Interakcija fluora s jednadžbom vode. Reaktivnost halogena

Reakcije odraslih Mnogi roditelji ne znaju uvijek kako odgovoriti na djela i neke akcije svoje djece. Kada naiđemo na probleme, razvijamo tri na različite načine. Pretvaramo se da se ništa ne dogodi.2. Definiramo neprijatelja i napad.3. Mi smo stvarni

Atom vodika ima elektroničku formulu vanjske (i samo) Elektronske razine 1 s. jedan . S jedne strane, prema prisutnosti jednog elektrona na vanjskoj razini elektrona, atom vodika je sličan atomima alkalijskog metala. Međutim, on, kao i halogeni, nedovoljno ispunjavaju vanjsku elektroničku razinu samo jednog elektrona, budući da se ne može naći više od 2 elektrona na prvoj razini elektrona. Ispada da se vodik može postaviti istodobno iu prvom iu pretposljednjoj (sedmi) skupini tablice Mendeleev, koja se ponekad radi u različitim varijantama periodnog sustava:

Sa stajališta svojstava vodika kao jednostavnu tvar, ipak, ima više zajedničkog s halogenima. Vodik, kao i halogeni, ne-metal i tvori dimenzijske molekule (H2).

U normalnim uvjetima vodik je plinoviti, nisko aktivna tvar. Niska aktivnost vodika je zbog visoke čvrstoće povezanosti između vodikovih atoma u molekuli, čija je razbijanje potrebno ili snažno zagrijavanje ili uporabu katalizatora, ili oboje u isto vrijeme.

Interakcija vodika s jednostavnim tvarima

s metalima

Metali vodik reagira samo s alkalnom i alkalnom zemljom! Alkalinski metali uključuju metale glavne podskupine I-TH skupine (LI, Na, K, Rb, CS, FR) i alkalne površine glavne podskupine II skupine, osim berilija i magnezija (CA , SR, BA, RA)

Prilikom interakcije s aktivnim metalima, vodik pokazuje oksidativna svojstva, tj. Snižava svoj stupanj oksidacije. U isto vrijeme, formiraju se hidridi alkalnih i zemnoalkalnih metala, koji imaju ionsku strukturu. Reakcija se odvija kada se zagrijava:

Treba napomenuti da je interakcija s aktivnim metalima jedini slučaj kada je molekularni vodik H2 je oksidirajuće sredstvo.

s ne-metalima

Od ne-metala vodik reagira samo s ugljikom, dušikom, kisikom, sivim, selenom i halogenima!

Pod ugljikom, grafitom ili amorfnom ugljikom treba razumjeti, jer je dijamant iznimno inertna alotropna modifikacija ugljika.

Prilikom interakcije s ne-metalima, vodik može izvršiti samo funkciju redukcijskog sredstva, odnosno samo povećati njegov stupanj oksidacije:

Interakcija vodika sa složenim tvarima

s metalima oksidima

Vodik ne reagira s metalnim oksidima koji su u nizu metalne aktivnosti na aluminij (inkluzivni), međutim, to je u mogućnosti vratiti mnoge metalne okside na desno od aluminija kada se zagrijava:

s ne-metalnim oksidima

Od nemetalnih oksida, vodik reagira kada se zagrijava s dušikovim oksidima, halogenom i ugljikom. Od svih interakcija vodika s nemetalnim oksidima, treba napomenuti njegovu reakciju s ugljičnim monoksidom CO.

Mješavina CO i H2 čak ima svoje ime - "sinteza plin", zbog toga, ovisno o uvjetima, takve popularne proizvode industrije kao metanol, formaldehid, pa čak i sintetskim ugljikovodicima mogu se dobiti:

c kiseline

S anorganskim kiselinama, vodik ne reagira!

Iz organskih kiselina, vodik reagira samo s nezasićenim, kao i s kiselinama koje sadrže funkcionalne skupine sposobne za obnovu vodika, posebno aldehid, keto- ili nitro skupina.

c soli

U slučaju vodenih otopina soli, njihova interakcija s vodikom ne teče. Međutim, kada vodik prolazi preko čvrste soli pojedinih metala srednje i niske aktivnosti, njihov djelomični ili potpuni oporavak je moguće, na primjer:

Kemijska svojstva halogena

Halogeni se nazivaju kemijskim elementima grupe VIIA (F, CL, Br, I, AT), kao i jednostavne tvari formirane od njih. U nastavku, u tekstu, ako se ne kaže, to će biti jednostavne tvari pod halogenima.

