Галогенийн давстай химийн урвал. Галоген - Мэдлэгийн гипермаркет

Химийн сурах бичгээс галогенууд нь хүснэгтийн 17-р бүлгийн Менделеевийн үечилсэн системийн химийн элементүүдийг агуулдаг гэдгийг олон хүн мэддэг.

Грек хэлнээс төрсөн, гарал үүсэл гэж орчуулагдсан. Тэд бараг бүгдээрээ маш идэвхтэй байдаг тул цөөн хэдэн металл бус бодисыг эс тооцвол энгийн бодисуудтай хүчтэй урвалд ордог. Галоген гэж юу вэ, тэдгээрийн шинж чанарууд юу вэ?

-тай холбоотой

Галогенүүдийн жагсаалт

Галоген бол сайн исэлдүүлэгч бодис бөгөөд энэ шалтгааны улмаас байгальд тэдгээрийг зөвхөн зарим нэгдлүүдээс олж болно. Атомын тоо өндөр байх тусам энэ бүлгийн элементүүдийн химийн идэвхжил бага байдаг. Галоген бүлэгт дараахь элементүүд орно.

• хлор (Cl);
• фтор (F);
• иод (I);
• бром (Br);
• астатин (At).

Сүүлийнхийг Дубна хотод байрладаг Цөмийн судалгааны хүрээлэнд боловсруулсан. Фтор нь цайвар шар өнгөтэй хортой хий юм. Хлор нь бас хортой. Энэ бол цайвар ногоон өнгөтэй нэлээд хурц, тааламжгүй үнэртэй хий юм. Бром нь улаан хүрэн өнгөтэй бөгөөд үнэрлэх мэдрэмжинд хүртэл нөлөөлдөг хортой шингэн юм. Энэ нь маш дэгдэмхий шинж чанартай тул ампулыг хадгалдаг. Иод бол талстлаг, амархан шингэдэг, хар ягаан өнгөтэй бодис юм. Астатин нь цацраг идэвхт, болор өнгөтэй: хар хөх өнгөтэй, хагас задралын хугацаа 8.1 цаг байна.

Галогенийн өндөр исэлдэлтийн идэвхжил нь фтороос иод хүртэл буурдаг. Түүний ах дүүсийн хамгийн идэвхтэй нь фтор юм ямар ч металлтай урвалд орж давс үүсгэх чадвартай, тэдгээрийн зарим нь аяндаа гал авалцаж, асар их хэмжээний дулаан ялгаруулдаг. Халаахгүйгээр энэ элемент бараг бүх металл бус бодисуудтай урвалд ордог, урвал нь тодорхой хэмжээний дулаан ялгарах (экзотермик) дагалддаг.

Фтор нь инертийн хийтэй харилцан үйлчлэлцэж, цацрагаар цацагддаг (Xe + F 2 = XeF 2 + 152 кЖ). Халах үед фтор нь бусад галогенд нөлөөлж, исэлдүүлдэг. Томъёо нь: Хлор, бром, иод, астатины хагас F исэлдэлтийн төлөв нь + 1-тэй тэнцүү байх тохиолдолд Hal = Cl, Br, I, At, Hal 2 + F 2 = 2HalF байна.

Фтор нь нарийн төвөгтэй бодисуудтай маш хүчтэй харилцан үйлчилдэг. Үүний үр дагавар нь усны исэлдэлт юм. Энэ тохиолдолд тэсрэх урвал явагдах бөгөөд үүнийг 3F 2 + ZH 2 O = OF 2 + 4HF + H 2 O 2 томъёогоор товч бичнэ.

Хлор

Чөлөөт хлорын идэвхжил нь фтороос арай бага боловч урвалд орох чадвар сайтай. Энэ нь хүчилтөрөгч, азот, инертийн хий хэлбэрээр ховор тохиолдлыг эс тооцвол олон энгийн бодисуудтай харьцах үед тохиолдож болно. Тэр нарийн төвөгтэй бодисуудтай хүчтэй урвалд орж болно, орлуулах урвалыг бий болгох, нүүрсустөрөгч нэмэх шинж чанар нь хлорт мөн адил байдаг. Халах үед бром эсвэл иодыг устөрөгч эсвэл металлын нэгдлээс нүүлгэн шилжүүлдэг.

Энэ элемент нь устөрөгчтэй өвөрмөц харилцаатай байдаг. Өрөөний температурт, гэрэлд өртөхгүйгээр хлор нь энэ хийд ямар ч байдлаар хариу үйлдэл үзүүлэхгүй, харин халаах эсвэл гэрэл рүү чиглүүлэх үед тэсрэх гинжин урвал үүснэ. Томъёог доор өгөв.

Cl2+ hν → 2Cl, Cl + H2 → HCl + H, H + Cl2 → HCl + Cl, Cl + H2 → HCl + H гэх мэт.

Фотонууд нь өдөөгдсөн үед Cl 2 молекулуудыг атом болгон задалж, гинжин урвал үүсч, дараагийн шатны эхлэлийг эхлүүлдэг шинэ бөөмс гарч ирдэг. Химийн түүхэнд энэ үзэгдлийг судалсан байдаг. Оросын химич, Нобелийн шагналт Н.Н.Семенов. 1956 онд тэрээр фотохимийн гинжин урвалыг судалж, шинжлэх ухаанд асар их хувь нэмэр оруулсан.

