Halogenii au un EO ridicat și sunt caracterizați prin proprietăți oxidante. Aceste proprietăți oxidative se manifestă prin reacții cu metale și hidrogen.
Cl2 + Na + NaCI
Acordați atenție efectelor termice ale reacțiilor de hidrogen cu halogenuri.
Conectarea directă a fluorului cu hidrogenul este însoțită de o eliberare foarte mare de căldură. Reacția are loc în mod normal cu o explozie care are loc chiar și sub răcirea puternică a gazelor și în întuneric. Interacțiunea dintre clor și hidrogen în condiții obișnuite se realizează extrem de încet, dar când amestecul de gaze este încălzit sau iluminarea puternică (lumina directă a soarelui, arderea magneziului etc.), reacția este însoțită de o explozie. Interacțiunea cu iodul de hidrogen are loc doar cu încălzire puternică și nu în întregime (deoarece începe reacția inversă - descompunerea iodurii de hidrogen).
Un studiu detaliat al reacției de formare a acidului clorhidric a făcut posibilă determinarea naturii cursului etapelor sale individuale (așa-numitele procese elementare). Mai întâi de toate, datorită energiei radiațiilor ultraviolete (sau încălzirii), molecula de clor disociază în atomi, care apoi reacționează cu moleculele de hidrogen pentru a forma HCI și un atom de hidrogen. Acesta, la rândul său, reacționează cu o moleculă de clor, formând HCI și un atom de clor, etc. întregul proces poate fi reprezentat prin următoarea schemă:
Astfel, se pare că există un lanț de reacții succesive și se formează până la un milion de molecule de HCI datorită fiecărei molecule excitate inițial de Cl2. Reacțiile de acest tip se numesc reacții în lanț. Ele joacă un rol important în cursul multor procese chimice.
Ie capacitatea oxidativă a clorului este mai mică decât cea a fluorului. Cu toate acestea, activitatea chimică a clorului este foarte mare: este direct combinată cu aproape toate metalele obișnuite și cu toate nemetalele, cu excepția cărbunelui, azotului și oxigenului. Și bromul și iodul sunt de asemenea oxidanți foarte activi. Cu multe metale și unele nemetale (de exemplu, fosfor), acestea sunt capabile să interacționeze la temperaturi obișnuite. În același timp, bromul în funcție de activitate nu este mult inferior clorului, în timp ce iodul este semnificativ diferit de acesta. Această diferență în capacitatea de oxidare a halogenurilor este utilizată pentru a produce halogeni mai puțin activi din compușii lor. De exemplu:
Cl2 + KI → KCl + I2 (adică cei mai activi halogeni elimină cei mai puțin activi ai compușilor lor)
Deoarece clorul (și alți halogeni) nu interacționează direct cu oxigenul, compușii săi de oxigen pot fi obținuți numai indirect. De exemplu, reacția dintre clor și apă:
În mod similar, au loc procesele de interacțiune a bromului cu apa. Fluorul oxidează apa cu o explozie. Și iodul în apă este practic insolubil și nu interacționează cu acesta. În condiții normale, într-o soluție saturată de clor, aproximativ jumătate din clorul dizolvat se va transforma în acizi. Dintre cei doi acizi care rezultă, clorhidric și hipoclor (HOCl), primul este foarte puternic, iar al doilea este foarte slab (K = 3 · 10-8).
Într-un mod similar (disproporționarea), halogeni pot, de asemenea, interacționa cu alcalii.
Cl2 + NaOH → NaCI + NaOCI - în frig
Cl2 + KOH → KCI + KCI03 + H20 - cu încălzire
4. Fiind în natură.
În mod natural, halogenurile se găsesc sub formă de săruri.
Principala metodă industrială pentru obținerea clorului este electroliza unei soluții concentrate de NaCl. În același timp, clorul (2Cl - 2e - = Cl2) este eliberat la anod și hidrogenul (2H + + 2e - = H2) este eliberat în spațiul catodic și formează NaOH.
