Галоген: физик шинж чанар, химийн шинж чанар. Галоген ба тэдгээрийн нэгдлүүдийн хэрэглээ. Галогенийн металлуудтай харилцан үйлчлэл
ерөнхий шинж чанар
Галогенууд нь үелэх системийн VII бүлэгт байрладаг таван үндсэн металл бус элементийг агуулдаг. Энэ бүлэгт фтор F, хлор Cl, бром Br, иод I, астатин зэрэг химийн элементүүд орно.
Галогенүүд нь нэрээ Грек үгнээс авсан бөгөөд орчуулгад давс үүсгэдэг эсвэл "давс үүсгэдэг" гэсэн утгатай тул галоген агуулсан ихэнх нэгдлүүдийг давс гэж нэрлэдэг.
Галоген нь хэдхэн металлаас бусад бараг бүх энгийн бодисуудтай урвалд ордог. Эдгээр нь нэлээд эрч хүчтэй исэлдүүлэгч бодис бөгөөд маш хүчтэй, хурц үнэртэй, устай сайн харьцдаг, мөн өндөр дэгдэмхий, өндөр цахилгаан сөрөг нөлөөтэй байдаг. Гэхдээ байгальд тэдгээрийг зөвхөн нэгдэл хэлбэрээр олж болно.
Галогенийн физик шинж чанар
1. Галоген зэрэг энгийн химийн бодисууд нь хоёр атомаас бүрддэг;
2. Хэрэв бид галогенийг хэвийн нөхцөлд авч үзвэл фтор, хлор нь хийн төлөвт, бром нь шингэн бодис, иод, астатин нь хатуу бодис гэдгийг мэдэх хэрэгтэй.
3. Галогенийн хувьд атомын масс нэмэгдэхийн хэрээр хайлах цэг, буцлах цэг, нягт нь нэмэгддэг. Мөн үүнтэй зэрэгцэн тэдний өнгө өөрчлөгдөж, бараан өнгөтэй болдог.
4. Цувралын дугаар нэмэгдэх тусам химийн урвалд орох чадвар, цахилгаан сөрөг чанар буурч, металл бус шинж чанар сул болно.
5. Галогенууд нь өөр хоорондоо нэгдэл үүсгэх чадвартай, тухайлбал BrCl.
6. Өрөөний температурт галоген нь материйн бүх гурван төлөвт байж болно.
7. Галоген бол нэлээд хортой химийн бодис гэдгийг санах нь зүйтэй.
Галогенийн химийн шинж чанар
Металлуудтай химийн урвалд ороход галоген нь исэлдүүлэгч бодисоор ажилладаг. Жишээлбэл, бид фторыг авдаг бол ердийн нөхцөлд ч ихэнх металлуудтай урвалд ордог. Гэхдээ хөнгөн цагаан, цайр нь агаар мандалд ч гал авалцдаг: +2-1: ZnF2.
Галоген үйлдвэрлэх
Үйлдвэрийн хэмжээнд фтор, хлорыг үйлдвэрлэхдээ электролиз эсвэл давсны уусмалыг ашигладаг.
Хэрэв та доорх зургийг анхааралтай ажиглавал электролизийн төхөөрөмж ашиглан хлорыг лабораторид хэрхэн гаргаж авах боломжтойг харах болно.
Эхний зураг нь хайлсан натрийн хлоридын суурилуулалтыг, хоёр дахь нь натрийн хлоридын уусмалыг үйлдвэрлэж байгааг харуулж байна.
Хайлсан натрийн хлоридын электролизийн энэхүү үйл явцыг дараах тэгшитгэлээр илэрхийлж болно.
Ийм электролизийн тусламжтайгаар хлор, устөрөгч, натрийн гидроксид үйлдвэрлэхээс гадна үүсдэг.
Мэдээжийн хэрэг, устөрөгчийг илүү энгийн бөгөөд хямд аргаар үйлдвэрлэдэг бөгөөд үүнийг натрийн гидроксидын талаар хэлэх боломжгүй юм. Энэ нь хлорын нэгэн адил бараг үргэлж зөвхөн ширээний давсны уусмалын электролизээр олж авдаг.
Хэрэв та дээрх зургийг харвал хлорыг лабораторид хэрхэн гаргаж авах боломжтойг харах болно. Үүнийг давсны хүчлийг манганы исэлтэй урвалд оруулснаар олж авна.
Аж үйлдвэрт эдгээр бодисыг бромид ба иодидуудаас хлороор солих замаар бром, иодыг гаргаж авдаг.
Галогенийн хэрэглээ
Фтор буюу зэсийн хайлуур жонш (CuF2) гэж нэрлэх нь илүү зөв байх болно, энэ нь нэлээд өргөн хүрээний хэрэглээтэй. Энэ нь керамик, паалан, төрөл бүрийн паалан үйлдвэрлэхэд хэрэглэгддэг. Айл болгонд байдаг Teflon хайруулын таваг, хөргөгч, агааржуулагчийн хөргөгч ч фторын ачаар гарч ирсэн.
Тефлоныг ахуйн хэрэгцээнээс гадна суулгац үйлдвэрлэхэд ашигладаг тул эмчилгээний зориулалтаар ашигладаг. Фтор нь оптик, шүдний оо зэрэг линз үйлдвэрлэхэд шаардлагатай байдаг.
Хлор нь бидний амьдралын алхам тутамд шууд утгаараа олддог. Хлорын хамгийн өргөн тархсан, өргөн тархсан хэрэглээ нь мэдээжийн хэрэг, хоолны давс NaCl юм. Энэ нь мөн хоргүйжүүлэх бодисын үүрэг гүйцэтгэдэг бөгөөд мөстэй тэмцэхэд ашиглагддаг.
Нэмж дурдахад хлор нь хуванцар, синтетик резин, поливинил хлорид үйлдвэрлэхэд зайлшгүй шаардлагатай бөгөөд үүний ачаар бид өдөр тутмын амьдралдаа хэрэгтэй хувцас, гутал болон бусад зүйлийг олж авдаг. Энэ нь цайруулагч, нунтаг, будагч бодис болон бусад гэр ахуйн химийн бодис үйлдвэрлэхэд ашиглагддаг.
Гэрэл зургийг хэвлэх үед бром нь ерөнхийдөө гэрэл мэдрэмтгий бодис болдог. Анагаах ухаанд тайвшруулах эм болгон ашигладаг. Бромыг мөн шавьж устгах, пестицид үйлдвэрлэхэд ашигладаг.
Хүн бүрийн эмийн санд байдаг алдартай йодыг голчлон антисептик болгон ашигладаг. Иод нь ариутгах шинж чанараас гадна гэрлийн эх үүсвэрт байдаг бөгөөд цаасан гадаргуу дээрх хурууны хээг илрүүлэхэд тусалдаг.
Хүний биед галоген ба тэдгээрийн нэгдлүүдийн үүрэг
Дэлгүүрт шүдний оо сонгохдоо та бүгд шошгон дээр нь фторын нэгдлүүдийн агууламжийг зааж өгсөн байх ёстойг анхаарч үзсэн байх. Энэ бүрэлдэхүүн хэсэг нь шүдний паалан, ясыг барихад оролцдог тул шүд цоорох өвчний эсэргүүцлийг нэмэгдүүлдэг. Энэ нь бодисын солилцооны үйл явцад чухал үүрэг гүйцэтгэдэг, ясны араг ясыг барихад оролцдог бөгөөд ясны сийрэгжилт гэх мэт аюултай өвчин үүсэхээс сэргийлдэг.