Хлор нь олон нарийн төвөгтэй бодисуудтай урвалд ордог бөгөөд эдгээр нь орлуулах, нэмэх урвал юм. Энэ нь усанд сайн уусдаг.

Cl 2 + H 2 O = HCl + HClO - 25 кЖ.

Шүлттэй бол халах үед хлор болно пропорциональ бус.

Бром, иод, астатин

Бромын химийн идэвхжил нь дээр дурдсан фтор эсвэл хлороос арай бага боловч нэлээд өндөр байдаг. Бромыг ихэвчлэн шингэн хэлбэрээр хэрэглэдэг. Энэ нь хлор шиг усанд маш сайн уусдаг. Үүнтэй хамт хэсэгчилсэн урвал явагддаг бөгөөд энэ нь "бромын ус" авах боломжийг олгодог.

Иодын химийн идэвхжил нь энэ цувралын бусад төлөөлөгчдөөс мэдэгдэхүйц ялгаатай юм. Энэ нь бараг металл бустай харьцдаггүй, харин түүнтэй харьцдаг Металлын хувьд урвал маш удаан бөгөөд зөвхөн халах үед явагддаг. Энэ тохиолдолд их хэмжээний дулаан шингээлт үүсдэг (эндотермик урвал), энэ нь маш их буцаах чадвартай байдаг. Түүнээс гадна Иодыг ямар ч байдлаар усанд уусгах боломжгүй, энэ нь халаалттай байсан ч хүрэх боломжгүй тул "иодтой ус" байгальд байдаггүй. Иодыг зөвхөн иодын уусмалд уусгаж болно. Энэ тохиолдолд нарийн төвөгтэй анионууд үүсдэг. Анагаах ухаанд энэ нэгдлийг Люголын уусмал гэж нэрлэдэг.

Астатин нь метал ба устөрөгчтэй урвалд ордог. Галогенүүдийн цувралд химийн идэвхжил нь фтороос астатины чиглэлд буурдаг. F - At цувралын галоген бүр нь металл эсвэл устөрөгчтэй нэгдлээс дараагийн элементүүдийг нүүлгэн шилжүүлэх чадвартай. Астатин бол эдгээр элементүүдээс хамгийн идэвхгүй нь юм. Гэхдээ энэ нь металуудтай харилцан үйлчлэлцдэгээрээ онцлог юм.

Өргөдөл

Хими нь бидний амьдралд хүчтэй нэвтэрч, бүх салбарт нэвтэрч байна. Хүн галоген, түүнчлэн түүний нэгдлүүдийг өөрийн ашиг тусын тулд ашиглаж сурсан. Галогенийн биологийн ач холбогдол нь маргаангүй юм. Тэдний хэрэглээний талбар нь өөр өөр байдаг:

• эм;
• фармакологи;
• төрөл бүрийн хуванцар, будаг гэх мэт үйлдвэрлэл;
• Хөдөө аж ахуй.

Байгалийн нэгдэл криолитоос химийн томъёо нь дараах байдалтай байна: Na3AlF6. хөнгөн цагаан. Фторын нэгдлүүдийг үйлдвэрлэлд өргөн ашигладаг шүдний оо. Фтор нь шүд цоорох өвчнөөс урьдчилан сэргийлэхэд тусалдаг. Иодын согтууруулах ундааны хандмал хэрэглэдэг шархыг халдваргүйжүүлэх, халдваргүйжүүлэх зориулалттай.

Хлор нь бидний амьдралд хамгийн өргөн тархсан хэрэглээг олсон. Түүний хэрэглээний хамрах хүрээ нь нэлээд олон янз байдаг. Хэрэглэх жишээ:

1. Хуванцар үйлдвэрлэл.
2. Давсны хүчил олж авах.
3. Синтетик утас, уусгагч, резин гэх мэт үйлдвэрлэл.
4. Даавуу (маалинган даавуу, хөвөн), цаасыг цайруулах.
5. Ундны усыг халдваргүйжүүлэх. Гэхдээ хлорыг хэрэглэх нь хүний ​​биед хортой тул озоныг энэ зорилгоор ашиглах нь улам бүр нэмэгдсээр байна.
6. Байшингийн халдваргүйжүүлэлт

Галоген бол маш хортой бодис гэдгийг санах нь зүйтэй. Энэ шинж чанар нь фторын хувьд ялангуяа тод илэрдэг. Галоген нь амьсгал боогдох, амьсгалын замын цочрол, биологийн эдийг гэмтээж болно.

Хлорын уур нь маш аюултай бөгөөд бага зэргийн үнэртэй, өндөр концентрацитай үед мэдрэгддэг фторын аэрозоль юм. Хүн амьсгал боогдох нөлөөг мэдэрч болно. Ийм холболттой ажиллахдаа урьдчилан сэргийлэх арга хэмжээ авах шаардлагатай.

Галоген үйлдвэрлэх арга нь нарийн төвөгтэй бөгөөд олон янз байдаг. Аж үйлдвэрийн хувьд үүнийг хатуу дагаж мөрддөг тодорхой шаардлагад ханддаг.

