

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

To je najmočnejša kislina. Je najstabilnejša od vseh klorovih kislin, ki vsebujejo kisik, vendar lahko brezvodna kislina eksplozivno eksplodira pri segrevanju, stresanju ali v stiku z reducenti. Razredčene raztopine perklorne kisline so precej stabilne in varne za uporabo. V vodi so slabo topni klorati kalija, rubidija, cezija, amonija in večina organskih baz.

V industriji se kalijev perklorat pridobiva z elektrolitsko oksidacijo bertholletove soli:

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

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

67. Brom

Brom je leta 1826 odkril francoski kemik A. J. Balard.

Biti v naravi. Brom se v naravi ne pojavlja v prostem stanju. Prav tako ne tvori samostojnih mineralov, njegove spojine (v večini primerov z alkalnimi kovinami) pa so nečistoče mineralov, ki vsebujejo klor, kot so kamena sol, silvinit in karnalit. Spojine broma najdemo tudi v vodah nekaterih jezer in vrtin.

Fizične lastnosti. Brom je hlapljiva rdeče-rjava tekočina z neprijetnim, zadušljivim vonjem. Vre pri 58,8°C in se strdi pri -7,3°C. 35 g broma se raztopi v 1 litru vode pri 20°C.

Brom se veliko bolje topi v organskih topilih.

Kemijske lastnosti. Brom je kemično podoben kloru. Na zunanjem elektronskem nivoju njegovega atoma je 7 elektronov (s 2 p 5), zato zlahka pripne elektron in tvori Br  ion. Zaradi prisotnosti nezapolnjene ravni d ima lahko brom 1, 3, 5 in 7 neparnih elektronov in v spojinah, ki vsebujejo kisik, kaže oksidacijsko stanje +1, +3, +5 in +7.

Tako kot klor tudi brom medsebojno deluje s kovinami in nekovinami:

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

H 2 + Br 2 \u003d 2 HBr (vodikov bromid)

2 P + 3 Br 2 \u003d 2 PBr 3 (fosforjev (III) bromid)

Vse reakcije broma potekajo manj energično kot reakcije klora. Brom tudi manj burno reagira z vodo. Ko se raztopi v vodi, reagira le del broma, pri čemer nastanejo bromovodikove in bromovodikove kisline:

Br 2 + H 2 O  HBr + HBrO

Ko brom raztopimo v raztopini alkalije na hladnem, nastanejo soli

te kisline:

Br 2 + 2 NaOH = NaBr + NaBrO + H 2 O

Z nasičenimi in nenasičenimi ogljikovodiki tudi brom reagira manj burno kot klor:

C 6 H 6 + Br 2 = C 6 H 5 Br + HBr

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

Brom je tako kot klor oksidant. Torej zlahka oksidira žveplovo kislino v žveplovo:

H 2 SO 3 + Br 2 + H 2 O \u003d H 2 SO 4 + 2 HBr

Če raztopini vodikovega sulfida dodamo bromovo vodo, rdeče-rjava barva izgine in raztopina postane motna zaradi sproščanja žvepla:

H 2 S + Br 2 \u003d 2 HBr + S

potrdilo o prejemu. V laboratorijskih pogojih dobimo brom z delovanjem bromovodikove kisline ali njenih soli na različne oksidante v okolju žveplove kisline:

2 KMnO 4 + 16 HBr = 2 KBr + 2 MnBr 2 + 5 Br 2 + 8 H 2 O

KClO 3 + 6 HBr = KCl + 3 Br 2 + 3 H 2 O

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

V industriji se brom proizvaja z delovanjem klora na različne bromide:

2 KBr + Cl 2 = 2 KCl + Br 2

Aplikacija. Brom se uporablja za pridobivanje različnih organobromovih spojin, ki se uporabljajo v industriji barv in lakov ter v farmacevtski industriji. Znatne količine broma se porabijo za proizvodnjo srebrovega bromida, ki se uporablja kot svetlobno občutljiva snov pri izdelavi filmskih in fotografskih materialov.

Vodikov bromid in bromovodikova kislina. Vodikov bromid je brezbarven plin z ostrim vonjem, ki se spremeni v tekočino pri -66,8 °C in se strdi pri -87 °C. Približno 500 litrov vodikovega bromida se raztopi v 1 litru vode pri 0 °C.

