Interakcia fluóru s vodnou rovnicou. Reaktivita halogénu

Dospelé reakcie Mnohí rodičia nie vždy vedia, ako reagovať na skutky a niektoré akcie svojich detí. Keď sa stretneme s problémami, reagujeme tri rôznymi spôsobmi. Predstierame, že sa nič nestalo.2. Definujeme nepriateľa a útok.3. Sme skutoční

Atóm vodíka má elektronický vzorec vonkajšej (a len) elektronickej úrovne 1 s. jeden. Na jednej strane podľa prítomnosti jedného elektrónu na vonkajšej úrovni elektrónov je atóm vodíka podobný atómom alkalických kovov. Avšak, on, ako aj halogény, nestačí na vyplnenie externej elektronickej úrovne len jedného elektrónu, pretože na prvej úrovni elektrónov môže byť umiestnená viac ako 2 elektróny. Ukazuje sa, že vodík môže byť umiestnený súčasne v prvom aj v predposlednej (siedmej) skupine MendeleEEV, ktorá sa niekedy vykonáva v rôznych variantoch periodického systému:

Z hľadiska vodíkových vlastností ako jednoduchej látky má však viac spoločné s halogénmi. Vodík, ako aj halogén, je nekovový a tvorí rozmerové molekuly (H2).

Za normálnych podmienok je vodík plynný, nízko účinná látka. Nízka aktivita vodíka je spôsobená vysokou pevnosťou spojenia medzi atómami vodíka v molekule, na ktorý je potrebný alebo silný ohrev, alebo použitie katalyzátorov, alebo obaja v rovnakom čase.

Interakcia vodíka s jednoduchými látkami

s kovmi

Kovy Adrogen Reaguje len s alkalickou a alkalickou zeminou! Alkalické kovy zahŕňajú kovy hlavnej podskupiny I-TH skupiny (Li, Na, K, Rb, CS, FR), a na alkalické pozemky - kovy hlavnej podskupiny skupiny II, okrem berýlia a horčíka (CA , SR, BA, RA)

Pri interakcii s aktívnymi kovmi, vodík vykazuje oxidačné vlastnosti, t.j. Stupeň oxidácie. Zároveň sa vytvárajú hydridy alkalických a alkalických zemín kovov, ktoré majú iónovú štruktúru. Reakcia nastane pri zahrievaní:

Treba poznamenať, že interakcia s aktívnymi kovmi je jediným prípadom, keď molekulárny vodík H2 je oxidačným činidlom.

s nekovovými spotrebami

Z nekovových kovov reaguje len s uhlíkom, dusíkom, kyslíkom, šedej, selénom a halogénmi!

Pod uhlíkom, grafitom alebo amorfným uhlíkom sa má chápať, pretože diamant je extrémne inertná alrotropná modifikácia uhlíka.

Pri interakcii s nekovovými spotrebami môže vodík vykonávať iba funkciu redukčného činidla, to znamená len zvýšiť svoj stupeň oxidácie:

Interakcie vodíka s komplexnými látkami

s oxidmi kovov

Adrogen nereaguje s oxidmi kovov, ktoré sú v rade kovovej aktivity na hliník (vrátane), je však schopný obnoviť mnohé oxidy kovov vpravo od hliníka, keď sa zahrieva:

s nekovovými oxidmi

Z nekovových oxidov, vodík reaguje, keď sa zahrieva oxidy dusíka, halogénom a uhlíkom. Zo všetkých interakcií vodíka s nekovovými oxidmi, treba poznamenať jeho reakciu s oxidom uhoľnatým CO.

Zmes CO a H2 dokonca má svoje vlastné meno - "syntéza plyn", pretože v závislosti od podmienok, takýchto populárnych produktov priemyslu ako metanol, formaldehyd a dokonca aj syntetické uhľovodíky:

kyslé kyseliny

S anorganickými kyselinami, vodík nereaguje!

Z organických kyselín, vodík reaguje len s nenasýtenými, ako aj s kyselinami obsahujúcimi funkčné skupiny schopné obnoviť vodík, najmä aldehyd, keto- alebo nitroskupiny.

c soli

V prípade vodných roztokov solí, ich interakcia s vodíkom neprevodí. Keď sa však vodík prechádza cez pevné soli určitých kovov strednej a nízkej aktivity, je možné ich čiastočné alebo úplné obnovenie, napríklad:

Chemické vlastnosti halogénu

Halogény sa nazývajú chemické prvky skupiny VIIA (F, Cl, Br, I, AT), ako aj jednoduché látky tvorené nimi. Ďalej, v texte, ak nie je povedané, bude to jednoduché látky v rámci halogénov.