Элементүүдийн хими

VIIA дэд бүлгийн металл бус

VIIA дэд бүлгийн элементүүд нь ердийн металл бус өндөртэй байдаг

цахилгаан сөрөг чанар, тэдгээр нь "галоген" гэсэн бүлгийн нэртэй байдаг.

Лекцэнд дурдсан гол асуудлууд

VIIA дэд бүлгийн металл бус металлын ерөнхий шинж чанар. Электрон бүтэц, атомын хамгийн чухал шинж чанарууд. Хамгийн онцлог шинж чанар нь

исэлдэлтийн торгууль. Галогенийн химийн онцлог.

Энгийн бодисууд.

Байгалийн нэгдлүүд.

Галоген нэгдлүүд

Гидрогалын хүчил ба тэдгээрийн давс. Давс ба фторын хүчил

оролт, баримт болон өргөдөл.

Галидын цогцолборууд.

Галогенийн хоёртын хүчилтөрөгчийн нэгдлүүд. Тогтворгүй байдал ойролцоогоор.

Энгийн бодисуудын исэлдэлтийн шинж чанар ба хамтын

нэгдлүүд. Пропорциональ бус урвал. Латимер диаграммууд.

Гүйцэтгэгч:

Үйл явдлын дугаар

VIIA дэд бүлгийн элементүүдийн хими

ерөнхий шинж чанар

							Манган
							Технециум

VIIA-бүлэг нь p-элементүүдээр үүсгэгддэг: фтор F, хлор

Cl, бром Br, иод I, астатин Ат.

Валент электронуудын ерөнхий томъёо нь ns 2 np 5 юм.

VIIA бүлгийн бүх элементүүд нь ердийн металл биш юм.

							Хуваарилалтаас нь харж болно
							валентын электронууд
атомын тойрог замын дагуу						зөвхөн нэг электрон дутуу байна

тогтвортой найман электрон бүрхүүл үүсгэх

хайрцагнууд, ийм учраас тэдэнд байдаггэсэн хандлага хүчтэй байна

электрон нэмэх.

Бүх элементүүд нь энгийн нэг цэнэгийг амархан үүсгэдэг

ny анионууд G – .

Энгийн анион хэлбэрээр VIIA бүлгийн элементүүд нь байгалийн ус, байгалийн давсны талстуудад байдаг, жишээлбэл, галит NaCl, силвит KCl, флюорит.

CaF2.

Элементүүдийн ерөнхий бүлгийн нэр VIIA-

"галоген" бүлэг, өөрөөр хэлбэл "давс төрүүлдэг" нь тэдний металлтай нэгдлүүдийн ихэнх нь урьдчилан сэргийлэх чадвартай байдагтай холбоотой юм.

нь ердийн давс (CaF2, NaCl, MgBr2, KI) юм

шууд харилцан үйлчлэлээр олж авах боломжтой

металлын галогентэй харилцан үйлчлэл. Чөлөөт галогенийг байгалийн давснаас гаргаж авдаг тул "галоген" гэсэн нэрийг мөн "давсаас үүссэн" гэж орчуулдаг.

Гүйцэтгэгч:

Үйл явдлын дугаар

Исэлдэлтийн хамгийн бага төлөв (-1) нь хамгийн тогтвортой байдаг

бүх галогенүүдийн хувьд.

VIIA бүлгийн элементүүдийн атомуудын зарим шинж чанарыг энд өгөв

VIIA бүлгийн элементүүдийн атомуудын хамгийн чухал шинж чанарууд

		Хамаатан садан-		Ойр дотно байдал
		цахилгаан
		сөрөг	ионжуулалт,
		байх (дээр
		Санал асуулга)
						тоо нэмэгдэх
						электрон давхарга;
						хэмжээ нэмэгдэх
						цахилгааны бууралт
						гурвалсан сөрөг

Галоген нь электроны өндөр харьцаатай байдаг (хамгийн ихдээ

Cl) ба маш өндөр иончлолын энерги (F үед хамгийн их) ба хамгийн их

үе бүрт боломжит электрон сөрөг . Фтор нь хамгийн их байдаг

бүх химийн элементүүдийн электрон сөрөг .

Галоген атомуудад нэг хосгүй электрон байгаа эсэхийг тодорхойлдог

энгийн бодис дахь атомуудыг хоёр атомт молекул болгон нэгтгэхийг илэрхийлнэ Г2.

Энгийн бодисын хувьд галоген бол исэлдүүлэгч бодис юм

шинж чанарууд нь F2-д хамгийн хүчтэй бөгөөд I2-д шилжих үед сулардаг.

Галоген нь бүх металл бус элементүүдээс хамгийн их урвалд ордог. Галогенүүдийн дунд ч гэсэн фтор ялгардаг

маш өндөр идэвхжилтэй.

Хоёр дахь үеийн элемент болох фтор нь нөгөөгөөсөө эрс ялгаатай

дэд бүлгийн бусад элементүүд. Энэ бол бүх металл бус металлын ерөнхий загвар юм.

Гүйцэтгэгч:

Үйл явдлын дугаар

Фтор нь хамгийн электрон сөрөг элемент юм. секс үзүүлэхгүй

суурин исэлдэлтийн төлөв. Ямар ч тохиолдолд, тэр дундаа ки-

хүчилтөрөгч, фтор исэлдэлтийн төлөвт байна (-1).