Kemijske lastnosti bromovodikove kisline in njegove vodne raztopine - bromovodikove kisline - so podobne lastnostim klorovodikove in klorovodikove kisline, s to razliko, da je bromovodikova kislina močnejša kislina, bromovodikov pa je močnejši reducent.

Vodikov bromid se zlahka veže na mestu dvojne ali trojne vezi nenasičenih ogljikovodikov, pri čemer tvori bromove derivate ustreznih organskih spojin:

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

Propilen izopropil bromid

Zaradi lahke oksidabilnosti vodikovega bromida ga ni mogoče dobiti z delovanjem koncentrirane žveplove kisline na bromide alkalijskih kovin pri segrevanju, saj žveplova kislina oksidira bromide

za sprostitev broma:

2 KBr + 2 H 2 SO 4 \u003d K 2 SO 4 + SO 2 + Br 2 + 2 H 2 O

Vodikov bromid brez broma dobimo z reakcijo fosforjevega tribromida z vodo:

РВr 3 + 3 Н 2 О = Н 3 РО 3 + 3 НВr

Bromovodikova kislina se uporablja za proizvodnjo bromidov različnih kovin, zlasti srebrovega bromida, ki se uporablja za proizvodnjo fotoobčutljivih filmov in fotografskih materialov.

Večina soli bromovodikove kisline (bromid in d o c) je dobro topnih v vodi. Netopne soli so srebrov bromid AgBr, živosrebrov (I) bromid Hg 2 Br 2 , bakrov (I) bromid CuBr in svinčev bromid PbBr 2 .

Kisikove spojine broma podobno kot kisikove spojine klora, vendar so kisline šibkejši elektroliti in šibkejši oksidanti. Poleg kalijevega bromata KBrO 3 , ki se uporablja v analizni kemiji in laboratorijski praksi, nimajo praktičnega pomena.

68. Jod

Jod je leta 1811 odkril francoski kemik za solitro B. Courtois.

Biti v naravi. Jodove spojine ne tvorijo samostojnih usedlin, ampak jih najdemo kot primesi v klorovih mineralih. Jodove soli najdemo v vodah vrtin. Znatne količine joda vsebujejo nekatere morske alge, katerih vol se lahko uporablja kot surovina za pridobivanje tega elementa.

Fizične lastnosti. Jod je trdna temno siva kristalna snov z rahlim kovinskim leskom. Pri počasnem segrevanju zlahka sublimira in tvori vijolične hlape. Pri hitrem segrevanju se jod tali pri 114 °C in vre pri 183 °C. Je dobro topen v organskih topilih in vodni raztopini KI. V prisotnosti CI je njegova topnost v vodi zelo nizka (pri 20°C se v 1 litru vode raztopi 290 mg joda).

Kemijske lastnosti. Kemično je jod podoben kloru in bromu, vendar manj aktiven. Z vodikom reagira le pri segrevanju in reakcija ne poteka do konca:

I 2 + H 2 \u003d 2 HI (vodikov jod)

Pri segrevanju jod medsebojno deluje s fosforjem:

2 P + 3I 2 \u003d 2 PI 3 (fosforjev (III) jodid)

V prisotnosti vode, ki ima vlogo katalizatorja, jod intenzivno, skoraj eksplozivno reagira z aluminijem:

2 Al + 3I 2 = 2 AlI 3 (aluminijev jodid)

Jod skoraj ne reagira z vodo, podobno pa reagira z alkalijami.

klor in brom:

I 2 + 2 KOH \u003d KI + KIO 3 + H 2 O

3I 2 + 6 KOH \u003d 5 KI + KIO 3 + 3 H 2 O

Jod ima oksidativne lastnosti, ki jih kaže v prisotnosti močnih reducentov. Z lahkoto komunicira z žveplovo kislino in vodikovim sulfidom:

H 2 SO 3 + I 2 + H 2 O \u003d H 2 SO 4 + 2 HI

H 2 S + I 2 \u003d 2 HI + S

Ko jod reagira s tiosulfatom, ne nastane sulfat, kot

v primeru klora ali broma in tetrationata:

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

Ta reakcija se uporablja v analitični kemiji. Metoda analize, ki temelji na njeni uporabi, se imenuje jodometrična. Konec reakcije je določen s pojavom ali izginotjem modre barve, ki je posledica interakcije joda s škrobom.