Хлор нь ус-давсны тэнцвэрийг хадгалах, осмосын даралтыг хадгалахад идэвхтэй оролцдог тул хүний биед чухал үүрэг гүйцэтгэдэг. Хлор нь хүний биеийн бодисын солилцоо, эд эсийг барихад оролцдог бөгөөд энэ нь илүүдэл жингээс салахад чухал үүрэгтэй. Ходоодны шүүсний нэг хэсэг болох давсны хүчил нь хоол боловсруулахад чухал ач холбогдолтой тул үүнгүйгээр хоол боловсруулах үйл явц боломжгүй юм.
Хлор нь бидний биед зайлшгүй шаардлагатай бөгөөд өдөр бүр шаардлагатай тунгаар хангах ёстой. Гэвч хэрэв түүний биед орох хэмжээ хэтэрсэн эсвэл огцом буурсан бол бид хавдар, толгой өвдөх болон бусад тааламжгүй шинж тэмдгүүдийн хэлбэрээр шууд мэдрэгдэх бөгөөд энэ нь бодисын солилцоог тасалдуулж зогсохгүй гэдэсний өвчин үүсгэдэг.
Хүний биед бага хэмжээний бром тархи, бөөр, цус, элгэнд байдаг. Эмнэлгийн зорилгоор бромыг тайвшруулах эм болгон ашигладаг. Гэхдээ түүний хэтрүүлэн хэрэглэх нь сөрөг үр дагаварт хүргэж болзошгүй бөгөөд энэ нь мэдрэлийн системийн хямрал, зарим тохиолдолд сэтгэцийн эмгэгт хүргэдэг. Бие дэх бромын дутагдал нь өдөөх, дарангуйлах үйл явцын тэнцвэргүй байдалд хүргэдэг.
Бидний бамбай булчирхай нь иодгүйгээр хийж чадахгүй, учир нь энэ нь бидний биед нэвтэрч буй микробуудыг устгах чадвартай. Хүний биед иодын дутагдалд орвол бамбай булчирхайн бамбай булчирхайн өвчин эхэлж болно. Энэ өвчин нь нэлээд тааламжгүй шинж тэмдэг үүсгэдэг. Бахлууртай хүн суларч, нойрмоглож, халуурч, цочромтгой, хүч чадал алддаг.
Энэ бүхнээс бид галогенгүйгээр хүн өдөр тутмын амьдралдаа шаардлагатай олон зүйлээ алдахаас гадна тэдгээргүйгээр бидний бие хэвийн ажиллах боломжгүй гэж дүгнэж болно.
Галогенийн физик шинж чанар
Хэвийн нөхцөлд F2 ба C12 нь хий, Br2 нь шингэн, I2 ба At2 нь хатуу юм. Хатуу төлөвт галогенууд молекулын талстыг үүсгэдэг. Шингэн галоген диэлектрик. Фтороос бусад бүх галоген нь усанд уусдаг; Иод нь хлор, бромоос бага уусдаг боловч архинд маш сайн уусдаг.
Галогенийн химийн шинж чанар
Бүх галоген нь өндөр исэлдүүлэх идэвхийг харуулдаг бөгөөд энэ нь фтороос астатин руу шилжих үед буурдаг. Фтор бол галогенүүдийн хамгийн идэвхтэй нь бөгөөд бүх металлуудтай урвалд ордог бөгөөд тэдгээрийн ихэнх нь фторын агаар мандалд аяндаа дүрэлзэж, их хэмжээний дулаан ялгаруулдаг, жишээлбэл:
2Al + 3F2 = 2AlF3 + 2989 кЖ,
2Fe + 3F2 = 2FeF3 + 1974 кЖ.
Халаахгүйгээр фтор нь олон металл бус (H2, S, C, Si, P) -тэй урвалд ордог - бүх урвал нь маш экзотермик шинж чанартай байдаг, жишээлбэл:
H2 + F2 = 2HF + 547 кЖ,
Si + 2F2 = SiF4(g) + 1615 кЖ.
Халах үед фтор нь схемийн дагуу бусад бүх галогенийг исэлдүүлдэг
Hal2 + F2 = 2Хагас
Энд Hal = Cl, Br, I, At, мөн HalF нэгдлүүдэд хлор, бром, иод, астатины исэлдэлтийн төлөв +1 байна.
Эцэст нь, цацраг туяагаар фтор нь идэвхгүй (эрхэм) хийтэй ч урвалд ордог.
Xe + F2 = XeF2 + 152 кЖ.
Фторын нарийн төвөгтэй бодисуудтай харилцан үйлчлэл нь маш хүчтэй явагддаг. Тиймээс, энэ нь усыг исэлдүүлдэг бөгөөд урвал нь тэсрэх шинж чанартай байдаг.
3F2 + 3Н2О = OF2 + 4HF + Н2О2.
Чөлөөт хлор нь маш идэвхтэй боловч фторынхоос бага байдаг. Энэ нь хүчилтөрөгч, азот, үнэт хийнээс бусад бүх энгийн бодисуудтай шууд урвалд ордог. Харьцуулахын тулд бид хлорын фтортой ижил энгийн бодисуудтай урвалын тэгшитгэлийг үзүүлэв.
2Al + 3Cl2 = 2AlCl3(cr) + 1405 кЖ,
2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3(cr) + 804 кЖ,
Si + 2Cl2 = SiCl4(L) + 662 кЖ,
H2 + Cl2 = 2HCl(г)+185кЖ.
Устөрөгчтэй урвалд орох нь онцгой анхаарал татаж байна. Тиймээс, өрөөний температурт, гэрэлтүүлэггүй хлор нь устөрөгчтэй бараг урвалд ордоггүй, халаах эсвэл гэрэлтүүлэх үед (жишээлбэл, нарны шууд тусгалд) энэ урвал нь доорх гинжин механизмын дагуу тэсрэх хурдацтай явагддаг.
Cl2 + hν → 2Cl,
Cl + H2 → HCl + H,
H + Cl2 → HCl + Cl,
Cl + H2 → HCl + H гэх мэт.
Энэхүү урвалын өдөөлт нь Cl2 молекулуудыг атом болгон задлахад хүргэдэг фотонуудын (hν) нөлөөн дор явагддаг - энэ тохиолдолд дараалсан урвалын гинжин хэлхээ үүсдэг бөгөөд тэдгээрт бөөмс гарч ирдэг бөгөөд дараагийн эхлэлийг эхлүүлдэг. үе шат.
H2 ба Cl2-ийн хоорондох урвал нь фотохимийн гинжин урвалыг судлах анхны объектуудын нэг болсон. Гинжин урвалын талаархи санаа бодлыг хөгжүүлэхэд хамгийн их хувь нэмэр оруулсан нь Оросын эрдэмтэн, Нобелийн шагналт (1956) Н.Н.Семенов юм.
Хлор нь олон нарийн төвөгтэй бодисуудтай урвалд ордог, жишээлбэл, нүүрсустөрөгчийг орлуулах, нэмэх.
CH3-CH3 + Cl2 → CH3-CH2Cl + HCl,
CH2=CH2 + Cl2 → CH2Cl - CH2Cl.
Халах үед хлор нь бром эсвэл иодыг устөрөгч эсвэл металлын нэгдлүүдээс нь салгах чадвартай.
Cl2 + 2HBr = 2HCl + Br2,
Cl2 + 2HI = 2HCl + I2,
Cl2 + 2KBr = 2KCl + Br2,
мөн устай урвуу урвалд ордог:
Cl2 + H2O = HCl + HClO - 25 кЖ.
Хлор нь усанд уусч, түүнтэй хэсэгчлэн урвалд орж, дээр дурдсанчлан хлорын ус гэж нэрлэгддэг бодисын тэнцвэрт хольцыг үүсгэдэг.