Бусад бүх галогенууд эерэг исэлдэлтийн зэрэгтэй байдаг

leniya дээд тал нь +7 хүртэл.

Галогенийн хамгийн онцлог исэлдэлтийн төлөвүүд:

F: -1, 0;

Cl, Br, I: -1, 0, +1, +3, +5, +7.

Cl нь исэлдэлтийн төлөвт олддог оксидыг мэддэг: +4 ба +6.

Хамгийн чухал галоген нэгдлүүд, эерэг төлөвт,

Исэлдэлтийн торгууль нь хүчилтөрөгч агуулсан хүчил ба тэдгээрийн давс юм.

Эерэг исэлдэлтийн төлөвт байгаа бүх галоген нэгдлүүд байна

хүчтэй исэлдүүлэгч бодис юм.

исэлдэлтийн аймшигтай зэрэг.Шүлтлэг орчин нь пропорциональ бус байдлыг өдөөдөг.

Энгийн бодис ба хүчилтөрөгчийн нэгдлүүдийн практик хэрэглээ

Галогенийн бууралт нь голчлон тэдгээрийн исэлдүүлэх нөлөөтэй холбоотой байдаг.

Хамгийн энгийн бодис болох Cl2 нь хамгийн өргөн практик хэрэглээг олдог.

ба F2. Хамгийн их хлор, фторыг үйлдвэрт хэрэглэдэг

органик синтез: хуванцар, хөргөгч, уусгагч үйлдвэрлэлд,

пестицид, эм. Их хэмжээний хлор, иодыг металл олж авах, цэвэршүүлэхэд ашигладаг. Хлорыг бас ашигладаг

целлюлозыг цайруулах, ундны усыг халдваргүйжүүлэх, үйлдвэрлэлд

цайруулагч ба давсны хүчлийн ус. Оксо хүчлийн давсыг тэсрэх бодис үйлдвэрлэхэд ашигладаг.

Гүйцэтгэгч:

Үйл явдлын дугаар

Хүчилүүд - давсны болон хайлсан хүчил - практикт өргөн хэрэглэгддэг.

Фтор ба хлор нь хамгийн түгээмэл хорин элементийн нэг юм

Тэнд байгальд бром, иод хамаагүй бага байдаг. Бүх галогенууд байгальд исэлдэлтийн төлөвт байдаг(-1). Зөвхөн иод нь KIO3 давс хэлбэрээр үүсдэг.

Энэ нь Чилийн хужир (KNO3) хольцын найрлагад ордог.

Астатин бол зохиомлоор үйлдвэрлэсэн цацраг идэвхт элемент (энэ нь байгальд байдаггүй). Ат-ийн тогтворгүй байдал нь Грекээс гаралтай нэрэнд тусгагдсан байдаг. "астатос" - "тогтворгүй". Астатин нь хорт хавдрын туяа эмчилгээний тохиромжтой ялгаруулагч юм.

Энгийн бодисууд

Галогенийн энгийн бодисууд нь хоёр атомт G2 молекулуудаар үүсгэгддэг.

Энгийн бодисуудад F2-ээс I2 руу шилжих явцад электронуудын тоо нэмэгддэг

сэнтийн давхаргууд болон атомын туйлшрал нэмэгдэж, нэмэгдэж байна

молекул хоорондын харилцан үйлчлэл нь агрегатуудын харилцан үйлчлэлийг өөрчлөхөд хүргэдэг.

стандарт нөхцөлд зогсож байна.

Фтор (хэвийн нөхцөлд) нь шаргал хий бөгөөд -181oС-т болж хувирдаг

шингэн төлөв.

Хлор нь -34oС-т шингэн болж хувирдаг шар-ногоон хий юм.

Cl гэдэг нэр нь үүнтэй холбоотой бөгөөд энэ нь Грекийн "chloros" - "шар-" гэсэн үгнээс гаралтай.

ногоон". F2-тэй харьцуулахад Cl2-ийн буцалгах цэгийн огцом өсөлт,

молекул хоорондын харилцан үйлчлэл нэмэгдэж байгааг харуулж байна.

Бром нь хар улаан, маш тогтворгүй шингэн бөгөөд 58.8 хэмд буцалгана.

элементийн нэр нь хийн хурц эвгүй үнэртэй холбоотой бөгөөд үүнээс гаралтай

"бромос" - "үнэртэй".

Иод - бүдэг "металл" бүхий хар ягаан талстууд

халах үед амархан шингэж, нил ягаан уур үүсгэдэг бөөгнөрөл;

хурдан хөргөлттэй

114oС хүртэл уур

шингэн үүсдэг. Температур

Гүйцэтгэгч:

Үйл явдлын дугаар

Иодын буцалгах цэг нь 183 ° C. Түүний нэр нь иодын уурын өнгөнөөс гаралтай.

"иодос" - "ягаан".

Бүх энгийн бодисууд нь хурц үнэртэй бөгөөд хортой байдаг.

Тэдний уураар амьсгалах нь салст бүрхэвч, амьсгалын замын эрхтнүүдийг цочроох, өндөр концентрацитай үед амьсгал боогдоход хүргэдэг. Дэлхийн нэгдүгээр дайны үед хлорыг хортой бодис болгон ашиглаж байжээ.