potrdilo o prejemu. V laboratoriju lahko jod pridobimo podobno kot pri proizvodnji klora ali broma z delovanjem jodovodikove kisline na različne oksidante (KMnO 4, MnO 2, KClO 3, KBrO 3 in celo FeCl 3 in CuSO 4):

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

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 industriji se jod pridobiva z delovanjem klora na jodide:

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

Aplikacija. Jod se uporablja v laboratorijski praksi in medicini. Najdemo ga v številnih farmacevtskih pripravkih, kot 5% vodno-alkoholno raztopino pa uporabljamo za zdravljenje ran. Pomanjkanje joda v telesu vodi do resnih bolezni (golša).

Vodikov jodid in jodovodikova kislina. Vodikov jod je brezbarven plin z ostrim vonjem, ki pri 35,4 С preide v tekočino, pri 50,8 С pa se strdi. Približno 500 litrov vodikovega jodida se raztopi v 1 litru vode in tvori jodovodikovo kislino. Med anoksičnimi kislinami je najmočnejša kislina. Je veliko močnejša od klorovodikove in celo bromovodikove kisline.

Jodovodikova kislina je zelo močno redukcijsko sredstvo, zato jo oksidira tudi atmosferski kisik, zaradi česar se njena raztopina obarva rjavo:

4 HI + O 2 \u003d 2 H 2 O + 2 I 2

Oksidacija poteka močneje na svetlobi kot v temi, zato raztopine jodovodikove kisline hranimo v temni stekleni posodi.

Večina soli jodovodikove kisline - in o d in d o in - je dobro topnih v vodi. netopne jodovodikove soli

kisline so srebrov jodid AgI, živosrebrov (I) jodid Hg 2 I 2 , bakrov (I) CuI jodid in svinčev jodid PbI 2 .

Vodikov jodid nastane z delovanjem vode na fosforjev trijodid:

PI 3 + 3 H 2 O \u003d H 3 RO 3 + 3 HI

Vodikovega jodida ni mogoče dobiti z delovanjem žveplove kisline na jodide alkalijskih kovin, saj se skoraj ves jodid oksidira s koncentrirano žveplovo kislino v prosti jod:

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 + 4I 2 + 4 H 2 O

Jodovodikova kislina se uporablja le v laboratorijski praksi.

Kisikove spojine joda podobno kot kisikove spojine broma. Šibke kisline HIO, HIO 3 in HIO 4 so tudi šibki oksidanti. Uporabljajo se samo v laboratorijski praksi.

69. Fluor

V prostem stanju je fluor prvi pridobil francoski kemik A. Moissan leta 1886.

Biti v naravi. Od soli fluora je v naravi najpogostejši fluorit (fluorit) CaF 2 . Fluor v obliki kalcijevega fluorida je tudi del apatita. 3Ca 3 (RO 4) 2 CaF 2 (ali Ca 5 (RO 4) 3 F).

Fizične lastnosti. V normalnih pogojih je fluor brezbarven plin ostrega vonja, ki je v debelih plasteh zelenkasto rumen. Pri 181,1 С fluor postane tekoč, pri 219,6 С pa se strdi. Topnost fluora ni bila raziskana, saj uniči skoraj vsa topila.

Kemijske lastnosti. Na zunanji elektronski plasti atoma fluora je 7 elektronov (s 2 p 5). Ker se ta plast nahaja bližje jedru kot atomi klora, broma in joda, fluor privlači elektrone močneje kot vsi halogeni. To pojasnjuje njegovo izjemno visoko kemično aktivnost. Fluor nima d-nivoja, zato ne more imeti več kot enega nesparjenega elektrona in pokazati valenčna stanja, ki niso enota.

Fluor sodeluje s skoraj vsemi elementi, reakcije pa potekajo močneje kot s klorom ali kisikom. Na površini nekaterih kovin (Pb, Cu, Ni, Mg) se tvori gost fluoridni film, ki preprečuje nadaljnjo reakcijo.