Хлор нь шүлттэй ижил аргаар урвалд ордог (пропорциональ бус).
Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H2O (хүйтэн үед),
3Cl2 + 6KOH = 5KCl + KClO3 + 3H2O (халаах үед).
Бромын химийн идэвхжил нь фтор, хлорынхоос бага боловч бромыг ихэвчлэн шингэн төлөвт ашигладаг тул түүний анхны концентраци, бусад үзүүлэлтүүд нь хлорынхоос өндөр байдаг тул нэлээд өндөр хэвээр байна.
Жишээлбэл, бид бромын цахиур ба устөрөгчтэй хийсэн урвалыг өгөв.
Si + 2Br2 = SiBr4(l) + 433 кЖ,
H2 + Br2 = 2HBr(g) + 73 кЖ.
Иод нь бусад галогенээс химийн идэвхжилээрээ эрс ялгаатай. Энэ нь ихэнх металл бустай урвалд ордоггүй бөгөөд зөвхөн халах үед металуудтай удаан урвалд ордог. Иодын устөрөгчтэй харилцан үйлчлэлцэх нь зөвхөн хүчтэй халаалтаар явагддаг бөгөөд урвал нь эндотермик бөгөөд маш их буцаах чадвартай байдаг.
H2 + I2 = 2HI - 53 кЖ.
Астатин нь иодоос ч бага урвалд ордог. Гэхдээ энэ нь метал (жишээлбэл, литий) -тэй урвалд ордог.
2Li + At2 = 2LiAt - литийн астатид.
Тиймээс галогенийн реактив фтороос астатины дараа дараалан буурдаг. F - At цувралын галоген бүр нь устөрөгч эсвэл металлын нэгдлүүдээс дараагийн нэгийг нь зайлуулж чаддаг.
Цайр - хоёрдугаар бүлгийн хоёрдогч дэд бүлгийн элемент, үелэх системийн дөрөв дэх үе, атомын дугаар 30. Цайр нь хөхөвтөр цагаан өнгөтэй шилжилтийн хэврэг металл (агаарт бүдгэрч, цайрын нимгэн давхаргаар бүрхэгдсэн) юм. исэл).
Байгальд. Цайр нь байгальд уугуул металлын хувьд байдаггүй. 27 цайрын эрдсийн дотроос цайрын холигч ZnS, цайрын шлам ZnCO3 нь практик ач холбогдолтой.
Баримт. Цайрыг сульфид хэлбэрээр Zn агуулсан полиметалл хүдрээс гаргаж авдаг. Хүдрийг баяжуулж, цайрын баяжмал, үүний зэрэгцээ хар тугалга, зэсийн баяжмал үйлдвэрлэдэг. Цайрын баяжмалыг зууханд шатааж, цайрын сульфидыг ZnO исэл болгон хувиргадаг.
2ZnS + 3O2 = 2ZnO = 2SO2
ZnO исэлээс цэвэр цайрыг хоёр аргаар гаргаж авдаг. Эрт дээр үеэс оршин тогтнож ирсэн пирометаллургийн аргын дагуу шохойжуулсан баяжмалыг нунтаглаж, мөхлөгт чанар, хийн нэвчилт өгөх ба дараа нь нүүрс эсвэл коксоор 1200-1300 ° C-т: ZnO + C = Zn + CO.
Цайр авах гол арга бол электролит (гидрометаллургийн) юм. Шарсан баяжмалыг хүхрийн хүчилээр эмчилдэг; үүссэн сульфатын уусмалыг бохирдлоос (цайрын тоосоор тунадас) цэвэрлэж, дотор нь хар тугалга эсвэл винил хуванцараар сайтар бүрсэн ваннд электролиз хийнэ. Цайр нь хөнгөн цагааны катод дээр тогтдог.
Физик шинж чанар . Цэвэр хэлбэрээр энэ нь уян хатан мөнгөлөг цагаан металл юм. Өрөөний температурт хэврэг, 100-150 хэмд цайр уян хатан байдаг. Хайлах цэг = 419.6 ° C, буцлах цэг = 906.2 ° C.
Химийн шинж чанар. Амфотерийн нэгдлүүдийг үүсгэдэг металлын ердийн жишээ. Цайрын нэгдлүүд ZnO ба Zn(OH)2 нь амфотер шинж чанартай. Стандарт электродын потенциал нь −0.76 В, стандарт потенциалын цувралд төмөр хүртэл байрладаг.
Агаарт цайр нь ZnO оксидын нимгэн хальсаар бүрхэгдсэн байдаг. Хүчтэй халах үед энэ нь шатаж, амфотер цагаан оксид ZnO үүсгэдэг.
Цайрын оксид нь хүчиллэг уусмалуудтай хоёуланд нь урвалд ордог.
ба шүлттэй хамт:
Ердийн цэвэр цайр нь хүчиллэг уусмалуудтай идэвхтэй урвалд ордог.
ба шүлтийн уусмалууд:
гидроксинат үүсгэдэг. Маш цэвэр цайр нь хүчил, шүлтийн уусмалтай урвалд ордоггүй. Цөөн дусал зэсийн сульфатын уусмал CuSO4 нэмэхэд харилцан үйлчлэл эхэлдэг.
Халах үед цайр нь галогентэй урвалд орж ZnHal2 галогенийг үүсгэдэг. Фосфортой хамт цайр нь Zn3P2 ба ZnP2 фосфидыг үүсгэдэг. Хүхэр ба түүний аналогууд - селен, теллур - янз бүрийн халькогенид, ZnS, ZnSe, ZnSe2, ZnTe.
Цайр нь устөрөгч, азот, нүүрстөрөгч, цахиур, бортой шууд урвалд ордоггүй. Zn3N2 нитрид нь цайрыг аммиактай 550-600 0С-т урвалд оруулснаар гаргаж авдаг.
Усан уусмалд цайрын ионууд Zn2+ нь 2+ ба 2+ усан цогцолбор үүсгэдэг.
Фтор нь зөвхөн исэлдүүлэгч бодис байж болох бөгөөд үүнийг Д.И.Менделеевийн химийн элементүүдийн үелэх систем дэх байр сууриа амархан тайлбарладаг. Энэ нь хүчтэй исэлдүүлэгч бодис бөгөөд зарим үнэт хийг хүртэл исэлдүүлдэг.
2F 2 +Xe=XeF 4
Фторын өндөр химийн идэвхжилийг тайлбарлах хэрэгтэй
Гэхдээ фторын молекулыг устгахад шинэ холбоо үүсэх үед ялгарахаас хамаагүй бага энерги шаардагдана.
Иймд фторын атомын радиус бага учир фторын молекул дахь дан электрон хосууд хоорондоо мөргөлдөж, сулардаг.
Галоген нь бараг бүх энгийн бодисуудтай харилцан үйлчилдэг.
1. Металлуудтай урвалд орох нь хамгийн эрчимтэй явагддаг. Халах үед фтор нь бүх металл (алт, цагаан алт зэрэг) -тэй урвалд ордог; хүйтэнд шүлтлэг металл, хар тугалга, төмөртэй урвалд ордог. Зэс, никельтэй бол хүйтэнд урвал явагдахгүй, учир нь металлын гадаргуу дээр фторын хамгаалалтын давхарга үүсч, металыг цаашдын исэлдэлтээс хамгаалдаг.
Хлор нь шүлтлэг металлтай хүчтэй урвалд ордог бөгөөд зэс, төмөр, цагаан тугалгатай халах үед урвал явагддаг. Бром ба иод ижил төстэй үйл ажиллагаа явуулдаг.