În producția de clor în laborator, acțiunea KMnO4 pe acid clorhidric este de obicei utilizată:
Atunci când se obțin brom și iod liber, aceștia sunt cel mai adesea folosiți pentru ai scoate din sărurile lor cu clor liber, de exemplu:
Utilizarea practică a fluorului și a compușilor săi sa dezvoltat foarte mult în ultimii ani. În industrie, se utilizează o soluție de acid fluorhidric în apă. Această soluție se numește acid fluorhidric. Acest acid nu este foarte puternic, dar are o proprietate unică: interacționează cu SiO2 (nisip, cuarț), care face parte din sticlă. Reacția se desfășoară conform schemei:
Prin urmare, fluorura de hidrogen nu poate fi produsă și depozitată în recipiente de sticlă. De obicei, soluțiile sale sunt depozitate în sticle de plastic artificial, la care HF nu acționează. Interacțiunea dintre HF și SiO2 se bazează pe utilizarea fluorurii de hidrogen pentru "gravarea" sticlei. Datorită îndepărtării particulelor de SiO2, suprafața devine mată, care este utilizată pentru a aplica diverse inscripții pe sticlă etc.
Dar, în principal, fluorul este utilizat pentru fluorurarea compușilor organici (adică înlocuirea hidrogenului cu fluor în ele). Acești compuși au un număr de proprietăți uimitoare (freoni, tefloni, perfluorani).
Consumul global de clor este de zeci de milioane de tone pe an. Se utilizează în principal pentru înălbirea țesuturilor și celulozei, pentru apa potabilă de dezinfectare (aproximativ 1,5 g pe 1 m 3) și pentru industria chimică pentru producerea unei varietăți de compuși de clor - organici și anorganici.
Producția mondială anuală de brom este estimată la zeci de mii de tone, iar iodul este estimat la mii de tone. Sub formă de soluție de alcool 1% și 5%, iodul este utilizat în medicină. Compușii ambelor halide grele sunt utilizate pe scară largă în fotografie, medicină etc.
Halogen în corpul uman și utilizarea lor în medicină.
75%) este în glanda tiroidă, iar restul în sânge, creier, ficat etc. Concentrația constantă de iod în sânge - 10 -5 -10 -6% se numește "oglinda iodului" a corpului. Principalul rol biologic este implicat în sinteza tiroxinei. Ea afectează concentrația de ioni de sodiu și potasiu, crește activitatea hormonilor sexuali, afectează pozitiv fagocitoza. Iodul și compușii săi sunt utilizați pe scară largă în medicină. Soluția de alcool (1%, 5%, 10%) are un efect antiseptic, iritant, antiinflamator. Folosit pentru tratamentul mâinilor, câmpul de operare, pustule pe piele. În interior se aplică iodură de potasiu pentru tulburări tiroidiene, pentru ateroscleroză, astm bronșic și bronșită. Electroforeza cu iodură de potasiu este prescrisă pentru hipertensiune arterială și procese inflamatorii.
Majoritatea sărurilor sale (cloruri) sunt foarte solubile în apă. Clorura de argint practic nu se produce. Prin urmare, nitratul de argint este utilizat pentru a determina acidul clorhidric și sărurile acestuia.
Cl - + Ag + → AgCl ↓ (precipitat alb brânzos)
O reacție similară poate fi efectuată atât pentru acizii bromhidric și iodhidric, cât și pentru sărurile lor, numai culoarea precipitatului va fi galben.
Trebuie remarcat o caracteristică a halogenurilor de argint: ele se descompun sub influența soarelui cu formarea de argint liber. Acest proces este baza fotografiei alb-negru.
Consumul anual global de acid clorhidric este estimat la milioane de tone. O aplicație practică largă se regăsește și în multe dintre sărurile sale (de exemplu: sare obișnuită, silvinită, calomel.).
Clorul (precum și bromul și iodul) pot prezenta compuși și stări de oxidare pozitive. De exemplu, în compușii cu oxigen: oxizi, hidroxizi și sărurile lor.