Nekovine v praškastem stanju reagirajo s fluorom zelo burno, v kompaktnem stanju pa veliko težje. Ogljik v obliki saj takoj zgori v atmosferi fluora, medtem ko grafit reagira s fluorom šele pri visokih temperaturah. Fluor ne vpliva neposredno na kisik in dušik.

potrdilo o prejemu. Prosti fluor je zelo težko izolirati zaradi njegove visoke reaktivnosti. V majhnih količinah se pridobiva z elektrolizo taline kalijevega difluorida KF HF v svinčevi opremi (svinčev fluorid PbF 2, ki nastane na notranji površini sten elektrolizatorja, ščiti aparat pred uničenjem).

Aplikacija. Prosti fluor se uporablja za pridobivanje fluorovih derivatov organskih spojin, ki se uporabljajo kot surovine za proizvodnjo fluoroplastov (teflon), visokotemperaturnih maziv in tekočin za hladilne stroje (freoni).

Fluorovodikova kislina, fluorovodikova kislina. Vodikov fluorid je plin z ostrim vonjem. Pri 19,9 С preide v tekoče stanje, pri 83,1 С pa se strdi. Tekoči vodikov fluorid se meša z vodo v poljubnem razmerju.Raztopino vodikovega fluorida v vodi imenujemo fluorovodikova ali fluorovodikova kislina. Za razliko od drugih halogenvodikovih kislin je fluorovodikova kislina šibka kislina. Dobro reagira s številnimi kovinami, bazičnimi oksidi, bazami in solmi. V prisotnosti močnih kislin se v njem raztopi veliko redkih kovin, ki se v drugih kislinah ne raztopijo (titan, cirkonij, niobij, tantal itd.). Fluorovodikova kislina tvori zelo močne kompleksne fluoride s številnimi kovinami: H 3 FeF 6 , H 2 TiF 6 , H 3 AlF 6 . Natrijeva sol Na 3 AlF 6 tudi v talini disociira s tvorbo iona AlF 6 3 . Vodikov fluorid in fluorovodikova kislina reagirata s silicijevim dioksidom in tvorita hlapno spojino SiF 4:

SiO 2 + 4 HF \u003d SiF 4 + 2 H 2 O

Ker steklo vsebuje veliko količino silicijevega dioksida, fluorovodikova kislina razjeda steklo, zato ga lahko shranjujete v posodah iz polimernih materialov (polietilen, fluoroplast ali ebonit) ali v steklu, ki je od znotraj prevlečeno s plastjo parafina.

Vodikov fluorid se uporablja za pridobivanje organofluorovih spojin, v proizvodnji fluoroplastike, v metalurgiji redkih kovin in tudi kot jedkalo pri površinski obdelavi nekaterih kovin.

Vodikov fluorid se pridobiva z delovanjem koncentrirane žveplove kisline na CaF 2 fluorit:

CaF 2 + H 2 SO 4 \u003d CaSO 4 + 2 HF

Vodikov fluorid nastaja tudi kot stranski produkt pri predelavi apatita,

70. Mangan

Mangan sta leta 1774 prva pridobila K. V. Scheele in Yu. Gan.

Biti v naravi. Po razširjenosti v naravi se mangan uvršča za železom. Njegova vsebnost v zemeljski skorji je 0,1%. Glavni mineral, v katerem se pojavlja mangan v rudah, je piroluzit MnO 2 . Poleg piroluzitnih manganovih rud obstajajo manganove rude, ki vsebujejo Mn 2 O 3 brownit, MnO(OH) manganit, Mn 3 O 4 hausmanit in MnCO 3 manganov spar. Poleg tega se mangan v obliki oksidov nahaja v skoraj vseh železovih rudah.

Fizične lastnosti. Mangan je srebrno bela kovina, njegova gostota je 7,2 g/cm 3 . Je trd in krhek, tali se pri 1260°C, vre pri 2120°C. Na zraku je kovina prekrita s pestrimi lisami oksidnega filma, ki jo ščiti pred nadaljnjo oksidacijo. Z železom tvori mangan zlitine s poljubnim razmerjem komponent (feromangan).

Kemijske lastnosti. Manganove oblike razne povezave, v katerem ima oksidacijsko stopnjo +2, +3, +4, +6 in +7. Spojine mangana z drugimi oksidacijskimi stopnjami so neznačilne in zelo redke.