Галогенийн металлуудтай харилцан үйлчлэл нь экзотермик процесс бөгөөд дараахь тэгшитгэлээр илэрхийлэгдэнэ.
2M+nHaI 2 =2MHaI DH<0
Металлын галогенид нь ердийн давс юм.
Энэ урвалын галогенууд нь хүчтэй исэлдүүлэх шинж чанартай байдаг. Энэ тохиолдолд металлын атомууд электроноо өгч, галоген атомууд хүлээн авдаг, жишээлбэл:
2. Хэвийн нөхцөлд фтор нь устөрөгчтэй харанхуйд тэсрэлттэй урвалд ордог. Устөрөгчтэй хлорын харилцан үйлчлэл нь нарны хурц гэрэлд явагддаг.
Бром ба устөрөгч нь зөвхөн халах үед харилцан үйлчилдэг бөгөөд иод нь хүчтэй халаалттай (350 ° C хүртэл) устөрөгчтэй урвалд ордог боловч энэ процесс нь буцаах боломжтой байдаг.
H 2 + Cl 2 = 2 HCl H 2 + Br 2 = 2 HBr
Н 2 +I 2 « 350° 2HI
Галоген бол энэ урвалын исэлдүүлэгч бодис юм.
Судалгаагаар гэрэлд устөрөгч ба хлорын хоорондох урвал дараах механизмтай болохыг харуулсан.
Cl 2 молекул нь гэрлийн квант hv-г шингээж, органик бус Cl радикалууд болон задардаг. . Энэ нь урвалын эхлэл (урвалын анхны өдөөлт) болдог. Дараа нь энэ нь өөрөө үргэлжилдэг. Хлорын радикал Cl. устөрөгчийн молекултай урвалд ордог. Энэ тохиолдолд устөрөгчийн радикал H ба HCl үүсдэг. Хариуд нь устөрөгчийн радикал H. нь Cl 2 молекултай урвалд орж HCl ба Cl үүсгэдэг. гэх мэт.
Сl 2 +hv=Сl. +Cl.
Cl. +H 2 =HCl+H.
N. +Cl 2 =HCl+C1.
Анхны сэтгэлийн хөөрөл нь дараалсан урвалын гинжин хэлхээг үүсгэсэн. Ийм урвалыг гинжин урвал гэж нэрлэдэг. Үр дүн нь устөрөгчийн хлорид юм.
3. Галоген нь хүчилтөрөгч, азоттой шууд харьцдаггүй.
4. Галоген бусад металл бустай сайн урвалд ордог, жишээлбэл:
2P+3Cl 2 =2PCl 3 2P+5Cl 2 =2PCl 5 Si+2F 2 =SiF 4
Галоген (фтороос бусад) нь идэвхгүй хийтэй урвалд ордоггүй. Бром ба иодын металл бус бодисуудад үзүүлэх химийн идэвхжил нь фтор, хлортой харьцуулахад бага байдаг.
Дээрх бүх урвалд галоген нь исэлдүүлэх шинж чанартай байдаг.
Галогенүүдийн нарийн төвөгтэй бодисуудтай харилцан үйлчлэл. 5. Усаар.
Фтор нь устай тэсрэх урвалд орж атомын хүчилтөрөгч үүсгэдэг.
H 2 O+F 2 =2HF+O
Үлдсэн галогенууд дараах схемийн дагуу устай урвалд ордог.
Гал 0 2 +Н 2 О «НГал -1 +НГал +1 О
Энэ урвал нь галоген нь бууруулагч ба исэлдүүлэгч бодис болох пропорциональ бус урвал юм, жишээлбэл:
Cl 2 +H 2 O«HCl+HClO
Cl 2 +H 2 O«H + +Cl - +HClO
Сl°+1e - ®Сl - Cl°-1e - ®Сl +
HCl нь хүчтэй давсны хүчил; HClO - сул гипохлорт хүчил
6. Галоген нь бусад бодисоос устөрөгчийг зайлуулах чадвартай, turpentine + C1 2 = HC1 + нүүрстөрөгч
Хлор нь ханасан нүүрсустөрөгчид устөрөгчийг орлоно: CH 4 + Cl 2 = CH 3 Cl + HCl
ханаагүй нэгдлүүдийг нэгтгэдэг:
C 2 H 4 + Cl 2 = C 2 H 4 Cl 2
7. F-Cl - Br - I цувралд галогенүүдийн урвалын чадвар буурдаг. Тиймээс өмнөх элемент нь NG төрлийн хүчлүүд (G - галоген) ба тэдгээрийн давсуудаас дараагийн элементийг нүүлгэн шилжүүлдэг. Энэ тохиолдолд идэвхжил буурна: F 2 >Cl 2 >Br 2 >I 2
Өргөдөл
Хлор нь ундны ус, цайруулагч даавуу, цаасны целлюлозыг ариутгахад ашигладаг. Үүнийг давсны хүчил, цайруулагч гэх мэт үйлдвэрлэхэд их хэмжээгээр хэрэглэдэг. Фтор нь химийн өндөр эсэргүүцэлтэй фторопластик, мөн пуужингийн түлшний исэлдүүлэгч бодис болох полимер материалын нийлэгжилтэд өргөн хэрэглэгддэг. Зарим фторын нэгдлүүдийг анагаах ухаанд ашигладаг. Бром ба иод нь хүчтэй исэлдүүлэгч бодис бөгөөд янз бүрийн нийлэгжилт, бодисын шинжилгээнд ашиглагддаг.
Их хэмжээний бром, иодыг эм үйлдвэрлэхэд ашигладаг.
Галоген устөрөгч
Устөрөгчийн HX-тэй галогенийн нэгдлүүдийг, X нь дурын галоген бол устөрөгчийн галоген гэж нэрлэдэг. Галогенүүдийн электрон сөрөг чанар өндөр тул холболтын электрон хос нь тэдгээр рүү шилждэг тул эдгээр нэгдлүүдийн молекулууд туйлтай байдаг.
Галоген устөрөгч нь хурц үнэртэй өнгөгүй хий бөгөөд усанд амархан уусдаг. 0°С температурт 500 боть HC1, 600 боть HBr, 450 боть HI 1 эзлэхүүн усанд уусгана. Фтор устөрөгч нь устай ямар ч харьцаатай холилддог. Эдгээр нэгдлүүдийн усанд өндөр уусах чадвар нь төвлөрсөн бодисыг авах боломжтой болгодог
Хүснэгт 16. Усны хүчлийн диссоциацийн зэрэг
ванны шийдэл. Усанд ууссан үед галоген устөрөгч нь хүчил шиг задардаг. HF нь сул диссоциацлагдсан нэгдлүүдэд хамаарах бөгөөд энэ нь цул дахь тусгай холболтын хүчээр тайлбарлагддаг. Галоген устөрөгчийн үлдсэн уусмалыг хүчтэй хүчил гэж ангилдаг.
HF - фторын хүчил HC1 - давсны хүчил HBr - гидробромик хүчил HI - гидроиодын хүчил
HF - HCl - HBr - HI цувралын хүчлүүдийн хүч нэмэгдэж байгаа нь ижил чиглэлд холбох энерги буурч, цөмийн хоорондын зай ихэссэнтэй холбон тайлбарлаж байна. HI нь гидрогалын хүчлүүдийн цувралаас хамгийн хүчтэй хүчил юм (Хүснэгт 16-г үз).
Ус туйлширч байгаа тул туйлшрах чадвар нэмэгддэг
Илүү том холболт нь урт нь илүү их байдаг. I Гидрогал хүчлийн давсууд нь дараах нэртэй байдаг: фтор, хлорид, бромид, иодид.