Фторын хий, шингэн бром нь арьсны түлэгдэлт үүсгэдэг. Ха-тай ажиллах

Тиймээс урьдчилан сэргийлэх арга хэмжээ авах хэрэгтэй.

Галогенийн энгийн бодисууд нь туйлт бус молекулуудаас үүсдэг

хөргөнө, тэдгээр нь туйлшралгүй органик уусгагчид сайн уусдаг:

спирт, бензол, дөрвөн хлорт нүүрстөрөгч гэх мэт Хлор, бром, иод нь усанд маш бага уусдаг бөгөөд тэдгээрийн усан уусмалыг хлор, бром, иодын ус гэж нэрлэдэг. Br2 нь бусадтай харьцуулахад илүү сайн уусдаг, бромын агууламж нь ханасан.

Уусмал нь 0.2 моль/л, хлор 0.1 моль/л хүрдэг.

Фтор нь усыг задалдаг:

2F2 + 2H2 O = O2 + 4HF

Галоген нь исэлдэлтийн өндөр идэвхжил, шилжилтийг харуулдаг

галидын анион болгон хувиргана.

Г2 + 2e–  2Г–

Фтор нь ялангуяа өндөр исэлдэлтийн идэвхжилтэй байдаг. Фтор нь үнэт металлыг исэлдүүлдэг (Au, Pt).

Pt + 3F2 = PtF6

Тэр ч байтугай зарим идэвхгүй хийтэй (криптон,

ксенон ба радон), жишээлбэл,

Xe + 2F2 = XeF4

Маш тогтвортой олон нэгдлүүд F2 агаар мандалд шатдаг, жишээлбэл.

ус, кварц (SiO2).

SiO2 + 2F2 = SiF4 + O2

Гүйцэтгэгч:

Үйл явдлын дугаар

Фтор, тэр ч байтугай азот, хүхэр зэрэг хүчтэй исэлдүүлэгч бодисуудтай урвалд ордог

Ник хүчил нь бууруулагчийн үүрэг гүйцэтгэдэг бол фтор нь орцыг исэлдүүлдэг

найрлагад нь O(–2) агуулагддаг.

2HNO3 + 4F2 = 2NF3 + 2HF + 3O2 H2 SO4 + 4F2 = SF6 + 2HF + 2O2

F2-ийн өндөр реактив байдал нь тохируулагчийг сонгоход хүндрэл учруулдаг.

түүнтэй ажиллахад зориулсан бүтцийн материал. Ихэвчлэн бид эдгээр зорилгоор ашигладаг

Никель, зэс байдаг бөгөөд тэдгээр нь исэлдэх үед гадаргуу дээр фторидын өтгөн хамгаалалтын хальс үүсгэдэг. F нэр нь түүний түрэмгий үйлдлээс үүдэлтэй.

Би иддэг, энэ нь Грекээс гаралтай. "флюрос" - "сүйтгэх".

F2, Cl2, Br2, I2 цувралд исэлдүүлэх чадвар нь ихэссэнээс болж сулардаг.

атомын хэмжээг нэмэгдүүлж, цахилгаан сөрөг чанарыг бууруулдаг.

Усан уусмалд бодисын исэлдэлтийн болон бууруулагч шинж чанар

Бодисыг ихэвчлэн электродын потенциалыг ашиглан тодорхойлдог. Хүснэгтэнд бууралтын хагас урвалын стандарт электродын потенциалыг (Eo, V) харуулав

галоген үүсэх. Харьцуулбал, ki-д зориулсан Eo утга

нүүрстөрөгч нь хамгийн түгээмэл исэлдүүлэгч бодис юм.

Энгийн галоген бодисын стандарт электродын потенциал

Эо, В, хариу үйлдэл үзүүлэх

O2 + 4e– + 4H+  2H2 O

Эо, В

электродын хувьд

2Г– +2е – = Г2

Исэлдэлтийн идэвхийг бууруулсан

Хүснэгтээс харж болно. F2 нь илүү хүчтэй исэлдүүлэгч бодис юм.

O2-ээс илүү байдаг тул F2 нь усан уусмалд байдаггүй , энэ нь усыг исэлдүүлдэг,

F- хүртэл сэргэж байна. Eо утгаас харахад Cl2-ийн исэлдүүлэх чадвар

Гүйцэтгэгч:

Үйл явдлын дугаар

мөн O2-ээс өндөр байна. Үнэн хэрэгтээ хлорын усыг удаан хугацаагаар хадгалахад хүчилтөрөгч ялгарч, HCl үүсэх замаар задардаг. Гэхдээ урвал удаан байдаг (Cl2 молекул нь F2 молекулаас мэдэгдэхүйц хүчтэй бөгөөд

хлортой урвалын идэвхжүүлэх энерги нь илүү өндөр байдаг)

хуваах:

Cl2 + H2 O  HCl + HOCl

Усанд энэ нь төгсгөлд хүрдэггүй (K = 3.9 . 10-4), тиймээс Cl2 нь усан уусмалд байдаг. Br2 ба I2 нь усанд илүү тогтвортой байдгаараа онцлог юм.

Пропорциональ бус байдал нь маш онцлог исэлдэлт юм

галогенийг бууруулах урвал. Олшруулалтын пропорциональ бус байдал

шүлтлэг орчинд цутгадаг.