Pri interakciji kovinskega mangana z različnimi nekovinami nastanejo spojine mangana (II):

Mn + C 2 \u003d MpCl 2 (manganov (II) klorid)

Mn + S = MnS (manganov (II) sulfid)

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

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

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

Mangan se zlahka raztopi v neoksidirajočih kislinah s sproščanjem vodika:

Mn + 2 HCl = MnCl 2 + H 2

Mn + H 2 SO 4 (razb.) \u003d MnSO 4 + H 2

V vodi se raztopi tudi v prisotnosti spojin, ki med hidrolizo povzročijo kislo reakcijo:

Mn + 2 H 2 O + 2 NH 4 Cl \u003d MnCl 2 + 2 NH 4 OH + H 2

Raztapljanje mangana v oksidacijskih kislinah spremlja sproščanje redukcijskih produktov teh kislin:

Mn + 2 H 2 SO 4 (konc.) \u003d MnSO 4 + SO 2 + 2 H 2 O

Mn + 4 HNO 3 (konc.) \u003d Mn (NO 3) 2 + 2 NO + 2 H 2 O

3 Mn + 8 HNOz (razb.) \u003d 3 Mn (NO 3) 2 + 2 NO 2 + 4 H 2 O

Mangan lahko zmanjša številne kovinske okside in se zato uporablja v metalurgiji:

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

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

V fino dispergiranem stanju (prah) je mangan bolj reaktiven kot v kompaktnem stanju.

potrdilo o prejemu. Kovinski mangan se pridobiva z redukcijo njegovih žganih oksidov z aluminijem. Ker aluminij zelo burno reagira z manganovim dioksidom, se uporablja kalciniran piroluzit. Pri žganju piroluzita nastane manganov oksid Mn 3 O 4, ki mirneje reagira z aluminijem:

3 MnO 2 \u003d Mn 3 O 4 + O 2

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

Za pridobivanje feromangana, ki se uporablja v metalurgiji, se mešanica železove rude in piroluzita reducira s koksom v električnih pečeh:

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

Aplikacija. Mangan v obliki feromangana se uporablja v črni metalurgiji.

Kisikove spojine mangana. Mangan tvori okside MnO, Mn 2 O 3, MnO 2, MnO 3, Mn 2 O 7, hidrokside Mn (OH) 2, Mn (OH) 4, H 2 MnO 4, HMnO 4 in njihove ustrezne spojine.

Manganov monoksid MnO je zelenkast prah siva barva, ki ima bazične lastnosti in zato reagira s kislinami in kislinskimi oksidi:

MnO + 2 HCl \u003d MnCl 2 + H 2 O

MnO + SO 3 \u003d MnSO 4

Manganov monoksid je praktično netopen v vodi.

Manganov (II) hidroksid Mn (OH) 2 je bela snov, ki se na zraku zlahka oksidira v rjav manganov (IV) hidroksid:

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

Manganov (II) hidroksid nastane z interakcijo njegovih soli z alkalijami:

MnSO 4 + 2 KOH \u003d Mn (OH) 2  + K 2 SO 4

Manganov (II) hidroksid ima bazične lastnosti. Reagira s kislinami in kislinskimi oksidi:

Mn (OH) 2 + 2 HCl \u003d MnCl 2 + 2 H 2 O

Mn (OH) 2 + SO 3 \u003d MnSO 4 + H 2 O

Manganov hidroksid (II) ima redukcijske lastnosti. V prisotnosti močnih oksidantov lahko oksidira v permanganat:

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

Z nezadostno količino oksidanta nastane manganov dioksid:

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

Večina soli mangana (II) je dobro topnih v vodi. V suhi obliki so njihovi kristalni hidrati pobarvani v rahlo rožnato barvo. Netopne soli mangana (II) so MnCO 3 karbonat, MnS sulfid in Mn 3 fosfat (PO 4) 2 . Pod delovanjem močnih oksidantov v kislem okolju se lahko mangan (II), odvisno od količine oksidanta, spremeni v MnO 2 ali permanganat:

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 H 2 O

Manganov (III) oksid Mn 2 O 3 se v naravi pojavlja v obliki minerala brownita. V laboratoriju se MnO 2 tvori s previdnim segrevanjem pri temperaturi 530-940 С:

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

Pri višji temperaturi razgradnjo dioksida spremlja nastanek oksida Mn 3 O 4 .