Všetky halogény majú molekulárnu štruktúru, ktorá spôsobuje nízke teploty topenia a varu týchto látok. Halogénové molekuly di-mesto, t.j. Ich vzorec môže byť napísaný všeobecne ako Hal 2.

Treba poznamenať, že takýto konkrétny fyzický majetok jódu, ako jeho schopnosť sublimácia alebo inými slovami, ustúpiť. Ustúpiť, Nazývaný fenomén, v ktorom sa látka v pevnom stave neroztopí počas zahrievania, a prechodom kvapalnej fázy, okamžite prejde do plynného stavu.

Elektronická štruktúra vonkajšej úrovne energie atómu halogénu má formu NS2 NP5, kde n je číslo obdobia periodleva tabuľky, v ktorom je halogén umiestnený. Ako vidíte, až do osem elektrónových vonkajších plášťových atómov halogénu nemá len jeden elektrón. Je logické predpokladať najmä oxidačné vlastnosti voľného halogénu, ktorý je potvrdený v praxi. Ako je známe, elektronibilita nekovových kovov pri jazde po podskupine sa znižuje, a preto sa aktivity halogénu znižuje v rade:

F 2\u003e CL 2\u003e BR 2\u003e I 2

Interakcia halogénov s jednoduchými látkami

Všetky halogény sú vysoko účinné látky a reagujú s najjednoduchšími látkami. Treba však poznamenať, že fluór vďaka svojej extrémne vysokej reaktivity môže reagovať aj s týmito jednoduchými látkami, s ktorými zostávajúce halogény nemôžu reagovať. Takéto jednoduché látky zahŕňajú kyslík, uhlík (diamant), dusík, platinu, zlato a niektoré šľachtické plyny (xenón a krypton). Tí. vlastne, fluór nereaguje len s niektorými ušľachtilými plynmi.

Zostávajúce halogény, t.j. Chlór, bróm a jód, sú tiež účinné látky, ale menej účinné ako fluór. Reagujú prakticky so všetkými jednoduchými látkami, s výnimkou kyslíka, dusíka, uhlíka vo forme diamantu, platiny, zlata a šľachtických plynov.

Interakcia halogénov s nekovovými kovmi

vodík

Keď sa vytvorí interakcia všetkých halogénu s vodíkom halogénové chovu So všeobecným vzorcom HHAL. V rovnakej dobe, fluórová reakcia s vodíkom začína spontánne aj v tme a prúdi s výbuchom v súlade s rovnicou:

Reakcia chlóru vodíka môže byť iniciovaná intenzívnym ultrafialovým žiarením alebo zahrievaním. Tiež prúdi explóziou:

Bromínu a jód reagujú s vodíkom len pri zahrievaní a súčasne je reakcia s jódom reverzibilná:

fosfor

Interakcia fluóru s fosforu vedie k oxidácii fosforu k najvyššej oxidácii (+5). V tomto prípade tvorba fosforu pentafluoridu:

Pri interakcii chlóru a brómu s fosforu je možné získať halogenidy fosforu, pokiaľ ide o stupeň oxidácie + 3 av stupni oxidácie +5, ktorý závisí od pomerov reakčných látok:

V tomto prípade, v prípade bieleho fosforu v atmosfére fluóru, chlóru alebo kvapalného brómu, reakcia začína spontánne.

Interakcia fosforu s jódom môže viesť k tvorbe iba fosforu triodidu v dôsledku výrazne menej ako zostávajúce oxidačné halogény: \\ t

šedý

Fluór oxiduje síru na najvyššiu oxidáciu +6, tvarovanie hexafluoridu síry:

Chlór a bróm reaguje so sivou, vytvárajúcou zlúčeniny obsahujúce síru v extrémne nie je charakteristické pre oxidačné stupne +1 a +2. Tieto interakcie sú veľmi špecifické, a na preskúmanie chémie, schopnosť zaznamenávať rovnice týchto interakcií nie je potrebná. Tri z týchto rovníc sa preto poskytujú viac pre oboznámenie:

Interakcia halogénov s kovmi

Ako je uvedené vyššie, Fluór je schopný reagovať so všetkými kovmi, dokonca aj ako nízkoaktívne ako platina a zlato:

Zostávajúce halogény reagujú so všetkými kovmi okrem platiny a zlata:

Halogénové reakcie s komplexnými látkami

Reakcie reakcie s halogénmi

Aktívnejšie halogény, t.j. Chemické prvky, ktoré sú umiestnené vyššie v MendeleEV tabuľke, sú schopné o menej aktívne halogény z halogén-vodíkových kyselín a halogenidov kovov:

Podobne, bróm a jód sa vytlačí síru zo sulfidových roztokov a sírovou vodíkom:

Chlór je silnejšie oxidačné činidlo a oxiduje sírovodík vo svojom vodnom roztoku nezufurovej a kyseliny sírovej:

Interakcia halogénov s vodou

Voda horí fluór s modrým plameňom v súlade s reakčnou rovnicou:

Bromínu a chlór reagujú s vodou inak ako fluór. Ak sa fluór uskutočňuje ako oxidačné činidlo, potom chlór a bróm je neprimeraný vo vode, čím sa vytvorí zmes kyselín. S touto reakciou reverzibilné:

Interakcia jódu s vodou prúdi do tak nevýznamne nízke, že môžu byť zanedbané a predpokladané, že reakcia vôbec netrpie.