Шүлт дэх Cl2-ийн тэнцвэргүй байдал нь анион үүсэхэд хүргэдэг

Cl- ба ClO-. Пропорциональ бус тогтмол нь 7.5 байна. 1015.

Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H2O

Шүлт дэх иодыг тэнцвэргүй болгох үед I- ба IO3- үүсдэг. Ана-

Логикийн хувьд Br2 нь иодыг пропорциональ болгодог. Бүтээгдэхүүний өөрчлөлт нь пропорциональ биш юм

үндэстэн нь Br болон I дахь GO– ба GO2– анионууд тогтворгүй байдагтай холбоотой.

Хлорын тэнцвэргүй байдлын урвалыг үйлдвэрлэлийн салбарт ашигладаг

хүчтэй, хурдан ажилладаг гипохлоритын исэлдүүлэгчийг олж авах чадвар;

цайруулах шохой, бертолет давс.

3Cl2 + 6 KOH = 5KCl + KClO3 + 3H2 O

Гүйцэтгэгч:

Үйл явдлын дугаар

Галогенийн металлуудтай харилцан үйлчлэл

Галоген нь олон металлтай хүчтэй урвалд ордог, жишээлбэл:

Mg + Cl2 = MgCl2 Ti + 2I2  TiI4

Na + галогенид, үүнд метал нь исэлдэлтийн төлөв багатай (+1, +2),

- Эдгээр нь ионы холбоо давамгайлсан давстай төстэй нэгдлүүд юм. Яаж

ионы галогенид нь хайлах температур өндөртэй хатуу бодис юм

Металл нь өндөр исэлдэлттэй байдаг металл галидууд

ионууд нь голчлон ковалент холбоо бүхий нэгдлүүд юм.

Тэдгээрийн ихэнх нь ердийн нөхцөлд хий, шингэн эсвэл хайлдаг хатуу бодис юм. Жишээлбэл, WF6 нь хий, MoF6 нь шингэн,

TiCl4 нь шингэн юм.

Галоген ба металл бус харилцан үйлчлэл

Галоген нь олон металл бус бодисуудтай шууд харьцдаг:

устөрөгч, фосфор, хүхэр гэх мэт Жишээ нь:

H2 + Cl2 = 2HCl 2P + 3Br2 = 2PBr3 S + 3F2 = SF6

Төмөр бус галидын холбоо нь ихэвчлэн ковалент шинж чанартай байдаг.

Ихэвчлэн эдгээр нэгдлүүд нь бага хайлах, буцалгах цэгтэй байдаг.

Фтороос иод руу шилжих үед галидын ковалент шинж чанар нэмэгддэг.

Ердийн металл бусын ковалент галогенид нь хүчиллэг нэгдлүүд юм; устай харьцахдаа гидролиз болж хүчил үүсгэдэг. Жишээлбэл:

PBr3 + 3H2 O = 3HBr + H3 PO3

PI3 + 3H2 O = 3HI + H3 PO3

PCl5 + 4H2 O = 5HCl + H3 PO4

Гүйцэтгэгч:

Үйл явдлын дугаар

Эхний хоёр урвалыг бром ба устөрөгчийн иодид үйлдвэрлэхэд ашигладаг.

noic хүчил.

Интергалидууд. Галогенууд бие биетэйгээ нийлж нэгдмэл бодис үүсгэдэг.

хүргэдэг. Эдгээр нэгдлүүдийн хувьд хөнгөн, илүү цахилгаан сөрөг галоген нь (-1) исэлдэлтийн төлөвт, хүнд нь эерэг төлөвт байна.

исэлдэлтийн торгууль.

Халаалтын үед галогенүүдийн шууд харилцан үйлчлэлийн улмаас дараахь зүйлийг олж авна: ClF, BrF, BrCl, ICl. Илүү төвөгтэй интергалидууд бас байдаг:

ClF3, BrF3, BrF5, IF5, IF7, ICl3.

Хэвийн нөхцөлд байгаа бүх интергалидууд нь буцалгах цэг багатай шингэн бодис юм. Интергалидууд нь исэлдэлтийн өндөр идэвхжилтэй байдаг

үйл ажиллагаа. Жишээлбэл, SiO2, Al2 O3, MgO гэх мэт химийн тогтвортой бодисууд ClF3 ууранд шатдаг.

2Al2 O3 + 4ClF3 = 4 AlF3 + 3O2 + 2Cl2

Fluoride ClF 3 нь хурдан үйлчилдэг түрэмгий фторжуулагч урвалж юм

талбай F2. Энэ нь органик синтез болон фтортой ажиллах никель төхөөрөмжийн гадаргуу дээр хамгаалалтын хальс авахад ашиглагддаг.

Усанд интергалидууд гидролиз болж хүчил үүсгэдэг. Жишээлбэл,

ClF5 + 3H2 O = HClO3 + 5HF

Байгаль дахь галоген. Энгийн бодисыг олж авах

Аж үйлдвэрт галогенийг байгалийн нэгдлүүдээс нь гаргаж авдаг. Бүгд

Чөлөөт галоген авах үйл явц нь галогенийг исэлдүүлэхэд суурилдаг

Нид ионууд.