3 MnO 2 \u003d Mn 3 O 4 + O 2

Manganove (III) spojine nimajo praktičnega pomena,

manganov dioksid MnO 2 ali manganov (IV) oksid, temno siva snov. Pri segrevanju na zraku na 530 "C se manganov dioksid razgradi, pri čemer se sprosti kisik, kot je prikazano zgoraj. V vakuumu ali v prisotnosti redukcijskega sredstva ta reakcija poteka veliko intenzivneje.

Pri kuhanju manganovega dioksida s koncentrirano dušikovo kislino nastane manganova (II) sol in sprosti se kisik:

2 MnO 2 + 4 HNO 3 \u003d 2 Mn (NO 3) 2 + 2 H 2 O + O 2

Manganov dioksid v kislem okolju kaže oksidativne lastnosti:

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

MnO 2 + 2 FeSO 4 + 2 H 2 SO 4 \u003d MnSO 4 + Fe 2 (SO 4) 3 + 3 H 2 O

Pri taljenju manganovega (IV) oksida z alkalijami brez dostopa zraka nastane manganit ali manganat (IV):

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

V prisotnosti atmosferskega kisika, ki je imel vlogo oksidanta, med fuzijo nastane manganatna sol (VI):

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

Kalijev manganat K 2 MnO 4 spontano razpade na kalijev permanganat in manganov dioksid:

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

Kalijev permanganat KMnO 4 se pogosto uporablja v laboratorijski praksi, industriji, medicini in vsakdanjem življenju. Je zelo močan oksidant. Odvisno od okolja lahko mangan v prisotnosti redukcijskega sredstva reducira do različnih stopenj oksidacije. V kislem okolju se vedno reducira 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

Podobno se obnašata kalijev manganat K 2 MnO 4 in manganov dioksid.

V alkalnem okolju se kalijev permanganat reducira v manganat:

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

V nevtralnem ali rahlo alkalnem okolju se kalijev permanganat reducira v manganov dioksid:

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

2 KMnO 4 + 3 MnSO 4 + 2 H 2 O \u003d 5 MnO 2 + K 2 SO 4 + 2 H 2 SO 4

Slednja reakcija se uporablja v analizni kemiji za kvantitativno določanje mangana.

Prej so kalijev permanganat pridobivali z oksidacijo manganovega dioksida ali kalijevega manganata. Manganov dioksid je bil oksidiran s solitrom pri taljenju z alkalijami:

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

Nastali kalijev manganat v raztopini spontano razpade na kalijev permanganat in manganov dioksid:

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

Po drugi metodi je bil kalijev manganat oksidiran s klorom:

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

Trenutno se kalijev permanganat pridobiva z elektrolitsko oksidacijo manganata:

МnO 4 2   e  = МnO 4 

Kalijev permanganat se pogosto uporablja tako v industriji kot v laboratorijski praksi. Uporablja se za beljenje bombaža, volne, predenje vlaken, bistrenje olj in oksidacijo različnih organskih snovi. V laboratorijski praksi se uporablja za pridobivanje klora in kisika:

2 KMnO 4 + 16 HCl \u003d 2 KCl + 2 MnCl 2 + 5 Cl 2 + 8 H 2 O

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

V analizni kemiji se kalijev permanganat uporablja za kvantitativno določanje snovi z redukcijskimi lastnostmi (Fe 2  , Sn 2  , AsO 3 3  , H 2 O 2 itd.). Ta metoda analize se imenuje permanganatometrija.

Podskupina halogenov

Predavanje #3

Načrt predavanja

1. Splošne značilnosti podskupine

2. Biti v naravi. Zgodovina pridobivanja fluora

3. Metode pridobivanja fluora

4. Fizikalne in kemijske lastnosti fluora

5. Fluorove spojine - fluoridi

6. Fizikalne in kemijske lastnosti vodikovega fluorida

7. Kisikove spojine fluora

8. Uporaba fluora in njegovih spojin

9. Biti v naravi. Zgodovina proizvodnje klora

10. Fizikalne in kemijske lastnosti fluora

11. Klorove spojine - kloridi. Primerjalne značilnosti vodikovi halogenidi

12. Kisikove spojine klora

13. Uporaba klora in njegovih spojin. Biološka vloga klora.

14. Biti v naravi. Zgodovina pridobivanja broma, joda

15. Fizikalne in kemijske lastnosti broma in joda

16. Spojine broma in joda

17. Uporaba broma in joda

Elementi skupine VII (17) glavne podskupine vključujejo: fluor F, klor Cl, brom Br, jod I, astat At.