Interakcia halogénov s alkalickými roztokmi

Fluór pri interakcii s vodným roztokom alkalického roztoku opäť pôsobí ako oxidačné činidlo:

Schopnosť zaznamenávať túto rovnicu nie je povinná prejsť použitie. Stačí vedieť o možnosti takejto interakcie a oxidačnej úlohy fluóru v tejto reakcii.

Na rozdiel od fluóru, zostávajúce halogény v alkalických roztokoch sú neprimerané, to znamená, že súčasne a zvýši ich stupeň oxidácie. Zároveň v prípade chlóru a brómu, v závislosti od teploty je možné v dvoch rôznych smeroch. Zima reakcie prebieha najmä takto: \\ t

a keď sa vyhrievajú:

Jód reaguje s alkáliou výlučne podľa druhej možnosti, t.j. s formáciou jodata, pretože Hydiogénny nie je stabilný nielen pri zahrievaní, ale aj pri normálnej teplote a dokonca chladno.

Halogény sú najviac reaktívnou skupinou prvkov v periodickom systéme. Pozostávajú z molekúl s veľmi nízkymi väzbovými disociačnými energiami (pozri tabuľku 16.1) a ich atómy majú sedem elektrónov vo vonkajšom plášti, a preto veľmi elektronegatívne. Fluór je najviac elektronegatívny a najviac reaktívny nekovový prvok v periodickom systéme. Reaktivita halogénu sa postupne znižuje pri prechode na dno skupiny. Nasledujúca časť zváži schopnosť halogénu oxidovať kovy a nekovové kovy a je ukázané, ako sa táto schopnosť znižuje v smere fluóru na koniec.

Halogény ako oxidačné činidlá

Keď sa plynný hydrogénsulfid prechádza vodou chlórou, sa vyzráža síra. Reakcia prebieha podľa rovnice

V tejto reakcii, chlór oxiduje sírovodík, má vodík. Chlór tiež oxiduje pred, napríklad, ak sa mieša chlór s vodným roztokom síranu, sa vytvorí síran

Vyskytla sa oxidačná polovica reakcie je opísaná rovnicou

Ako ďalší príklad oxidačného účinku chlóru, uvádzame syntézu chloridu sodného, \u200b\u200bkeď spaľovanie sodného v chlóru:

V tejto reakcii sa vyskytuje oxidácia sodná, pretože každý atóm sodného stráca elektrón, tvoriť sodík ión:

Chlór sa pripojí tieto elektróny, tvarovanie chloridových iónov:

Tabuľka 16.3. Štandardné halogénové elektródové potenciály

Tabuľka 16.4. Štandardná tvorba halogenid sodný ENTHALPIA

Oxidifikátory sú všetky halogény, z nich je fluór najsilnejším oxidačným činidlom. V Tab. 16.3 Štandardné elektródové potenciály halogénov sú uvedené. Z tejto tabuľky je možné vidieť, že oxidačná kapacita halogénu sa postupne znižuje smerom k dolnej časti skupiny. Tento vzor môže byť preukázaný pridaním roztoku bromidu draselného do nádoby s plynným chlórom. Chlór oxiduje ióny bromidu, čo vedie k brómu; To vedie k vzhľadu sfarbenia pri predtým bezfarebnom riešení:

Môžete sa teda uistiť, že chlór je silnejší oxidér ako bróm. Rovnakým spôsobom, ak sa roztok jodidu draselného zmieša s brómom, vytvorí sa čierna zrazenina z pevného jódu. To znamená, že bróm oxiduje jodidové ióny:

Obaja opísané reakcie sú príkladmi posuvných reakcií (substitúcií). V každom prípade, viac reaktívnej, to znamená, že je silnejším oxidačným činidlom, halogén vytvára menej reaktívny halogén z roztoku.