Svi halogeni imaju molekularnu strukturu, koja uzrokuje niske točke taljenja i ključanja tih tvari. Halogena molekula di-grad, tj. Njihova formula može biti napisan općenito kao HAL 2.

Treba napomenuti tako određenu fizičku imovinu joda, kao i njegovu sposobnost sublimacija ili, drugim riječima, povlačenje. Povlačenje, Naziva se fenomen u kojem se tvar u krutom stanju ne rastopi tijekom grijanja, i, prolaskom tekuće faze, odmah ulazi u plinovito stanje.

Elektronska struktura vanjske razine energije atoma bilo kojeg halogena ima oblik NS2 NP5, gdje je n broj razdoblja periodleeva tablice, u kojem se nalazi halogen. Kao što možete vidjeti, do osam-elektronskih atoma omotača atoma halogena nedostaje samo jedan elektron. Logično je pretpostaviti uglavnom oksidirajuća svojstva slobodnog halogena, što je potvrđeno u praksi. Kao što je poznato, elektronegabilnost ne-metala prilikom vožnje niz podskupinu se smanjuje, i stoga se aktivnost halogena smanjuje u redu:

F 2\u003e Cl2\u003e Br 2\u003e i 2

Interakcija halogena s jednostavnim tvarima

Svi halogeni su vrlo aktivne tvari i reagiraju s najjednostavnijim tvarima. Međutim, treba napomenuti da fluor zbog svoje iznimno visoke reaktivnosti može odgovoriti čak i uz one jednostavne tvari s kojima preostali halogeni ne mogu reagirati. Takve jednostavne tvari uključuju kisik, ugljik (dijamant), dušik, platinu, zlato i neke plemenite plinove (ksenon i kripton). Oni. zapravo, fluor ne reagira samo s nekim plemenitim plinovima.

Preostali halogeni, tj. Klor, brom i jod, također su aktivne tvari, ali manje aktivne od fluora. Praktički reagiraju sa svim jednostavnim tvarima, osim kisika, dušika, ugljika u obliku dijamantnih, platinastih, zlatnih i plemenitih plinova.

Interakcija halogena s ne-metalima

vodik

Kada se formira interakcija svih halogena s vodikom uzgoj halogena S općom formulom HHAL. U isto vrijeme, reakcija fluora s vodikom počinje spontano čak iu mraku i teče eksplozijom u skladu s jednadžbom:

Reakcija klorovodika može se pokrenuti intenzivnim ultraljubičastom zrakom ili grijanjem. Također teče eksplozijom:

Bromini i jodini reagiraju s vodikom samo kada se grije i istovremeno reakcija s jod je reverzibilna:

fosfor

Interakcija fluora s fosforom dovodi do oksidacije fosfora do najviše oksidacije (+5). U ovom slučaju, formiranje fosfor pentafluorida:

U interakciji klora i broma s fosforom, moguće je dobiti fosfor halide kao na stupanj oksidacije + 3 i u stupnju oksidacije +5, koji ovisi o omjerima reaktivnih tvari:

U ovom slučaju, u slučaju bijelog fosfora u atmosferi fluora, klora ili tekućeg broma, reakcija počinje spontano.

Interakcija fosfora s jodom može dovesti do stvaranja samo fosfornog triodida zbog znatno manje od preostalih oksidirajućih halogena:

siv

Fluor oksidira sumpor na najvišoj oksidaciji +6, formirajući sumpor heksafluorid:

Klor i brom reagiraju sa sivim, formirajući spojeve koji sadrže sumpor u izuzetno ne karakterističnim za oksidacijske stupnjeve +1 i +2. Te su interakcije vrlo specifične, a za ispitivanje kemije nije potrebna sposobnost zapisa jednadžbi ovih interakcija. Stoga su tri od sljedećih jednadžbi više za upoznavanje:

Interakcija halogena s metalima

Kao što je već spomenuto, fluoro može reagirati sa svim metalima, čak i kao nisko aktivno kao platina i zlato:

Preostali halogeni reagiraju sa svim metalima osim platine i zlata:

Halogene reakcije sa složenim tvarima

Reakcijske reakcije s halogenima

Aktivniji halogeni, tj. Kemijski elementi koji se nalaze gore u tablici Mendeleev, mogu se ocijeniti manje aktivne halogene iz halogenih vodikovih kiselina i halida metala:

Slično tome, brom i jod pomiču sumpor od sulfidnih otopina i ili vodikov sulfid:

Klor je jači oksidirajuće sredstvo i oksidira vodikov sulfid u vodenoj otopini ne-sumpora, te na sumpornu kiselinu:

Interakcija halogena s vodom

Voda gori u fluor s plavim plamenom u skladu s jednadžbom reakcije:

Bromini i klor reagiraju s vodom različito od fluora. Ako je fluoro izveden kao oksidirajuće sredstvo, tada su klor i brom nesrazmjerni u vodi, tvoreći smjesu kiselina. S ovom reakcijom reverzibilno:

Interakcija joda s vodom teče tako neznatno nizak da se mogu zanemariti i pretpostaviti da reakcija uopće ne teče.