V osnovnem stanju imajo atomi halogenov elektronsko konfiguracijo zunanje energijske ravni – …ns 2 np 5 , kjer je n glavno kvantno število (število periode). Za atome halogena so značilna naslednja oksidacijska stanja: za fluor - (–1, 0); za klor - (-1, 0, +1, +3, (+4), +5, (+6), +7); za brom - (-1, 0, +1, +3, (+4), +5, +7); za astat - (-1, 0, +5).

V tabeli. 1 prikazuje glavne lastnosti skupine VII (17) glavne podskupine.

Lastnina	F	Cl	Br	jaz	pri
Jedrni naboj
Elektronska konfiguracija nivo zunanje energije v osnovnem stanju	…2s 2 2p 5	…3s 2 3p 5	…4s 2 4p 5	…5s 2 5p 5	…6s 2 6p 5
Orbitalni radij, pm					–
Energija ionizacije, eV	17,46	13,01	11,82	10,30	9,2
Energija afinitete za elektron, , eV	3,45	3,61	3,37	3,08	–
Elektronegativnost: po Paulingu po Allred-Rochowu	4,00 4,10	3,20 2,83	3,00 2,48	2,70 2,21	2,20 1,96
Tališče, ºС	–220,6	–100,9	–7,2	+113,5	+298
Vrelišče, ºС	–187,7	–34,2	+58,8	+184,5	+411
Komunikacija dyna, pm					–
E vezi, kJ/mol					–

V skupini VII, glavni podskupini od zgoraj navzdol, se poveča efektivni naboj jedra, poveča se tudi orbitalni polmer, zmanjša se ionizacijska energija, povečajo se redukcijske lastnosti atomov. Za atome halogenov je značilna visoka energija ionizacije, zato so njihove redukcijske lastnosti majhnega značaja.

V skupini VII, glavni podskupini od zgoraj navzdol, se poveča efektivni naboj jedra, poveča se orbitalni polmer, zmanjša se energija afinitete elektronov in zmanjšajo se oksidacijske lastnosti atomov.

Atom fluora nima prostih d-orbital, valenčni elektroni atoma fluora (... 2s 2 2p 5) so šibko zaščiteni pred delovanjem jedra, kar pojasnjuje majhen polmer atoma fluora in visoke vrednosti ​ionizacijske energije in elektronegativnosti. Energija afinitete za elektron atoma fluora je manjša od energije atoma klora. To je posledica majhnega polmera atoma fluora in močnega medelektronskega odbijanja, ko je elektron vezan na atom.

V skupini VII, glavni podskupini od zgoraj navzdol, se ionizacijska energija zmanjša, energija afinitete za elektron zmanjša in elektronegativnost.

V plinastem, tekočem in trdnem stanju so molekule halogenov dvoatomne G 2 . Te snovi imajo molekularno kristalno mrežo in posledično nizko vrelišče in tališče.

V skupini VII, glavni podskupini od zgoraj navzdol, se tališča in vrelišča povečajo. Pri snoveh z molekularno kristalno mrežo sta tališče in vrelišče odvisna od velikosti medmolekularne interakcijske energije. Ker so molekule halogenov nepolarne, je zanje energija medmolekularne interakcije odvisna le od velikosti polarizabilnosti. Polarizabilnost se poveča od F 2 do Cl 2 zaradi povečanja dolžine kemijske vezi in skupnega števila elektronov.

V prosti obliki so vsi halogeni obarvani: F 2 - bledo zelen plin, Cl 2 - rumeno-zelen plin; Br 2 - rdeče-rjava tekočina; jaz 2 - trdna sivo-vijolična; At - siva snov s kovinskim sijajem.

9 F 1s 2 2s 2 2p 5

17 Kl 3s 2 3p 5

35 Br 3d 10 4s 2 4p 5

53 I 4d 10 5s 2 5p 5

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

5 elementov glavne podskupine skupine VII ima skupno skupinsko ime "halogeni" (Hal), kar pomeni "proizvajalec soli".