2Г –  Г2 + 2e–

Байгалийн усанд их хэмжээний галогенууд анион хэлбэрээр байдаг: Cl-, F-, Br-, I-. Далайн ус 2.5% хүртэл NaCl агуулж болно.

Бром, иодыг газрын тосны худгийн ус, далайн уснаас гаргаж авдаг.

Гүйцэтгэгч:

Үйл явдлын дугаар

Галогенийн дэд бүлэг нь фтор, хлор, бром, иод гэсэн элементүүдээс бүрдэнэ.

Галогенийн гадаад валентын давхаргын электрон тохиргоо нь фтор, хлор, бром, иодынх юм). Ийм цахим тохиргоо нь галогенийн ердийн исэлдүүлэх шинж чанарыг тодорхойлдог - бүх галогенууд электрон авах чадвартай байдаг ч иод руу шилжих үед галогенийн исэлдүүлэх чадвар сулардаг.

Ердийн нөхцөлд галогенууд нь ковалент холбоо бүхий хоёр атомт молекулуудаас бүрдэх энгийн бодис хэлбэрээр байдаг. Галогенийн физик шинж чанар нь ихээхэн ялгаатай: жишээлбэл, ердийн нөхцөлд фтор нь шингэрүүлэхэд хэцүү хий, хлор нь мөн хий боловч амархан шингэрдэг, бром нь шингэн, иод нь хатуу байдаг.

Галогенийн химийн шинж чанар.

Бусад бүх галогенээс ялгаатай нь фтор нь бүх нэгдлүүдийн хувьд зөвхөн нэг исэлдэлтийн төлөвийг харуулдаг бөгөөд хувьсах валентыг харуулдаггүй. Бусад галогенүүдийн хувьд хамгийн онцлог исэлдэлтийн төлөв нь 1- боловч гаднах түвшинд чөлөөт орбиталууд байдаг тул валентийн электронуудын хэсэгчилсэн эсвэл бүрэн хосолсоны улмаас тэдгээр нь бусад сондгой исэлдэлтийн төлөвийг харуулж чаддаг.

Фтор нь хамгийн их идэвхжилтэй байдаг. Ихэнх металлууд өрөөний температурт ч гэсэн түүний агаар мандалд гал авалцаж, их хэмжээний дулаан ялгаруулдаг, жишээлбэл:

Халаахгүйгээр фтор нь олон металл бус бодисуудтай (устөрөгч - дээрээс харна уу) урвалд ордог бөгөөд мөн их хэмжээний дулаан ялгаруулдаг.

Халах үед фтор нь бусад бүх галогенийг дараах схемийн дагуу исэлдүүлдэг.

Энд , мөн нэгдлүүдэд хлор, бром, иодын исэлдэлтийн төлөв тэнцүү байна.

Эцэст нь, цацраг туяагаар фтор нь идэвхгүй хийтэй ч гэсэн урвалд ордог.

Фторын нарийн төвөгтэй бодисуудтай харилцан үйлчлэл нь маш хүчтэй явагддаг. Тиймээс, энэ нь усыг исэлдүүлдэг бөгөөд урвал нь тэсрэх шинж чанартай байдаг.

Чөлөөт хлор нь маш идэвхтэй боловч фторынхоос бага байдаг. Энэ нь хүчилтөрөгч, азот, үнэт хийнээс бусад бүх энгийн бодисуудтай шууд урвалд ордог, жишээлбэл:

Эдгээр урвалын хувьд бусад бүх урвалын хувьд тэдгээрийн үүсэх нөхцөл нь маш чухал юм. Тиймээс өрөөний температурт хлор нь устөрөгчтэй урвалд ордоггүй; халах үед энэ урвал явагддаг боловч маш их буцах чадвартай болж, хүчтэй цацраг туяагаар гинжин механизмаар эргэлт буцалтгүй (дэлбэрэлтээр) явагддаг.

Хлор нь олон нарийн төвөгтэй бодисуудтай урвалд ордог, жишээлбэл, нүүрсустөрөгчийг орлуулах, нэмэх.

Хлор нь чадвартай халаахад бром эсвэл иодыг устөрөгч эсвэл металлын нэгдлээс нь зайлуулна.

мөн устай урвуу урвалд ордог:

Хлор нь усанд уусч, түүнтэй хэсэгчлэн урвалд орж, дээр дурдсанчлан хлорын ус гэж нэрлэгддэг бодисын тэнцвэрт хольцыг үүсгэдэг.

Сүүлийн тэгшитгэлийн зүүн талд байгаа хлор нь 0-ийн исэлдэлтийн төлөвтэй болохыг анхаарна уу. Урвалын үр дүнд зарим хлорын атомын исэлдэлтийн төлөв 1- (ин), бусад нь (гипохлорт хүчилд) болсон. Энэ урвал нь өөрийгөө исэлдэх-өөрийгөө бууруулах урвал буюу пропорциональ бус байдлын жишээ юм.

Хлор нь шүлтүүдтэй ижил аргаар урвалд орж (пропорциональ бус) болно гэдгийг санацгаая (§ 8 дахь "Үндэс" хэсгийг үзнэ үү).