Posibile stări de oxidare. +1, + 3, + 5, + 7. Dacă comparăm acizii de oxigen ai clorului cu celălalt pentru cele mai importante proprietăți chimice - aciditatea și activitatea oxidativă - atunci se obține următoarea schemă:
Paradoxul aparent (gradul mai ridicat de oxidare a clorului în acidul percloric și activitatea oxidativă relativ scăzută) se datorează capacităților oxidative mai ridicate ale Cl + 1. dar instabilitatea HOCl. În lumină la temperatura camerei, se descompune și se formează clor atomic. Aici este adevăratul oxidant în acest caz. Atât NOCl, cât și sărurile sale sunt, prin urmare, oxidanți foarte puternici, fiind utilizați pentru dezinfecție.
Când clorul reacționează cu alcalii ieftine - se formează Ca (OH) 2 - se formează așa-numita var de clor. Reacția poate fi aproximată prin ecuația:
conform căruia înălbitorul este o sare mixtă a acizilor clorhidric și hipoclor. Clorul (altfel, alb) este o pulbere albă cu proprietăți puternice de oxidare. Se utilizează pentru albire și dezinfecție și servește și ca unul dintre degazatorii principali, adică mijloace pentru distrugerea agenților chimici de război.
HC1O4 anhidru este instabil și uneori explodează chiar și atunci când este stocat. La vânzare vin, de obicei, o soluție destul de stabilă de aciditate de 72%. Proprietățile acide sunt exprimate foarte puternic în acesta: este cel mai puternic dintre toți acizii cunoscuți.
Exercițiul # 1. Scrieți o diagramă a structurii, formula electronică și grafică a clorului. Este adevărat că clorul este un tipic non-metalic? De ce? Care este valența posibilă a clorului în compușii săi? De ce? Dați exemple de astfel de compuși. Care este gradul minim și maxim de oxidare a clorului? De ce? Dați exemple de astfel de compuși.
Exercitarea 2. Descrieți proprietățile fizice ale clorului, scrieți formula sa. Explicați tiparele acestor proprietăți în ceea ce privește structura materiei.
Exercitarea 3. Scrieți ecuațiile de interacțiune cu clor cu următoarele substanțe: aluminiu, sodiu, hidrogen, sulf. Setați starea de oxidare a elementelor. Care sunt proprietățile unui oxidant sau a unui agent reducător care prezintă clor în aceste reacții? Faceți o concluzie cu privire la activitatea chimică și proprietățile oxidative ale clorului.
Exercițiul №4. Scrieți ecuațiile pentru interacțiunea unei soluții de acid clorhidric cu următoarele substanțe: oxid de fier (II), hidroxid de calciu, zinc. Care dintre aceste reacții este legată de IAD? Determinați în el un agent de oxidare și un agent reducător. Care dintre reacțiile se referă la reacțiile de neutralizare? Notați ecuațiile ionilor pentru el.
Ex. №5. Prin ce reacții se pot efectua următoarele transformări? Notați ecuațiile acestor reacții. Denumiți aceste substanțe.
NaCI → Cl2 → HCI → MgCl2 → HCI
Exercitarea nr.5. Ce halogen este clor sau brom care prezintă o capacitate mai mare de oxidare și de ce? Confirmați acest lucru cu ecuația de reacție.
Exercițiul 6. Notați ecuația reacției dintre fluor și zinc, hidrogen. Setați starea de oxidare și determinați ce rol are fluorul în aceste reacții. Ce grade de oxidare sunt posibile pentru fluorură? De ce?
Ex. №7. În ce formă apar în natură halogeni? De ce? Denumiți compusul cel mai comun de clor.
Ex. №8. Descrieți proprietățile fizice ale celui mai important compus clor, scrieți formula sa. Scrieți ecuația sintezei sale din substanțe simple.
Cum să recunoaștem acidul clorhidric și sărurile sale printre alte soluții? Dați exemple. Notați ecuațiile ionice corespunzătoare.
Ex. №10. Ce oxizi pot forma clor? Notați formulele lor și formulele de hidroxizi care le corespund. Descrieți pe scurt proprietățile lor chimice.
Articole similare
Trimiteți-le prietenilor: