Interacción de halógenos con oxígeno. Propiedades químicas de los halógenos. Interacción de halógenos con agua.
Química de los elementos
No metales del subgrupo VIIA
Los elementos del subgrupo VIIA son no metales típicos con un alto
electronegatividad, tienen un nombre de grupo - "halógenos".
Los principales temas tratados en la conferencia
Características generales de los no metales del subgrupo VIIA. Estructura electrónica, las características más importantes de los átomos. La estera mas caracteristica
espuma de oxidación. Características de la química de los halógenos.
Sustancias simples.
Compuestos naturales.
Compuestos halógenos
Ácidos hidrohalicos y sus sales. Sal y ácido fluorhídrico
ranuras, obtención y aplicación.
Complejos de halogenuros.
Compuestos binarios de oxígeno de halógenos. Inestabilidad ok
Propiedades redox de sustancias simples y co-
sindicatos. Reacciones de desproporción. Diagramas de Latimer.
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Química de los elementos del subgrupo VIIA
características generales
Manganeso |
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Tecnecio |
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El grupo VIIA está formado por elementos p: flúor F, cloro
Cl, bromo Br, yodo I y astato At.
La fórmula general para los electrones de valencia es ns 2 np 5.
Todos los elementos del grupo VIIA son no metales típicos.
Como puede verse en la distribución |
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lixiviación de electrones de valencia |
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átomos orbitales |
solo falta un electrón |
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para formar un sistema estable de ocho electrones
lagos, por lo que tienen hay una fuerte tendencia hacia
unión de un electrón.
Todos los elementos forman fácilmente una sola carga
ny aniones Г -.
En forma de aniones simples, los elementos del grupo VIIA se encuentran en agua natural y en cristales de sales naturales, por ejemplo, halita NaCl, silvin KCl, fluorita.
CaF2.
El nombre de grupo general de los elementos VIIА-
el grupo "halógenos", es decir, "que dan lugar a sales", se debe al hecho de que la mayoría de sus compuestos con metales son
es una sal típica (CaF2, NaCl, MgBr2, KI), que
que se puede obtener por interacción directa
la acción del metal con halógeno. Los halógenos libres se obtienen a partir de sales naturales, por lo que el nombre "halógenos" también se traduce como "nacidos de sales".
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El estado de oxidación mínimo (–1) es el más estable
todos los halógenos.
Algunas características de los átomos de los elementos del grupo VIIA se dan en
Las características más importantes de los átomos de los elementos del grupo VIIA.
Relativo- |
Afinidad |
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naya eléctrico |
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negativo |
ionización, |
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ness (por |
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Votación) |
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aumento en el número |
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capas electrónicas; |
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aumentar en tamaño |
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reducción de electricidad |
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trinegatividades |
Los halógenos tienen una alta afinidad electrónica (máximo para
Cl) y energía de ionización muy alta (máximo para F) y máxima
posible en cada uno de los periodos de electronegatividad. El flúor es el más
electronegativo de todos los elementos químicos.
La presencia de un electrón desapareado en los átomos de halógeno provocó
la unión de átomos en sustancias simples en moléculas diatómicas Г2.
Para sustancias simples de halógenos, los agentes oxidantes son los más característicos.
propiedades, la más fuerte para F2 y debilitándose al pasar a I2.
Los halógenos son los más reactivos de todos los elementos no metálicos. El flúor, incluso entre los halógenos, es
es extremadamente activo.
El elemento del segundo período: el flúor es muy diferente de otros
sus elementos de subgrupo... Este es un patrón común para todos los no metales.
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El flúor, como elemento más electronegativo, no muestra
estados de oxidación... En cualquier conexión, incluso con
hidrógeno, el flúor está en estado de oxidación (-1).
Todos los demás halógenos exhiben estados de oxidación positivos.
pereza hasta un máximo de +7.
Los estados de oxidación más típicos de los halógenos son:
F: -1, 0;
Cl, Br, I: -1, 0, +1, +3, +5, +7.
Se sabe que el Cl tiene óxidos en los que se encuentra en los estados de oxidación: +4 y +6.
Los compuestos halógenos más importantes, en positivo
Las espumas de oxidación son ácidos oxigenados y sus sales.
Todos los compuestos de halógeno en estados de oxidación positivos son
son agentes oxidantes fuertes.
el estado de oxidación medio. La desproporción se ve facilitada por un entorno alcalino.
Aplicación práctica de sustancias simples y compuestos de oxígeno.
de halógenos se asocia principalmente a su acción oxidativa.
La aplicación práctica más amplia se encuentra para sustancias simples Cl2
y F2. La mayor cantidad de cloro y flúor se consume en industrias
síntesis ganica: en la producción de plásticos, refrigerantes, disolventes,
pesticidas, medicinas. Se utiliza una cantidad significativa de cloro y yodo para la producción de metales y para su refinado. También se usa cloro
para blanquear la celulosa, para desinfectar el agua potable y en la producción
agua en lejía y ácido clorhídrico. Las sales de ácido oxo se utilizan en la producción de explosivos.
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Ácidos: los ácidos clorhídrico y de fusión se utilizan ampliamente en la práctica.
El flúor y el cloro se encuentran entre los veinte elementos más comunes
hay mucho menos bromo y yodo en la naturaleza. Todos los halógenos se encuentran naturalmente en estado de oxidación.(-1). Solo el yodo se encuentra en forma de sal KIO3,
que, como impureza, se incluye en el nitrato chileno (KNO3).
La astatina es un elemento radiactivo obtenido artificialmente (no se encuentra en la naturaleza). La inestabilidad de At se refleja en el nombre, que proviene del griego. "Astatos" - "inestable". La astatina es un emisor conveniente para la radioterapia de tumores cancerosos.
Sustancias simples
Las sustancias simples de halógenos están formadas por moléculas diatómicas G2.
En sustancias simples, en la transición de F2 a I2 con un aumento en el número de electrones
capas de tron y un aumento en la polarizabilidad de los átomos, un aumento en
interacción intermolecular, que conduce a un cambio en la co-
de pie en condiciones estándar.
El flúor (en condiciones normales) es un gas amarillo, a -181 ° C se convierte en
estado liquido.
El cloro es un gas de color amarillo verdoso que se convierte en líquido a -34o С.
el nombre Cl está asociado, proviene del griego "chloros" - "amarillo-
verde". Un fuerte aumento en el punto de ebullición del Cl2 en comparación con F2,
indica un aumento en la interacción intermolecular.
El bromo es un líquido de color rojo oscuro, muy volátil, hierve a 58.8 ° C.
el título del elemento está asociado con un fuerte olor desagradable a gas y se forma a partir de
Bromos significa fétido.
Yodo: cristales de color púrpura oscuro, con un ligero brillo "metálico"
skom, que, cuando se calienta, sublima fácilmente, formando vapores purpúreos;
con enfriamiento rápido |
vapores hasta 114о С |
se forma un líquido. Temperatura |
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el punto de ebullición del yodo es de 183o C. Su nombre proviene del color del vapor de yodo -
"Iodos" - "violeta".
Todas las sustancias simples tienen un olor acre y son venenosas.
La inhalación de sus vapores provoca irritación de las membranas mucosas y de los órganos respiratorios y, en concentraciones elevadas, asfixia. Durante la Primera Guerra Mundial, el cloro se utilizó como sustancia venenosa.
El flúor gaseoso y el bromo líquido provocan quemaduras en la piel. Trabajando con ha-
logens, se deben tomar precauciones.
Dado que las sustancias simples de halógenos están formadas por moléculas no polares
kulami, se disuelven bien en disolventes orgánicos no polares:
alcohol, benceno, tetracloruro de carbono, etc. El cloro, bromo y yodo son de solubilidad limitada en agua, sus soluciones acuosas se denominan cloro, bromo y agua yodada. Br2 se disuelve mejor que otros, la concentración de bromo en saturación
En una solución fermentada, alcanza 0,2 mol / ly cloro - 0,1 mol / l.
El flúor descompone el agua:
2F2 + 2H2 O = O2 + 4HF
Los halógenos exhiben una alta actividad oxidativa y transición.
dopes en aniones de haluro.
Г2 + 2e– 2Г–
El flúor tiene una actividad oxidativa particularmente alta. El flúor oxida los metales preciosos (Au, Pt).
Pt + 3F2 = PtF6
Interactúa incluso con algunos gases inertes (criptón,
xenón y radón), por ejemplo,
Xe + 2F2 = XeF4
Muchos compuestos muy estables se queman en la atmósfera F2, por ejemplo,
agua, cuarzo (SiO2).
SiO2 + 2F2 = SiF4 + O2
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En reacciones con flúor, incluso oxidantes tan fuertes como nitrógeno y azufre
ácido naya, actúan como agentes reductores, mientras que el flúor oxida la entrada
dando en su composición O (-2).
2HNO3 + 4F2 = 2NF3 + 2HF + 3O2 H2 SO4 + 4F2 = SF6 + 2HF + 2O2
La alta reactividad de F2 crea dificultades con la elección del con-
materiales estructurales para trabajar con él. Por lo general, para estos fines se utiliza
níquel y cobre que, al oxidarse, forman densas películas protectoras de fluoruros en su superficie. El nombre F está asociado con su acción agresiva.
comer, viene del griego. "Fluoros" - "destructivo".
En las series F2, Cl2, Br2, I2, la capacidad oxidante se debilita debido a un aumento
un aumento del tamaño de los átomos y una disminución de la electronegatividad.
En soluciones acuosas, las propiedades oxidantes y reductoras de
Las sustancias generalmente se caracterizan utilizando potenciales de electrodo. La tabla muestra los potenciales de electrodo estándar (Eo, V) para semirreacciones de reducción
la formación de halógenos. A modo de comparación, el valor de Eo también se da para el
dióxido de carbono: el agente oxidante más común.
Potenciales de electrodo estándar para sustancias halógenas simples
Eo, B, por la reacción |
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O2 + 4e– + 4H + 2H2 O |
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Eo, B |
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para electrodo |
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2Г– + 2е - = Г2 |
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Disminución de la actividad oxidativa.
Como puede ver en la tabla, F2 - agente oxidante mucho más fuerte,
que O2, por lo tanto, F2 no existe en soluciones acuosas , oxida el agua,
recuperándose a F–. A juzgar por el valor de Eo, la capacidad oxidante del Cl2
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también más alto que el del O2. De hecho, durante el almacenamiento a largo plazo de agua clorada, se descompone con la liberación de oxígeno y la formación de HCl. Pero la reacción es lenta (la molécula de Cl2 es notablemente más fuerte que la molécula de F2 y
la energía de activación para las reacciones con cloro es mayor), la desproporción ocurre más rápido
porcionado:
Cl2 + H2 O HCl + HOCl
En el agua, no llega al final (K = 3.9. 10–4), por lo tanto, el Cl2 existe en soluciones acuosas. Br2 e I2 son aún más estables en agua.
La desproporción es un oxidante muy característico
Reacción reductora de halógenos. Ganancia desproporcionada
enjuagues en un ambiente alcalino.
La desproporción de Cl2 en álcali conduce a la formación de aniones.
Cl– y ClO–. La constante de desproporción es 7.5. 1015.
Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H2 O
Cuando el yodo se desproporciona en álcali, se forman I– y IO3–. Ana-
lógicamente, el yodo desproporciona el Br2. Cambio de producto desproporcionado
Esto se debe al hecho de que los aniones GO– y GO2 - en Br e I son inestables.
La reacción de desproporción de cloro se utiliza en industrias
para obtener un oxidante fuerte y de acción rápida de hipoclorito,
cal blanqueadora, sal de berthollet.
3Cl2 + 6 KOH = 5KCl + KClO3 + 3H2 O
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Interacción de halógenos con metales.
Los halógenos interactúan vigorosamente con muchos metales, por ejemplo:
Mg + Cl2 = MgCl2 Ti + 2I2 TiI4
Haluros de Na +, en los que el metal tiene un estado de oxidación bajo (+1, +2),
- Se trata de compuestos salinos con un enlace predominantemente iónico. Como una regla
lo, los haluros iónicos son sólidos con una alta temperatura de fusión
Haluros metálicos, en los que el metal tiene un alto estado de oxidación.
son compuestos con un enlace predominantemente covalente.
Muchos de ellos en condiciones normales son gases, líquidos o sólidos de bajo punto de fusión. Por ejemplo, WF6 es gas, MoF6 es líquido,
TiCl4 es un líquido.
Interacción de halógenos con no metales.