Гидрогал хүчлийн химийн шинж чанар
Хуурай хэлбэрээрээ галоген устөрөгч нь ихэнх металлд ямар ч нөлөө үзүүлэхгүй.
1. Галоген устөрөгчийн усан уусмал нь хүчилтөрөгчгүй хүчлийн шинж чанартай байдаг. Олон металл, тэдгээрийн исэл ба гидроксидтэй хүчтэй харьцах; тэдгээр нь устөрөгчийн дараа металлын цахилгаан химийн хүчдэлийн цувралд багтах металлуудад нөлөөлдөггүй. Зарим давс, хийтэй харилцан үйлчилнэ.
Усны фторын хүчил нь шил, силикатуудыг устгадаг.
SiO 2 +4HF=SiF 4 +2H 2 O
Тиймээс шилэн саванд хадгалах боломжгүй.
2. Редокс урвалд гидрохаль хүчил нь ангижруулагчийн үүрэг гүйцэтгэх ба Cl - , Br - , I - цувралын бууруулагч идэвхжил нэмэгддэг.
Баримт
Хайлуур жонш дээр төвлөрсөн хүхрийн хүчлийн үйлчлэлээр фтор устөрөгч үүсдэг.
CaF 2 +H 2 SO 4 =CaSO 4 +2HF
Устөрөгчийн хлорид нь устөрөгчийг хлортой шууд урвалд оруулснаар үүсдэг.
H 2 + Cl 2 = 2HCl
Энэ бол үйлдвэрлэлийн синтетик арга юм.
Сульфатын арга нь төвлөрсөн урвал дээр суурилдаг
NaCl-тэй хүхрийн хүчил.
Бага зэрэг халаахад урвал HCl ба NaHSO 4 үүсэх замаар явагдана.
NaCl+H 2 SO 4 =NaHSO 4 +HCl
Илүү өндөр температурт урвалын хоёр дахь үе шат явагдана.
NaCl+NaHSO 4 =Na 2 SO 4 + HCl
Гэхдээ HBr болон HI-ийг ижил төстэй аргаар олж авах боломжгүй, учир нь баяжмалтай харьцахдаа металлтай тэдгээрийн нэгдлүүд
хүхрийн хүчлээр исэлддэг, учир нь I ба Br нь хүчтэй бууруулагч бодис юм.
2NaBr -1 +2H 2 S +6 O 4(k) =Br 0 2 +S +4 O 2 +Na 2 SO 4 +2H 2 O
Устөрөгчийн бромид ба иодид устөрөгчийг PBr 3 ба PI 3-ийн гидролизийн аргаар гаргаж авдаг: PBr 3 +3H 2 O=3HBr+H 3 PO 3 PI 3 +3H 2 O=3HI+H 3 PO 3
Галидад
Металлын галогенид нь ердийн давс юм. Эдгээр нь металлын ионууд эерэг цэнэгтэй, галоген ионууд сөрөг цэнэгтэй байдаг ионы төрлийн холбоогоор тодорхойлогддог. Тэд болор тортой.
Галидын бууруулах чадвар нь Cl -, Br -, I - дарааллаар нэмэгддэг (§2.2-ыг үзнэ үү).
AgCl - AgBr - AgI цувралд бага зэрэг уусдаг давсны уусах чадвар буурдаг; Үүний эсрэгээр AgF давс нь усанд маш сайн уусдаг. Гидрогал хүчлийн ихэнх давс нь усанд уусдаг.
At, 1940 онд нээгдсэн
Галогенийн электрон тохиргоо: F - 1 с 2 2с 2 2х 5 ; Cl - 1 с 2 2с 2 2х 6 3с 2 3х 5 ; Br - 1 с 2 2с 2 2х 6 3с 2 3х 6 3г 10 4с 2 4х 5 ; Би - 1 с 2 с 2 2х 6 3с 2 3х 6 3г 10 4с 2 4х 6 4г 10 5с 2 5х 5 .
|
Галоген |
Атомын жин |
Үндсэн цэнэг |
Электронуудын тоо |
Атомын радиус, Å |
||||
|
18,98 35,45 79,90 126,90 |
0,71 0,99 1,14 1,33 |
|||||||
Бүх галогенүүдийн гаднах электрон давхарга дахь электрон орбиталуудын тархалт ижил төрлийн байна
Тэд атом ба молекулын бүтцэд нийтлэг зүйл ихтэй байдаг. Тэд барилгын ажлыг дуусгаж байна Р-гадна давхаргын бүрхүүлүүд, тиймээс тэдгээр нь бүгд p-элементүүдийн тоонд хамаарна. Галоген атомын гаднах электрон давхаргад нэг электрон дутмаг байдаг тул эдгээр элементүүдийн электрон сөрөг чанар нь тод илэрдэг бөгөөд исэлдүүлэх урвалд голчлон исэлдүүлэгч бодисоор ажилладаг.
Галоген молекулууд нь хоёр атомаас (F2, Cl2, Br2, l2) тогтдог бөгөөд хоорондоо ковалент туйлт бус холбоогоор холбогддог. Галоген молекул дахь атомуудын хооронд нэг нийтлэг электрон хос гарч ирдэг. Энэ нь энгийн бодисуудад эдгээр элементүүд моновалент байдгийг харуулж байна. Молекул төрлийн галогенүүдийн болор тор.
Өөр өөр галогенийн атомууд электрон давхаргын тоогоор ялгаатай байдаг тул галоген атомын радиус өөр өөр байдаг (Хүснэгт 11). Цөмийн цэнэг нэмэгдэхийн хэрээр атомын радиус нэмэгдэж, энэ нь фтороос иод хүртэлх электрон сөрөг байдлын үнэ цэнэ аажмаар буурч, металл бус шинж чанар буурахад хүргэдэг. Галогенүүдийн дотроос хамгийн тод илэрдэг металл бус нь фтор, хамгийн тод нь .
■ 1. Атомын цөмийн цэнэгийн өсөлтөөс хамаарч атомын радиус хэрхэн өөрчлөгдөх вэ?
2. Ямар төрлийн галоген молекулууд байдаг вэ?
3. Галоген ямар төрлийн болор тортой вэ?
4. Чөлөөт төлөвт галогенийн агууламж хэд вэ?
5. Галоген молекул үүсэх үед атомуудын хооронд яагаад зөвхөн нэг электрон хос үүсдэг вэ?
6. Атомын радиус нэмэгдэхэд цахилгаан сөрөг байдлын утга хэрхэн өөрчлөгдөх вэ?
Галогенийн физик шинж чанар
Галогенийн физик болон химийн бүх шинж чанар нь элементийн атомын бүтцээс хамаардаг. Өөр өөр галогенуудын эдгээр шинж чанарууд нь ижил төстэй боловч нэгэн зэрэг галоген бүр хэд хэдэн онцлог шинж чанартай байдаг.
Фтор- маш хортой шинж чанартай цайвар ногоон хий. Фторын буцалгах температур -188 °, хатуурах температур -218 ° байна. Нягт 1.11 г/см.
- шар-ногоон хий. Энэ нь бас хортой, хурц, амьсгал давчдах, тааламжгүй үнэртэй. Хлор нь агаараас хүнд бөгөөд усанд харьцангуй сайн уусдаг (1 эзэлхүүн ус, 2 боть хлор), хлорын ус үүсгэдэг; Cl2agi нь -34°-ийн температурт шингэн болж хувирч, -101°-д хатуурна. Нягт 1.568 г/см3..
-цорын ганц шингэн металл бус . Энэ бодис нь улаан хүрэн өнгөтэй, хүнд, дэгдэмхий. Бром агуулсан сав нь уураараа үргэлж улаан хүрэн өнгөтэй байдаг.