Interakcija halogena s alkalijskim otopinama

Fluor prilikom interakcije s vodenom otopinom alkalija ponovno djeluje kao oksidirajuće sredstvo:

Sposobnost zabilježite ovu jednadžbu nije dužna proći. Dovoljno je znati činjenicu o mogućnosti takve interakcije i oksidativne uloge fluora u ovoj reakciji.

Za razliku od fluor, preostali halogeni u alkalnim otopinama su nerazmjerni, odnosno istodobno i povećavaju njihov stupanj oksidacije. U isto vrijeme, u slučaju klora i broma, ovisno o temperaturi, moguće je u dva različita smjera. Konkretno, hladnoća reakcije nastavlja se kako slijedi:

i kada se grije:

Jod reagira s alkalisom isključivo prema drugoj opciji, tj. s formacijom jodata, jer Hidiogeni nije stabilan ne samo kada se zagrijava, već i na normalnoj temperaturi, pa čak i hladno.

Halogeni su najupečatljivija skupina elemenata u periodnom sustavu. Sastoje se od molekula s vrlo niskim količinama disocijacije obveznica (vidi tablicu 16.1), a njihovi atomi imaju sedam elektrona u vanjskoj ljusci i stoga vrlo elektronegativno. Fluor je najviše elektronegativni i najučinkovitiji nemetalni element u periodnom sustavu. Reaktivnost halogena postupno se smanjuje kada se kreće na dno skupine. Sljedeći odjeljak će uzeti u obzir sposobnost halogena da oksidiraju metale i ne-metale i pokazali se kako se ta sposobnost smanjuje u smjeru fluora do kraja.

Halogeni kao što su sredstva za oksidaciju

Kada se plinoviti vodikov sulfid propusti kroz kloriju, sumpor se istaloži. Reakcija se odvija po jednadžbi

U ovoj reakciji klor oksidira vodikov sulfid, ima vodik. Klor također oksidira prije, na primjer, ako se miješanje klor s vodenom otopinom sulfata formira sulfat

Oksidativna polu-reakcija se opisuje jednadžbom

Kao drugi primjer oksidativnog učinka klora, predstavljamo sintezu natrijevog klorida kada je natrijev gori u kloru:

Natrijeva oksidacija se javlja u ovoj reakciji, jer svaki natrijev atom gubi elektron, formirajući natrijev ion:

Klor se pridružuje tim elektronima, formirajući kloridne ione:

Tablica 16.3. Standardni potencijali halogene elektrode

Tablica 16.4. Standardni natrij halid formiranje enthalpia

Oksidirani su svi halogeni, od njih fluor je najjači oksidirajući agens. Na kartici. 16.3 Prikazani su standardni elektrodni potencijali halogena. Iz ove tablice se može vidjeti da se oksidativni kapacitet halogena postupno smanjuje prema donjem dijelu skupine. Ovaj uzorak se može dokazati dodavanjem otopine kalijevog bromida u posudu s klorinom plinovitom. Klor oksidira bromidne ione, što rezultira bromom; To dovodi do pojave bojenja na prethodno bezbojno rješenje:

Dakle, možete se pobrinuti da je klor jači oksidator od broma. Na isti način, ako se otopina kalijevog jodida miješa s bromom, nastaje crni talog iz krutog joda. To znači da brom oksidira jodid ione:

Opisane reakcije su primjeri reakcija pomaka (supstitucije). U svakom slučaju, to je reaktivniji, to jest, koji je jači oksidirajući agens, halogen pomiče manje reaktivni halogen iz otopine.