Los halógenos interactúan directamente con muchos no metales:
hidrógeno, fósforo, azufre, etc. Por ejemplo:
H2 + Cl2 = 2HCl 2P + 3Br2 = 2PBr3 S + 3F2 = SF6
El enlace en los haluros no metálicos es predominantemente covalente.
Por lo general, estos compuestos tienen puntos de fusión y ebullición bajos.
Al pasar del flúor al yodo, aumenta el carácter covalente de los halogenuros.
Los haluros covalentes de los no metales típicos son compuestos ácidos; al interactuar con el agua, se hidrolizan para formar ácidos. Por ejemplo:
PBr3 + 3H2 O = 3HBr + H3 PO3
PI3 + 3H2 O = 3HI + H3 PO3
PCl5 + 4H2 O = 5HCl + H3 PO4
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Las dos primeras reacciones se utilizan para obtener bromo y yoduro de hidrógeno.
ácido.
Interhaluros. Los halógenos, que se conectan entre sí, forman inter-
Guías. En estos compuestos, el halógeno más ligero y electronegativo está en el estado de oxidación (–1) y el más pesado está en el estado positivo.
espuma de oxidación.
Debido a la interacción directa de los halógenos cuando se calienta, se obtienen los siguientes: ClF, BrF, BrCl, ICl. También hay interhaluros más complejos:
ClF3, BrF3, BrF5, IF5, IF7, ICl3.
Todos los interhaluros en condiciones normales son sustancias líquidas con puntos de ebullición bajos. Los interhaluros tienen un alto nivel oxidativo
actividad. Por ejemplo, los vapores de ClF3 queman sustancias químicamente estables como SiO2, Al2 O3, MgO, etc.
2Al2 O3 + 4ClF3 = 4 AlF3 + 3O2 + 2Cl2
El fluoruro ClF 3 es un agente fluorante agresivo que actúa rápidamente
menos F2. Se utiliza en síntesis orgánicas y para obtener películas protectoras en la superficie de equipos de níquel para trabajar con flúor.
En el agua, los interhaluros se hidrolizan para formar ácidos. Por ejemplo,
ClF5 + 3H2 O = HClO3 + 5HF
Halógenos en la naturaleza. Obtención de sustancias simples
En la industria, los halógenos se obtienen a partir de sus compuestos naturales. Todo
los procesos de obtención de halógenos libres se basan en la oxidación de halógenos
nid-iones.
2Г - Г2 + 2e–
Una cantidad significativa de halógenos se encuentra en las aguas naturales en forma de aniones: Cl–, F–, Br -, I–. El agua de mar puede contener hasta un 2,5% de NaCl.
El bromo y el yodo se obtienen del agua de pozo de petróleo y del agua de mar.
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DEFINICIÓN
Halógenos- elementos del grupo VIIA - flúor (F), cloro (Cl), bromo (Br) y yodo (I).
Configuración electrónica del nivel de energía externa de los halógenos ns 2 np 5. Dado que, hasta el final del nivel de energía, los halógenos carecen de solo 1 electrón, en el OVR exhiben con mayor frecuencia las propiedades de agentes oxidantes. Estados de oxidación del halógeno: de "-1" a "+7". El único elemento del grupo halógeno, el flúor, presenta un solo estado de oxidación "-1" y es el elemento más electronegativo.
Las moléculas de halógeno son diatómicas: F 2, Cl 2, Br 2, I 2. Con un aumento en la carga del núcleo de un átomo de un elemento químico, es decir, con la transición del flúor al yodo, la capacidad oxidante de los halógenos disminuye, lo que se confirma por la capacidad de desplazar los halógenos aguas abajo por los ácidos halógenos aguas arriba y sus sales:
Br 2 + 2HI = I 2 + 2HBr
Cl 2 + 2KBr = Br 2 + 2KCl
Propiedades físicas de los halógenos
Bajo n.u. el flúor es un gas de color amarillo claro con un olor acre. Venenoso. El cloro es un gas de color verde claro, al igual que el flúor, tiene un olor acre. Muy venenoso. A presión y temperatura ambiente elevadas, se convierte fácilmente en un estado líquido. El bromo es un líquido espeso de color marrón rojizo con un característico olor acre desagradable. El bromo líquido, así como sus vapores, son altamente tóxicos. El bromo es poco soluble en agua y fácilmente en disolventes no polares. El yodo es un sólido gris oscuro con un brillo metálico. Los vapores de yodo son de color púrpura. El yodo se sublima fácilmente, es decir pasa a un estado gaseoso desde un sólido, sin pasar por el estado líquido.
Obteniendo halógenos
Los halógenos pueden obtenerse por electrólisis de soluciones o fundidos de haluros:
MgCl 2 = Mg + Cl 2 (fundido)
Muy a menudo, los halógenos se obtienen mediante la reacción de oxidación de ácidos hidrohálicos:
MnO 2 + 4HCl = MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O
K 2 Cr 2 O 7 + 14HCl = 3Cl 2 + 2KCl + 2CrCl 3 + 7H 2 O
2KMnO 4 + 16HCl = 2MnCl 2 + 5Cl 2 + 8H 2 O + 2KCl
Propiedades químicas de los halógenos.
El flúor tiene la mayor actividad química. La mayoría de los elementos químicos, incluso a temperatura ambiente, interactúan con el flúor, liberando una gran cantidad de calor. Incluso el agua se quema en flúor:
2H 2 O + 2F 2 = 4HF + O 2
El cloro libre es menos reactivo que el flúor. No reacciona directamente con oxígeno, nitrógeno y gases nobles. Interactúa con todas las demás sustancias como el flúor:
2Fe + Cl 2 = 2FeCl 3
2P + 5Cl 2 = 2PCl 5
Cuando el cloro interactúa con el agua en el frío, se produce una reacción reversible:
Cl 2 + H 2 O↔HCl + HClO
La mezcla, que son los productos de reacción, se llama agua con cloro.
Cuando el cloro interactúa con los álcalis en el frío, se forman mezclas de cloruros e hipocloritos:
Cl 2 + Ca (OH) 2 = Ca (Cl) OCl + H 2 O
Cuando el cloro se disuelve en una solución alcalina caliente, se produce la reacción:
3Cl 2 + 6KOH = 5KCl + KClO 3 + 3H 2 O
El bromo, como el cloro, se disuelve en agua y, reaccionando parcialmente con él, forma el llamado "agua de bromo", mientras que el yodo es prácticamente insoluble en agua.
El yodo difiere significativamente en la actividad química de otros halógenos. No reacciona con la mayoría de los no metales y solo reacciona lentamente con los metales cuando se calienta. La interacción del yodo con el hidrógeno ocurre solo con un fuerte calentamiento, la reacción es endotérmica y altamente reversible:
H 2 + I 2 = 2HI - 53 kJ.
Ejemplos de resolución de problemas
EJEMPLO 1
| Ejercicio | Calcule el volumen de cloro (n.a.), que reaccionó con yoduro de potasio, si se formó yodo con un peso de 508 g. |
| Solución | Escribamos la ecuación de reacción: Cl 2 + 2KI = I 2 + 2KCl Encontremos la cantidad de sustancia del yodo formado: v (Yo 2) = m (Yo 2) / M (Yo 2) v (I 2) = 508/254 = 2 mol Según la ecuación de reacción, la cantidad de sustancia clorada. Propiedades físicas de los halógenos En condiciones normales, F2 y C12 son gases, Br2 es un líquido, I2 y At2 son sólidos. En estado sólido, los halógenos forman cristales moleculares. Halógenos líquidos-dieléctricos. Todos los halógenos, excepto el flúor, se disuelven en agua; el yodo se disuelve peor que el cloro y el bromo, pero es muy soluble en alcohol. Propiedades químicas de los halógenos. Todos los halógenos presentan una alta actividad oxidativa, que disminuye al pasar del flúor al astato. El flúor es el más activo de los halógenos, reacciona con todos los metales, sin excepción, muchos de ellos se encienden espontáneamente en una atmósfera de flúor, liberando una gran cantidad de calor, por ejemplo: 2Al + 3F2 = 2AlF3 + 2989 kJ, 2Fe + 3F2 = 2FeF3 + 1974 kJ. Sin calentamiento, el flúor también reacciona con muchos no metales (H2, S, C, Si, P); todas las reacciones son fuertemente exotérmicas, por ejemplo: H2 + F2 = 2HF + 547 kJ, Si + 2F2 = SiF4 (g) + 1615 kJ. Cuando se calienta, el flúor oxida todos los demás halógenos de acuerdo con el esquema. Hal2 + F2 = 2HalF donde Hal = Cl, Br, I, At, y en compuestos HalF, los estados de oxidación del cloro, bromo, yodo y astato son +1. Finalmente, cuando se irradia, el flúor reacciona incluso con gases inertes (nobles): Xe + F2 = XeF2 + 152 kJ. La interacción del flúor con sustancias complejas también es muy vigorosa. Entonces, oxida el agua, mientras que la reacción es explosiva: 3F2 + ÇН2О = OF2 + 4HF + Н2О2. El