Бром нь хурц эвгүй үнэртэй (орос хэлнээс орчуулбал "бром" гэдэг нь "үртсэн" гэсэн утгатай). Энэ нь усанд муу уусдаг бөгөөд бромын ус Br2aq үүсгэдэг. Бром нь органик уусгагчид - бензол, толуол, хлороформд илүү сайн уусдаг.
Бромтой усанд бага зэрэг бензол нэмээд сайтар сэгсэрвэл шингэнүүд нь салсны дараа бромын усны өнгө хэрхэн алга болж, дээд хэсэгт нь хуримтлагдсан бензол ууссан бромын нөлөөгөөр тод улбар шар өнгөтэй болж байгааг анзаарах болно. Үүнийг бензол нь бензолд илүү сайн уусдаг тул уснаас бром гаргаж авсантай холбон тайлбарладаг.
Бромыг таглаатай, таглаатай шилэнд хадгална. Резин таглаа нь бромтой ажиллах, түүнчлэн хлортой ажиллахад тохиромжгүй, учир нь тэдгээр нь хурдан зэврдэг. Бром уснаас хамаагүй хүнд (нягт 3.12 г/см3). Бром буцлах температур 63°, хатуурах температур -7.3° байна.
- талст бодис, хар саарал өнгөтэй, ууранд - ягаан. Иодын нягт 4.93 г/см3, хайлах цэг 113°, буцлах цэг 184° байна. Хэвийн нөхцөлд үүнийг хайлуулахаас хамаагүй бага буцалгах боломжгүй, учир нь бага халаалттай байсан ч тэр даруй хатуу төлөвөөс уур болж хувирдаг. Хатуу төлөвөөс хийн төлөвт шилжих, шингэн төлөвийг алгасаж, буцах үйл явцыг сублимация гэж нэрлэдэг. Энэ шинж чанар нь зөвхөн иодын шинж чанараас гадна бусад зарим бодисын шинж чанартай байдаг. Бодисыг бохирдлоос цэвэрлэхэд хэрэглэхэд тохиромжтой.
Иод нь усанд муу уусдаг. I2aq иодын усны өнгө нь үргэлж цайвар шар өнгөтэй байдаг. Гэхдээ энэ нь спиртэнд төгс уусдаг. Энэ нь иодын хандмал гэж нэрлэгддэг архины 5-10% иодын уусмал бэлтгэхэд хэрэглэгддэг. Мөн иод нь бензол, толуол, эфир, нүүрстөрөгчийн дисульфид болон бусад органик уусгагчид уусдаг. Сонирхолтой нь иод нь өөрийн давсны уусмалд, жишээлбэл, калийн иодид маш сайн уусдаг. Люголын уусмал гэж нэрлэгддэг энэхүү уусмалыг эмнэлзүйн лабораторид өргөнөөр ашигладаг.
Хэрэв та I2aq иодын усанд бага зэрэг бензол нэмбэл сэгсрэх үед гадаргуу дээр өнгөт бензолын цагираг үүсдэг, гэхдээ зөвхөн час улаан өнгөтэй байдаг.
■ 7. Цөмийн цэнэг нэмэгдэхийн хэрээр галогенийн өнгөний эрчим хэрхэн өөрчлөгдөх вэ?
8. Усан дахь хлор, бром, иодын уусмалыг юу гэж нэрлэдэг вэ?
9. Цөмийн цэнэг нэмэгдэхийн хэрээр галогенийн нягт хэрхэн өөрчлөгдөх вэ?
10. “Галогенийн физик шинж чанар” хүснэгтийг дараах загварын дагуу эмхэтгэж бөглөнө үү.
11. Галогенийн бага хайлах ба буцлах температурыг болор торны бүтцийн үүднээс хэрхэн тайлбарлах вэ?
12. Фтор, хлорын агаар, устөрөгчийн харьцангуй нягт ямар байх вэ? Хэрэв та хийн харьцангуй нягт гэж юу болох, түүнийг хэрхэн тодорхойлох, тооцоололд хэрхэн ашиглах талаар мэдэхгүй байгаа бол Хавсралт II, 387-р хуудаснаас үзнэ үү. Дараа нь та асуултанд хариулах боломжтой болно.
13. Хэвийн нөхцөлд 20 кг хлор ямар эзэлхүүнийг эзлэх вэ? Хэрэв та ердийн нөхцөлд хийн эзэлхүүнийг хэрхэн тооцоолохоо мартсан бол лавлана уу.
Галогенийн физиологийн нөлөө
Бүгд физиологийн нөлөөгөөр хортой байдаг. Фтор нь ялангуяа хортой: бага хэмжээгээр амьсгалах үед уушигны хаван үүсгэдэг, их хэмжээгээр уушигны эд эсийг устгаж, үхэлд хүргэдэг.
Хлор- мөн маш хортой бодис, гэхдээ арай бага хэмжээгээр. Дэлхийн 1-р дайны үед энэ нь агаараас хүнд, газар дээгүүр, ялангуяа тайван цаг агаарт сайн барьдаг тул химийн дайны бодис болгон ашиглаж байжээ. Агаар дахь чөлөөт хлорын зөвшөөрөгдөх дээд хэмжээ 0.001 мг/л байна.
Хлорын архаг хордлого нь арьсны өнгөний өөрчлөлт, уушиг, гуурсан хоолойн өвчин үүсгэдэг. Хлорын хордлогын үед архины уур, эфиртэй холилдсон хольц, түүнчлэн аммиактай холилдсон усны уурыг антидот болгон ашиглах ёстой бөгөөд хохирогчийг эхлээд цэвэр агаарт гаргах шаардлагатай.
Бага хэмжээгээр хлор нь нянгийн эсрэг хортой нөлөө үзүүлдэг тул амьсгалын дээд замын өвчнийг эмчлэх боломжтой. Халдваргүйжүүлэх үйлчилгээтэй тул хлорыг цоргоны усыг ариутгахад ашигладаг.
Бромын уур нь амьсгал боогдоход хүргэдэг. Шингэн бром нь бас хортой тул арьсанд хүрвэл хүнд түлэгдэлт үүсгэдэг. Бромыг нэг савнаас нөгөө сав руу резинэн бээлий, зүтгүүрээр цутгахыг зөвлөж байна.
Арьсанд хүрсэн тохиолдолд бромыг органик уусгагч - бензол эсвэл нүүрстөрөгчийн тетрахлоридоор угааж, нөлөөлөлд өртсөн хэсгийг эдгээр уусгагчд дэвтээсэн хөвөн ноосоор арчина. Бромыг усаар угаах үед түлэгдэхээс зайлсхийх боломжгүй байдаг.
ИодБүх галогенээс хамгийн бага хортой. Халаасан үед иодын уураар амьсгалах нь хордлого үүсгэдэг боловч уурын иодтой ажиллах нь ховор байдаг, жишээлбэл, сублимацаар цэвэршүүлэх үед. Кристал иодыг гараараа авч болохгүй, учир нь арьсанд хүрвэл шар толбо үүсдэг. Галогентэй бүх ажлыг утааны бүрхүүлд хийх ёстой.