Oksidacija metala. Halogeni se lako oksidiraju metali. Fluor lako oksidira sve metale, isključujući zlato i srebro. Već smo spomenuli da klor oksidira natrij, formirajući natrijev klorid s njim. Dajemo još jedan primjer: kada se protok plinovitih klora prođe iznad površine grijane željezne piljevine, klorid je formirana čvrsta smeđa tvar:

Čak i jod je sposoban, iako polako, oksidirajući metale koji se nalaze u elektrokemijskom redu ispod nje. Jednostavnost oksidacije metala raznim halogenima smanjuje se prilikom premještanja na dno VII skupine. To se može provjeriti usporedbom energije formiranja halogenida iz izvornih elemenata. Na kartici. 16.4 Standardni natrijev halid enthalenpia su prikazani u redoslijedu kretanja do donjeg dijela skupine.

Oksidacija nemetala. Uz iznimku dušika i najplemenitijih plinova, fluor oksidira sve ostale ne-metale. Klor reagira s fosforom i sivom. Ugljik, dušik i kisik ne reagiraju izravno s klorom, bromom ili jodom. Relativna reaktivnost halogena do nemetalama može se ocjenjivati \u200b\u200busporedbom njihovih reakcija s vodikom (tablica 16.5).

Oksidacija ugljikovodika. Pod određenim uvjetima, halogeni se oksidiraju ugljikovodicima.

Tablica 16.5. Halogene reakcije s vodikom

doroda. Na primjer, klor potpuno čiste vodik iz molekule terpentina:

Oksidacija acetilena može teći eksplozijom:

Reakcije s vodom i lužinom

Fluor reagira s hladnom vodom, formiranjem fluorida i kisika:

Klor se polako otapa u vodi, stvarajući vodu klora. Voda klora ima malu kiselost zbog činjenice da je potrebno nerazmjerno (vidjeti dio 10.2) klor da se dobije klorovodična kiselina i klorotična kiselina:

Brom i jod nesrazmjerno u vodi na sličan način, ali stupanj disproporcije u vodi smanjuje se iz klora do anode.

Klor, brom i jod nesrazmjerni također u alkaliju. Na primjer, u hladnom razrijeđenom alkaliju, brom se disproportira na bromidne ione i hipobromitno-ioi (bromat -yons):

U interakciji broma s vrućom koncentriranom alkalijom, rastarno rastanak teče dalje:

Iodat (i), ili hipoidni ion, nestabilan čak iu hladnom razrijeđenom alkaliju. To je spontano nesrazmjerno formiranje jodidnog iona i heodata (i) -je.

Reakcija fluora s alkalijama, kao i njegova reakcija s vodom, nije slična sličnim reakcijama drugog halogena. Slijedeća reakcija se događa u hladnom razrijeđenom alkaliju:

U vrućem koncentriranom alkaliju, reakcija s fluorom se nastavlja kako slijedi:

Analiza na halogena i uz sudjelovanje halogena

Visokokvalitetna i kvantitativna analiza na halogenima se obično izvodi pomoću otopine srebrnog nitrata. na primjer

Za visokokvalitetnu i kvantificiranje jod definicija se može koristiti otopina škroba. Budući da je jod vrlo malo topljiv u vodi, obično se analizira u prisutnosti kalijevog jodida. Pa dođite iz razloga što jod formira topljivi triididni ion s jodidnim ion

Otopine jodida koriste se za analitički određivanje različitih redukcijskih sredstava, na primjer, kao i neke oksidirajuće sredstva, na primjer, oksidizatori pomaknu gornju ravnotežu u lijevo, oslobađanje joda. Jod se zatim titrizorira tiosulfat (vi).

Dakle, ponovite ponovno!

1. Atomi svih halogena imaju sedam elektrona u vanjskoj ljusci.

2. Za dobivanje halogena u laboratorijskim uvjetima može se upotrijebiti oksidacija odgovarajućih kiselina uzgoja halogena.

3. Halogeni se oksidiraju metalima, ne-metalima i ugljikovodicima.

4. Halogeni su nesrazmjerni u vodi i alkaliju, formirajući halidne ione, hipatatogene i halogen (-yons.

5. Uzorci mijenjanja fizikalnih i kemijskih svojstava halogena prilikom premještanja u donji dio skupine prikazani su u tablici. 16.6.

Tablica 16.6. Uzorci mijenjanja svojstava halogena kao atomski broj povećava se

6. Fluor ima nenormalna svojstva među ostalim halogenom iz sljedećih razloga:

a) ima nisku energiju disocijacije;

b) u spojevima fluora, postoji samo u jednom stanju oksidacije;

c) fluor je elektronegativna i najučinkovitija među svim nemetalnim elementima;

d) njegova reakcija s vodom i alkalizom razlikuju se od sličnih reakcija preostalog halogena.