Oxidácia kovov. Halogény sa ľahko oxidujú kovmi. Fluór ľahko oxiduje všetky kovy, s výnimkou zlata a striebra. Už sme uviedli, že chlór oxiduje sodík, tvoriť chlorid sodný s ním. Dávame ďalší príklad: keď sa prietok plynného chlóru prechádza nad povrchom vyhrievaného železného piliny, chlorid sa vytvorí pevná hnedá látka:

Dokonca aj jód je schopný, aj keď pomaly, oxidačné kovy umiestnené v elektrochemickom riadku pod ňou. Jednoduchá oxidácia kovov rôznymi halogénmi sa redukuje pri pohybe na dno skupiny VII. To možno overiť porovnaním energie tvorby halogenidov zo zdrojových prvkov. V Tab. 16.4 Štandardná enthalenská enthalenzia sodného sú uvedené v poradí pohybu do spodnej časti skupiny.

Oxidácia nekovových kovov. S výnimkou dusíka a väčšiny šľachtických plynov fluór oxiduje všetky ostatné nekovy. Chlór reaguje s fosforu a sivou. Uhlík, dusík a kyslík nereagujú priamo s chlórom, brómom alebo jódom. Relatívna reaktivita halogénov do nemetalu sa môže posudzovať porovnaním ich reakcií s vodíkom (tabuľka 16.5).

Oxidácia uhľovodíkov. Za určitých podmienok sú halogény oxidované uhľovodíkami.

Tabuľka 16.5. Halogénové reakcie s vodíkom

doroda. Napríklad chlór úplne vymaže vodík z terpentínovej molekuly:

Oxidácia acetylénu môže prúdiť explóziou:

Reakcie s vodou a zásadou

Fluór reaguje so studenou vodou, tvorí fluorid a kyslík:

Chlór sa pomaly rozpustí vo vode, tvoriť chlórnu vodu. Chlórová voda má malú kyslosť vďaka tomu, že trvá neprimerane (pozri časť 10.2) chlór na vytvorenie kyseliny chlorovodíkovej a chlorotovej kyseliny: \\ t

Bromínom a jódom disproporciou vo vode podobným spôsobom, ale stupeň disproporcionácie vo vode sa znižuje z chlór na anódu.

Chlór, bróm a jódový disproporčný aj v zásadách. Napríklad v studenej zriedenej alkálii je bróm disproporetifikovaný na bromid ióny a hypobromit-IOI (bromát -yons):

Pri interakcii brómu s horúcim koncentrovaným zásadami, hnacie rozlúčkové toky ďalej:

IODAT (I) alebo Hypoid-ion, nestabilný aj v za studena zriedenej alkalizácii. Spontánne neprimerané s tvorbou jodidového iónu a homodačného (I) -One.

Fluórová reakcia s alkáliou, ako aj jeho reakcia s vodou, nie je podobná podobným reakciám iného halogénu. Nasledujúca reakcia sa vyskytuje v studenej zriedenej alkálii:

V horúcich koncentrovaných alkalioch sa reakcia s fluórom postupuje takto: \\ t

Analýza halogénov a účasti halogénu

Vysoko kvalitná a kvantitatívna analýza na halogénoch sa zvyčajne vykonáva s použitím roztoku dusičnanu strieborného. napríklad

Pri vysokej kvalite a kvantifikácii definície jódu sa môže použiť roztok škrobu. Vzhľadom k tomu, jód je veľmi malý rozpustný vo vode, zvyčajne sa analyzuje v prítomnosti jodidu draselného. Teda pochádzajú z dôvodu, že jód tvorí rozpustný trijijijijijný ión s jodidovým iónom

Roztoky jodidov sa používajú na analytické určenie rôznych redukčných činidiel, ako aj niektoré oxidačné činidlá, napríklad oxidačné činidlá posúvajú vyššie uvedenú rovnováhu do ľavého, uvoľňovania jódu. Jód sa potom titruje tiosulfát (VI).

Opakujte znova!

1. Atómy všetkých halogénu majú sedem elektrónov vo vonkajšom plášti.

2. Na získanie halogénu v laboratórnych podmienkach sa môže použiť oxidácia zodpovedajúcich halogénových chovných kyselín.

3. Halogény sú oxidované kovmi, nekovovými kovmi a uhľovodíkmi.

4. Halogény sú neprimerané vo vode a alkáliách, tvoria halogenidové ióny, hyphalogénne a halogén (-yons.

5. Vzory výmeny fyzikálnych a chemických vlastností halogénu pri pohybe do spodnej časti skupiny sú uvedené v tabuľke. 16.6.

Tabuľka 16.6. Vzory zmeny vlastností halogénu, ako sa zvyšuje atómové číslo

6. Fluór má abnormálne vlastnosti medzi inými halogénmi z nasledujúcich dôvodov:

a) Má nízku disociáciu energie;

b) vo fluórových spojoch existuje len v jednom stave oxidácie;

c) fluór je elektronegatívne a najviac reaktívne medzi všetkými nekovovými prvkami;

d) jeho reakcia s vodou a zásadou sa líši od podobných reakcií zostávajúceho halogénu.