cloro libre también es muy reactivo, aunque su actividad es menor que la del flúor. Reacciona directamente con todas las sustancias simples, a excepción del oxígeno, nitrógeno y gases nobles. A modo de comparación, presentamos las ecuaciones para las reacciones del cloro con las mismas sustancias simples que para el flúor: 2Al + 3Cl2 = 2AlCl3 (cr) + 1405 kJ, 2Fe + ÇCl2 = 2FeCl3 (cr) + 804 kJ, Si + 2Cl2 = SiCl4 (L) + 662 kJ, H2 + Cl2 = 2HCl (g) + 185kJ. La reacción con hidrógeno es de particular interés. Entonces, a temperatura ambiente, sin iluminación, el cloro prácticamente no reacciona con el hidrógeno, mientras que cuando se calienta o bajo iluminación (por ejemplo, bajo la luz solar directa), esta reacción procede con una explosión de acuerdo con el mecanismo de cadena a continuación: Cl2 + hν → 2Cl, Cl + H2 → HCl + H, H + Cl2 → HCl + Cl, Cl + H2 → HCl + H, etc. La excitación de esta reacción ocurre bajo la acción de fotones (hν), que provocan la disociación de las moléculas de Cl2 en átomos; en este caso, surge una cadena de reacciones sucesivas, en cada una de las cuales aparece una partícula, iniciando el comienzo de la siguiente. escenario. La reacción entre H2 y Cl2 sirvió como uno de los primeros objetos de investigación de las reacciones fotoquímicas en cadena. La mayor contribución al desarrollo del concepto de reacciones en cadena fue realizada por el científico ruso, premio Nobel (1956) N.N.Semenov. El cloro reacciona con muchas sustancias complejas, por ejemplo, sustitución y adición de hidrocarburos: CH3-CH3 + Cl2 → CH3-CH2Cl + HCl, CH2 = CH2 + Cl2 → CH2Cl - CH2Cl. El cloro es capaz de desplazar el bromo o el yodo de sus compuestos con hidrógeno o metales cuando se calienta: Cl2 + 2HBr = 2HCl + Br2, Cl2 + 2HI = 2HCl + I2, Cl2 + 2KBr = 2KCl + Br2, y también reacciona de forma reversible con el agua: Cl2 + H2O = HCl + HClO - 25 kJ. El cloro, disolviéndose en agua y reaccionando parcialmente con él, como se muestra arriba, forma una mezcla de equilibrio de sustancias llamada agua con cloro. El cloro puede reaccionar (desproporcionadamente) con los álcalis de la misma forma: Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H2O (en el frío), 3Cl2 + 6KOH = 5KCl + KClO3 + 3H2O (cuando se calienta). La actividad química del bromo es menor que la del flúor y el cloro, pero aún bastante grande debido al hecho de que el bromo generalmente se usa en estado líquido y, por lo tanto, su concentración inicial, en igualdad de condiciones, es más alta que la del cloro. Por ejemplo, daremos las reacciones de interacción del bromo con el silicio y el hidrógeno: Si + 2Br2 = SiBr4 (l) + 433 kJ, H2 + Br2 = 2HBr (g) + 73 kJ. El yodo difiere significativamente en la actividad química de otros halógenos. No reacciona con la mayoría de los no metales y solo reacciona lentamente con los metales cuando se calienta. La interacción del yodo con el hidrógeno ocurre solo con un fuerte calentamiento, la reacción es endotérmica y altamente reversible: H2 + I2 = 2HI - 53 kJ. La astatina es incluso menos reactiva que el yodo. Pero también reacciona con metales (por ejemplo, con litio): 2Li + At2 = 2LiAt es astaturo de litio. Por tanto, la reactividad de los halógenos disminuye gradualmente del flúor al astato. Cada halógeno de la serie F - At puede desplazar al siguiente de sus compuestos con hidrógeno o metales. Zinc - un elemento de un subgrupo secundario del segundo grupo, el cuarto período del sistema periódico, con número atómico 30. El zinc es un metal de transición frágil de color blanco azulado (se empaña en el aire y se cubre con una capa delgada de óxido de zinc ). En naturaleza. El zinc no se encuentra en la naturaleza como metal nativo. De los 27 minerales de zinc, la mezcla de zinc ZnS y el espato de zinc