Podskupina halogenov vključuje fluor, klor, brom, jod in astat (astatin je radioaktiven element, malo raziskan). To so p-elementi D.I. Mendelejev. Na zunanji energijski ravni imajo njihovi atomi 7 elektronov ns 2 np 5 . To pojasnjuje podobnost njihovih lastnosti.

Lastnosti elementov podskupine halogenov

Z lahkoto dodajajo en elektron naenkrat, kar kaže na oksidacijsko stanje -1. Halogeni imajo to oksidacijsko stanje v spojinah z vodikom in kovinami.

Vendar pa lahko atomi halogenov poleg fluora kažejo tudi pozitivna oksidacijska stanja: +1, +3, +5, +7. Možne vrednosti oksidacijskih stanj so razložene z elektronsko strukturo, ki jo za atome fluora lahko predstavimo s shemo

Ker je fluor najbolj elektronegativen element, lahko sprejme samo en elektron na podnivo 2p. Ima en nesparjen elektron, zato je fluor samo monovalenten, oksidacijsko stanje pa je vedno -1.

Elektronska struktura atoma klora je izražena s shemo:

Atom klora ima en nesparjen elektron na podravni 3p in običajno (nevzbujeno) stanje klora je monovalentno. Ker pa je klor v tretji periodi, ima še pet orbital 3-podravni, ki lahko sprejmejo 10 elektronov.

V vzbujenem stanju atoma klora prehajajo elektroni iz podravni 3p in 3s v podnivoj 3d (prikazano s puščicami na diagramu). Ločitev (združevanje) elektronov v isti orbitali poveča valenco za dve enoti. Očitno lahko klor in njegovi analogi (razen fluora) kažejo samo liho spremenljivo valenco 1, 3, 5, 7 in ustrezna pozitivna oksidacijska stanja. Fluor nima prostih orbital, kar pomeni, da pri kemične reakcije v atomu ni ločitve parnih elektronov. Zato je treba pri obravnavi lastnosti halogenov vedno upoštevati značilnosti fluora in spojin.

Vodne raztopine vodikovih spojin halogenov so kisline: HF - fluorovodikova (fluorovodikova), HCl - klorovodikova (klorovodikova), HBr - bromovodikova, HI - jodovodikova.

Enaka zgradba zunanje elektronske plasti (ns 2 np 5) povzroča veliko podobnost elementov.

Preproste snovi - nekovine F 2 (plin), Cl 2 (plin), Br 2 (l), l 2 (trdna snov).

Pri tvorbi kovalentnih vezi halogeni najpogosteje uporabljajo en neparen p-elektron, ki je prisoten v nevzbujenem atomu, medtem ko prikazuje B \u003d I.

Valenčna stanja atomov CI, Br, I.

S tvorbo vezi z atomi bolj elektronegativnih elementov lahko atomi klora, broma in joda preidejo iz osnovnega valenčnega stanja v vzbujeno stanje, kar spremlja prehod elektronov na prazne orbitale d-podravni. V tem primeru se poveča število neparnih elektronov, zaradi česar lahko atomi CI, Br, I tvorijo večje število kovalentnih vezi:

Razlika F od ostalih halogenov

V atomu F so valenčni elektroni na 2. energijskem nivoju, ki ima le s- in p-podravni. To izključuje možnost prehoda atomov F v vzbujena stanja, zato ima fluor v vseh spojinah konstanto B enako I. Poleg tega je fluor najbolj elektronegativen element, zaradi česar ima tudi konstanto c. približno. -ena.

Najpomembnejše halogenske spojine

I. Vodikovi halogenidi HHal.

II Kovinski halogenidi (soli halogenovodikovih kislin) - najbolj številne in stabilne halogenske spojine

III. Organohalidi

IV. Snovi, ki vsebujejo kisik:

Nestabilni oksidi, od katerih se obstoj 6 oksidov lahko šteje za zanesljivega (Cl 2 O, ClO 2, Cl 2 O 7, Br 2 O, BrO 2, I 2 O 5);

Nestabilne okso kisline, od katerih so samo 3 kisline izolirane kot posamezne snovi (HclO 4, HlO 3, HlO 4);

Soli okso kislin, predvsem kloritov, kloratov in perkloratov.