Гэсэн хэдий ч галоген бол амин чухал элементүүд юм. Хүснэгтийн давс хэлбэрийн хлорыг хоол хүнсэнд байнга хэрэглэдэг бөгөөд ногоон ургамлын нэг хэсэг болох хлорофилл юм. Ундны усанд фторын нэгдлүүдийн дутагдал нь шүд цоорох шалтгаан болдог. Иод нь бүх амьд организм, ургамал, амьтанд зайлшгүй шаардлагатай. Энэ нь бодисын солилцоог зохицуулахад оролцдог. Хүний биед иод голчлон бамбай булчирхайд төвлөрч, түүний даавар үүсэхэд оролцдог. Иодын дутагдал нь бамбай булчирхайд өвдөлттэй өөрчлөлтийг үүсгэдэг. Өвчин эмгэгээс урьдчилан сэргийлэхийн тулд иодыг хоолонд маш бага хэмжээгээр нэмж, хэдэн дусал иодын хандмалыг нэг аяга усанд шингэлнэ, гэхдээ ихэвчлэн натрийн иодид, калийн иодид хэлбэрээр шингэлнэ.
Галогентэй ажиллах аюулгүй байдлын арга хэмжээ, хордлогын үед үзүүлэх анхны тусламжийг дэвтэртээ бичээрэй.
Галогенийн химийн шинж чанар
Дээр дурдсанчлан химийн шинж чанаруудын шинж чанараараа бүх галогенууд нь мэдэгдэхүйц цахилгаан сөрөг нөлөөтэй ердийн металл бус шинж чанартай байдаг. Хамгийн их металл бус идэвхжилтэй хамгийн цахилгаан сөрөг элемент бол фтор, хамгийн бага идэвхтэй нь иод юм.
Цагаан будаа. 21.Хлор дахь устөрөгчийн шаталт. 1- хлор 2-
Галогенүүдийн энгийн бодисуудтай харилцан үйлчлэл. Янз бүрийн урвалын жишээг ашиглан фтороос хлор хүртэлх химийн идэвхжил буурсныг ажиглаж болно. Ялангуяа сонирхолтой нь янз бүрийн галогенийн устөрөгчтэй харилцан үйлчлэлцэх явдал юм. Тэдний урвалын нөхцөл өөр өөр байдаг.
Тиймээс фтор нь харанхуйд ч устөрөгчтэй тэсрэх урвалд ордог. Энэ тохиолдолд фтор нь тэгшитгэлийн дагуу үүсдэг.
H2 + F2 = 2HF
Фтор нь галоген устөрөгчийн хамгийн удаан эдэлгээтэй нэгдэл юм.
Хлор болон устөрөгчийн харилцан үйлчлэл нь зөвхөн гэрэлд тэсрэх шинж чанартай байдаг.
Cl2+ H2 = 2HCl
Хэрэв та хлорын агаар мандалд устөрөгчийн урсгалыг асаавал өнгөгүй дөлөөр чимээгүйхэн шатах болно (Зураг 21).
Устөрөгчтэй хамт бром нь устөрөгчийн бромидыг үүсгэдэг.
Br2 + H2 = 2НВг
Процесс нь бага дулаанаар явагддаг.
Иод нь устөрөгчтэй зөвхөн халах үед л урвалд орж устөрөгчийн иодид үүсгэдэг.
Н2 + I2 = 2НI
Гэсэн хэдий ч энэ нэгдэл нь маш тогтворгүй бөгөөд устөрөгч, иод үүсэхэд амархан задардаг. Эдгээр бүх тохиолдолд галоген нь исэлдүүлэгч бодис шиг ажилладаг. Устөрөгчийн галоген нь усанд ууссан үед хүчил үүсгэдэг.
Галогенууд нь ихэвчлэн маш идэвхтэй байдаг металлуудтай харьцахдаа исэлдүүлэх шинж чанартай байдаг.
Фтор нь бараг бүх металлуудтай урвалд ордог. Металлтай хлорын харилцан үйлчлэлийг ажиглахад хялбар байдаг. Ихэнх нь хлорт шатдаг, жишээлбэл, аяндаа гал авалцдаг (Зураг 22). Бусад нь халах үед хлортой урвалд ордог (Зураг 23).
2Na + Cl2 = 2NaCl
Хэрэв тэдгээр нь өөр өөр исэлдэлтийн төлөвтэй байж болох юм бол хлортой урвалд ороход тэд ихэвчлэн хамгийн өндөр үзүүлэлттэй байдаг.
Цагаан будаа. 22.
Жишээлбэл.
2Fe + 3Сl2 = 2FeCl3
Сu + Сl2 = СuСl2
Энд хлортой урвалд орохдоо +3 - Fe +3, +2 - Cu +2-тэй тэнцүү исэлдэлтийн төлөвийг харуулдаг. Дээрх бүх тохиолдолд хлор нь иймэрхүү байдлаар ажилладаг.
Галоген. Галоген устөрөгч. Галогенууд. Хүчилтөрөгч агуулсан галоген нэгдлүүд
Галоген
Галоген дэд бүлэгт фтор, хлор, бром, иод, астатин орно. Эхний дөрвөн элемент нь байгальд янз бүрийн нэгдлүүдэд байдаг. Астатиныг зөвхөн зохиомлоор олж авдаг бөгөөд цацраг идэвхт бодис юм. Эдгээр нь Д.И.Менделеевийн үечилсэн системийн VII бүлгийн p-элементүүд юм. Гадаад энергийн түвшинд тэдний атомууд 7 электронтой байдаг ns 2 np 5(хүснэгт 14-ийг үзнэ үү).
Энэ нь тэдний шинж чанаруудын нийтлэг байдлыг тайлбарладаг.
Тэд тус бүр нэг электроныг амархан нэмж, исэлдэлтийн төлөвийг -1 харуулдаг. Галоген нь устөрөгч ба металлын нэгдлүүдэд ийм исэлдэлтийн зэрэгтэй байдаг.
Гэсэн хэдий ч галоген атомууд нь фтороос гадна эерэг исэлдэлтийн төлөвийг харуулж чаддаг: +1, +3, +5, +7. Исэлдэлтийн төлөвийн боломжит утгыг атомын электрон бүтцээр тайлбарласан бөгөөд үүнийг фторын атомын хувьд диаграмаар дүрсэлж болно.
Хүснэгт 14. Галоген дэд бүлгийн элементүүдийн шинж чанар
Хамгийн электрон сөрөг элемент болох фтор нь 2p түвшинд зөвхөн нэг электрон хүлээн авах чадвартай. Энэ нь нэг хосгүй электронтой тул фтор нь зөвхөн моновалент байж болох ба исэлдэлтийн төлөв нь үргэлж -1 байна. Хлорын атомын электрон бүтцийг диаграмаар илэрхийлнэ.
Хлорын атом нь 3p дэд түвшинд нэг хосгүй электронтой бөгөөд хэвийн (өдөөгдөөгүй) төлөвт хлор нь нэг валент юм. Гэхдээ хлор нь 3-р үе шатанд байгаа тул 10 электроныг багтаах боломжтой 3d дэд түвшний таван тойрог замтай байдаг.
Атомын өдөөгдсөн төлөвт хлорын электронууд 3p ба 3s дэд түвшнээс 3d дэд түвшинд шилждэг (диаграммд сумаар харуулсан). Нэг тойрог замд байрлах электронуудыг салгах (хослох) нь валентыг хоёр нэгжээр нэмэгдүүлдэг. Хлор ба түүний аналогууд (фтороос бусад) нь зөвхөн сондгой хувьсах валент 1,3,5,7 ба түүнд харгалзах эерэг исэлдэлтийн төлөвийг харуулах нь ойлгомжтой. Фторт үнэгүй байдаггүй
орбиталууд, энэ нь химийн урвалын үед атом дахь хос электроныг салгахгүй гэсэн үг юм. Тиймээс галогенийн шинж чанарыг авч үзэхдээ фторын шинж чанарыг харгалзан үзэх шаардлагатай.