ZnCO3 son prácticamente importantes. Recepción. El zinc se extrae de minerales polimetálicos que contienen Zn como sulfuro. Los minerales se benefician, recibiendo concentrados de zinc y simultáneamente concentrados de plomo y cobre. Los concentrados de zinc se cuecen en hornos, convirtiendo el sulfuro de zinc en óxido de ZnO: 2ZnS + 3O2 = 2ZnO = 2SO2 El zinc puro se obtiene a partir del óxido de ZnO de dos formas. Según el método pirometalúrgico, que existe desde hace mucho tiempo, el concentrado cocido se somete a sinterización para impartir granularidad y permeabilidad a los gases, y luego se reduce con carbón o coque a 1200-1300 ° C: ZnO + C = Zn + CO. El método principal para producir zinc es electrolítico (hidrometalúrgico). Los concentrados cocidos se tratan con ácido sulfúrico; la solución de sulfato resultante se purifica de las impurezas (precipitándolas con polvo de zinc) y se somete a electrólisis en baños bien revestidos con plomo o plástico vinílico. El zinc se deposita sobre cátodos de aluminio. Propiedades físicas ... En su forma pura, es un metal dúctil de color blanco plateado. A temperatura ambiente, es frágil, a 100-150 ° C, el zinc es dúctil. Punto de fusión = 419,6 ° C, punto de ebullición = 906,2 ° C. Propiedades químicas. Un ejemplo típico de compuestos anfóteros formadores de metales. Los compuestos de zinc ZnO y Zn (OH) 2 son anfóteros. El potencial estándar del electrodo es -0,76 V, en la serie de potenciales estándar se ubica antes del hierro. En el aire, el zinc se cubre con una fina película de óxido de ZnO. Cuando se calienta fuertemente, se quema para formar óxido blanco anfótero ZnO: El óxido de zinc reacciona con ambas soluciones ácidas: y álcalis: El zinc de pureza normal reacciona activamente con soluciones ácidas: y soluciones alcalinas: formando hidroxicincatos. El zinc muy puro no reacciona con soluciones de ácidos y álcalis. La interacción comienza con la adición de unas gotas de una solución de sulfato de cobre CuSO4. Cuando se calienta, el zinc reacciona con los halógenos para formar haluros de ZnHal2. Con fósforo, el zinc forma fosfuros Zn3P2 y ZnP2. Con azufre y sus análogos, selenio y telurio, varios calcogenuros, ZnS, ZnSe, ZnSe2 y ZnTe. El zinc no reacciona directamente con hidrógeno, nitrógeno, carbono, silicio y boro. El nitruro de Zn3N2 se produce por reacción de zinc con amoníaco a 550-600 ° C. En soluciones acuosas, los iones de zinc Zn2 + forman complejos de agua 2+ y 2+. Los elementos VII (en la nueva nomenclatura YUPAC se designa como grupo 17) incluyen flúor (F), cloro (Cl), bromo (Br), yodo (I), astato (At). El nombre de estos elementos - halógenos (del griego "dar a luz a las sales") - se debe al hecho de que la mayoría de sus compuestos con metales son sales típicas (KCl, NaCl, etc.). La configuración electrónica de la capa exterior de los átomos de estos elementos es ns2np5, donde n es el número del período. En total, hay 7 electrones en la capa externa de electrones de los átomos de halógeno, lo que predetermina la propiedad de los halógenos para unir un electrón. Los halógenos son oxidantes fuertes que interactúan directamente con casi todos los metales y no metales, a excepción del oxígeno, el carbono, el nitrógeno y los gases nobles. El enlace en los haluros de metales alcalinos y alcalinotérreos es iónico, en el resto es covalente. Los halógenos forman moléculas diatómicas frágiles. La facilidad de descomposición de las moléculas de halógeno en átomos es una de las razones de su alta actividad química. En estado libre, los halógenos consisten en moléculas diatómicas: F2, Cl2, Br2, I2. La astatina es un elemento radiactivo y solo puede obtenerse artificialmente. Del flúor al yodo, las propiedades físicas de los halógenos cambian: aumenta la densidad, aumenta el tamaño de los átomos y aumentan los puntos de ebullición y fusión. Con un aumento en el número de serie, la capacidad oxidante de los halógenos en estado libre disminuye. Por tanto, cada halógeno anterior desplaza al siguiente de sus compuestos con metales e hidrógeno, por ejemplo: 2KCl + F2 = 2KF + Cl2 El flúor es el no metálico más activo. Presenta un solo estado de oxidación -1, reacciona directamente con casi todos los metales (incluso el oro y el platino), así como con los no metales. Una solución de fluoruro de hidrógeno en agua se llama ácido fluorhídrico y sus sales se llaman fluoruros. Es imposible obtener flúor químicamente, por lo que solo se utiliza electrólisis. El cloro, el bromo y el yodo presentan estados de oxidación de -1 y +1. El estado de oxidación -1 es el más típico de los halógenos. Debido a la alta actividad química, los halógenos en la naturaleza existen solo en forma unida. 1) La configuración electrónica general del nivel de energía externa es nS2nP5. 2) Con un aumento en el número ordinal de elementos, los radios de los átomos aumentan, la electronegatividad disminuye, las propiedades no metálicas se debilitan (las propiedades metálicas aumentan); Los halógenos son oxidantes fuertes, la capacidad oxidante de los elementos disminuye con el aumento de la masa atómica. 3) Las moléculas de halógeno constan de dos átomos. 4) Con un aumento de la masa atómica, el color se vuelve más oscuro, los puntos de fusión y ebullición, así como la densidad, aumentan. 5) La fuerza de los ácidos hidrohálicos aumenta con el aumento de la masa atómica. 6) Los halógenos pueden formar compuestos entre sí (por ejemplo, BrCl) Bajo condiciones normales F 2 y Сl 2- gases, Br 2- líquido, Yo 2 y A sólidos. La intensidad del color también es diferente: con un aumento en el radio atómico, así como la masa del núcleo, el color se vuelve más oscuro (el flúor es amarillo pálido, el cloro es amarillo, el bromo es marrón rojizo oscuro y el astato es morado oscuro). En estado sólido, los halógenos tienen una estructura cristalina. Los halógenos líquidos son altamente conductores. Solubilidad de halógenos en agua.
Características halógenas es su capacidad oxidante. El agente oxidante más fuerte (en la escala de Pauling) es F 2 que reacciona con todos los elementos químicos. La reactividad de los halógenos disminuye al aumentar el radio atómico. Es por eso Yo 2 puede actuar como agente reductor. Los compuestos con hidrógeno se denominan haluros de hidrógeno (cloruro de hidrógeno, yoduro de hidrógeno, fluoruro de hidrógeno), que son ácidos fuertes (con la excepción del ácido fluorhídrico, que es de fuerza media). Todos los halógenos (excepto el flúor) forman ácidos inestables que contienen oxígeno, donde NS - F,Cl,Br,I:
El estado de oxidación aumenta, las propiedades ácidas aumentan y la capacidad oxidativa disminuye. El flúor desplaza al cloro de sus compuestos con más elementos electropositivos, el cloro desplaza al bromo y el bromo desplaza al yodo: F 2 + 2НCl → 2НF + Cl 2, Por otro lado, el yodo desplaza el bromo y el cloro de los ácidos que contienen oxígeno y sus sales, en las que los halógenos están cargados positivamente: I 2 + 2HIO 3 → 2HIO 3 + Cl 2, Los halógenos reaccionan con una gran cantidad de compuestos orgánicos: en reacciones de sustitución, adición en múltiples enlaces, etc. Muchos hidrocarburos se queman o explotan en la atmósfera. F 2. No existen en forma libre en la naturaleza, pero como componentes constituyentes son omnipresentes en numerosos minerales naturales, presentes en el agua salada. Todos los halógenos tienen vapores venenosos (gases venenosos "Soman", "Zarin") y pueden causar daños irreparables a la salud, pero al mismo tiempo tienen un efecto bactericida. |