Хугацаа бүрт галогенууд нь хамгийн их электрон сөрөг шинж чанартай, хамгийн их электрон хамаарал бүхий элементүүд юм.
Галоген дэд бүлгийн дотор фтороос иод руу шилжих шилжилт нь атомын радиусын өсөлт дагалддаг.
Дэд бүлгийн элементүүд нь металл бус; Цөмийн цэнэг F-ээс At хүртэл нэмэгдэхийн хэрээр металл бус шинж чанарууд суларч, иончлолын потенциал болон электроны хамаарлын бууралтаар нотлогддог.
F-ээс I руу шилжихэд цөмийн цэнэгийн өөрчлөлтөөс хамаарч эдгээр шинж чанаруудыг харьцуулах замаар галогенийн исэлдэлтийн шинж чанар, химийн зан үйлийн ялгааг хялбархан ойлгох болно. Цуврал F, Cl, Br, I, хамгийн том атомын радиус (тиймээс хамгийн бага электроны хамаарал ) нь I-тэй тул Br, Cl, F-ээс бага исэлдүүлэх шинж чанартай байдаг. Иймээс галоген дэд бүлгийн төвийг сахисан атомуудын исэлдүүлэх шинж чанар нь F-ээс I хүртэл буурч, багасгах шинж чанар нь нэмэгддэг.
Энгийн бодисын молекул дахь Гал-Гал холбоо нь ковалент, туйлшралгүй байдаг. Молекул дахь бондын урт нь байгалийн жамаар F 2-оос I 2 хүртэл нэмэгддэг. Холболтын энерги дараах байдлаар өөрчлөгдөнө.
F 2 молекул дахь холбох энерги нь Cl 2 молекулаас бага хүчтэй байдаг. Үүнийг Cl 2 ба үүний дагуу Br 2 ба I 2 молекулд дативийн холбоо үүссэнтэй холбон тайлбарлаж байна: зөвхөн р-электронуудын хосолсоноос гадна аль хэдийн бий болсонтой холбоотойгоор нийтлэг энергийн үүл үүсэх үед. Нэг атомын хосолсон p-электронууд ба нөгөө атомын хоосон d-орбитал.
Байгаль дахь тархалт
Фтор ба хлорын тархалт нь хоорондоо ойрхон бөгөөд нэлээд өндөр (6.5 10 -2% жин ба 4.5 10 -2%); бром ба иодын тархалт хамаагүй бага - 1.6 10 -4 ба 4 10 -5%. Фтор нь тодорхой биологийн үүрэг гүйцэтгэдэг - ялангуяа шүдний байдал нь түүний усан дахь агууламжаас хамаардаг. Кальцийн фтор нь шүдний эд эсийн нэг хэсэг юм.
Биеийн эдэд хлорын агууламж (Cl -) харьцангуй өндөр байдаг бөгөөд түүний үйл ажиллагаа нь янз бүр байдаг - эдгээр нь ферментийг идэвхжүүлэх, мэдрэлийн өдөөлтийг дамжуулах гэх мэт холбоотой байдаг. Бромын үйл ажиллагаа муу судлагдсан, мөн иод нь маш чухал үүрэг гүйцэтгэдэг нь эргэлзээгүй, учир нь энэ нь бие махбод дахь исэлдэлтийн процессын ерөнхий хурдыг тодорхойлдог тироксин дааврын нэг хэсэг болох бамбай булчирхайн нэг хэсэг юм.
I Байгальд хлор нь галт уулын хийд чөлөөт төлөвт байдаг. Түүний нэгдлүүд өргөн тархсан: натрийн хлорид NaCl, калийн хлорид KCl, магнийн хлорид MgCl 2 6H 2 O, NaCl ба KCl-ээс бүрдэх сильвинит, KC1 MgCl 2 6H 2 O найрлагатай карналлит, M SO 2 С найрлагатай каинит, M SO 2 C . гэх мэт.
Галоген үйлдвэрлэх
1. Фторыг олж авах хамгийн чухал арга бол фторын хайлмал электролиз бөгөөд анод дээр фтор ялгардаг.
2F - -2e - ®F 2
KHF 2 гидрофторидыг үйлдвэрлэлийн үндсэн эх үүсвэр болгон ашигладаг.
2. Хлорыг лабораторийн нөхцөлд давсны хүчлийг манганы (IV) исэлтэй урвалд оруулах замаар гаргаж авдаг. Урвал нь халах үед үүсдэг.
4HСl -1 +Mn +4 O 2 =Сl 0 2 +Mn +2 Сl 2 +2Н 2 O
MnO 2 исэлдүүлэгчийн оронд калийн перманганат KMnO 4 хэрэглэж болно. Дараа нь урвал ердийн температурт явагдана.
16HCl -1 +2KMn +7 O 4 =5Сl 0 2 +2Mn +2 Сl 2 +2КСl+8Н 2 О
Аж үйлдвэрт хлорыг натрийн хлоридын уусмалын электролизээр гаргаж авдаг. Анод дээр хлорын хий ялгардаг.
2NaCl+2H 2 O электролиз ®2NaOH+H 2 +Cl 2
3. Бромыг авахын тулд түүнийг бромид орлуулах урвалыг ихэвчлэн ашигладаг. 2KBr+Сl 2 =2KСl+Br 2
4. Иодын гол эх үүсвэр нь далайн замаг, газрын тосны өрөмдлөгийн ус юм.
2NaI+MnO 2 +3H 2 SO 4 =I 2 +2NaHSO 4 +MnSO 4 +2H 2 O Иодыг байгалийн эх үүсвэрээс олж авах нь түүнийг молекул болгон хувиргахад хүргэдэг.
2NaI+2NaNO 2 +2H 2 SO 4 =I 2 +2H 2 O+2NO+2Na 2 SO 4
5. Лабораторийн нөхцөлд бром, иодыг ижил аргаар гаргаж авдаг: хүчиллэг орчинд бромид эсвэл иодид дээр манганы (IV) оксидын үйлчлэлээр, жишээ нь:
MnO 2 +2KBr+2H 2 SO 4 =MnSO 4 +Br 2 +K 2 SO 4 +2H 2 O
Галогенийн физик шинж чанар
Цөмийн цэнэг фтороос иод хүртэл нэмэгдэхийн хэрээр хайлах болон буцлах цэгүүд (Хүснэгт 15-ыг үз) болон цахилгаан дамжуулах чанар нэмэгддэг. Галоген нь хурц үнэртэй бөгөөд хортой байдаг. Тэд туйлын уусгагч, органик уусгагч (архи, бензол) -д муу уусдаг.
Хлор нь хурц үнэртэй шар-ногоон өнгөтэй хортой хий юм. Агаараас 2.5 дахин хүнд. Хлор нь амьсгалын замын цочролыг үүсгэдэг бөгөөд их хэмжээгээр амьсгалах нь амьсгал боогдох замаар үхэлд хүргэдэг. Байгалийн хлор нь хоёр изотоп агуулдаг - 35 17 Cl (75.53%) ба 37 17 Cl (24.47%).
Фтор нь маш хортой. Бром бол хүнд улаан хүрэн шингэн юм. Бромын уур нь хортой байдаг. Арьсанд хүрэхэд хүчтэй түлэгдэлт үүсгэдэг. Иод бол хар ягаан өнгийн хатуу бодис бөгөөд халах үед нил ягаан өнгийн уур үүсдэг бөгөөд энэ нь дахин хөргөхөд талст болж хувирдаг. Иодын сублимаци үүсдэг, i.e. хатуу бодисын ууршилт, шингэн төлөвийг алгасаж, уураас талст үүсэх.
Хүснэгт 15. Галоген дэд бүлгийн энгийн бодисын шинж чанар