Бромын химийн идэвхжил нь фтор, хлороос бага боловч бромыг ихэвчлэн шингэн төлөвт ашигладаг тул түүний анхны концентраци нь хлорынхоос их байдаг тул нэлээд өндөр хэвээр байна. "Зөөлөн" урвалж болох бром нь органик химийн салбарт өргөн хэрэглэгддэг.

Бром нь хлорын нэгэн адил усанд уусдаг бөгөөд түүнтэй хэсэгчлэн урвалд орж "бромын ус" гэж нэрлэгддэг бол иод нь усанд бараг уусдаггүй бөгөөд халсан ч исэлдүүлэх чадваргүй гэдгийг анхаарна уу; Ийм учраас "иодтой ус" байдаггүй.

Галоген үйлдвэрлэх.

Фтор ба хлорыг үйлдвэрлэх хамгийн түгээмэл технологийн арга бол хайлсан давсны электролиз юм (§ 7-г үзнэ үү). Үйлдвэрийн бром, иодыг ихэвчлэн химийн аргаар олж авдаг.

Лабораторид хлорыг давсны хүчил дээр янз бүрийн исэлдүүлэгч бодисын нөлөөгөөр гаргаж авдаг, жишээлбэл:

Исэлдэлтийг калийн перманганатаар илүү үр дүнтэй гүйцэтгэдэг - § 8 дахь "Хүчил" хэсгийг үзнэ үү.

Устөрөгчийн галид ба гидрогал хүчил.

Бүх галоген устөрөгч нь хэвийн нөхцөлд хий хэлбэртэй байдаг. Тэдний молекулуудад явагддаг химийн холбоо нь туйлын ковалент бөгөөд бондын туйлшрал нь цуваагаар буурдаг. Энэ цувралд холболтын хүч ч бас буурдаг. Тэдгээрийн туйлшралын улмаас галоген устөрөгчөөс ялгаатай нь бүх галоген устөрөгч нь усанд уусдаг. Тиймээс тасалгааны температурт 1 эзэлхүүнтэй усанд 400 орчим боть, 400 орчим эзэлхүүнийг уусгаж болно.

Устөрөгчийн галидыг усанд уусгахад тэдгээр нь ионуудад задарч, харгалзах гидрогалидын хүчлүүдийн уусмал үүсдэг. Түүнээс гадна, татан буулгах үед HCI бараг бүрэн задардаг тул үүссэн хүчил нь хүчтэй гэж тооцогддог. Үүний эсрэгээр фторын хүчил сул байдаг. Энэ нь тэдний хооронд устөрөгчийн холбоо үүссэнтэй холбоотой HF молекулуудын холбоогоор тайлбарлагддаг. Тиймээс хүчлийн хүч нь HI-ээс HF хүртэл буурдаг.

Устөрөгчийн хүчлийн сөрөг ионууд нь зөвхөн бууруулагч шинж чанартай байдаг тул эдгээр хүчлүүд нь металуудтай харилцан үйлчлэхэд сүүлийнх нь исэлдэлт нь зөвхөн ионуудын нөлөөгөөр явагддаг.Иймээс хүчил нь зөвхөн устөрөгчийн зүүн талд байрлах хүчдэлийн цуваа дахь металлуудтай урвалд ордог.

Ag ба Pb давсыг эс тооцвол бүх металлын галогенид нь усанд маш сайн уусдаг. Мөнгөний галидын уусах чадвар бага байгаа нь солилцооны урвалыг ашиглах боломжийг олгодог

харгалзах ионуудыг илрүүлэх чанарын хувьд. Урвалын үр дүнд AgCl нь цагаан тунадас, AgBr - шаргал цагаан, Agl - тод шар хэлбэрээр тунадас үүсгэдэг.

Бусад гидрогалын хүчлүүдээс ялгаатай нь фторын хүчил нь цахиур (IV) исэлтэй урвалд ордог.

Цахиурын исэл нь шилний нэг хэсэг тул фторын хүчил нь шилийг зэврүүлдэг тул лабораторид полиэтилен эсвэл тефлоноор хийсэн саванд хадгалагддаг.

Фтороос бусад бүх галоген нь эерэг исэлдэлтийн төлөвтэй нэгдлүүдийг үүсгэж болно. Эдгээр нэгдлүүдийн хамгийн чухал нь галоген төрлийн хүчилтөрөгч агуулсан хүчил ба тэдгээрийн холбогдох давс, ангидридууд юм.

Устөрөгчийн атом нь гадаад (болон зөвхөн) электрон 1-р түвшний электрон томьёотой с 1 . Нэг талаас гадна электрон түвшинд нэг электрон байгаагийн хувьд устөрөгчийн атом нь шүлтлэг металлын атомуудтай төстэй юм. Гэсэн хэдий ч галогенийн нэгэн адил гаднах электрон түвшинг дүүргэхийн тулд зөвхөн нэг электрон хэрэгтэй, учир нь эхний электрон түвшинд 2-оос илүүгүй электрон байж болно. Устөрөгчийг үечилсэн хүснэгтийн эхний ба эцсийн өмнөх (долоо дахь) бүлэгт нэгэн зэрэг байрлуулж болох бөгөөд үүнийг заримдаа үечилсэн хүснэгтийн янз бүрийн хувилбаруудад хийдэг.

Устөрөгчийг энгийн бодис болох шинж чанарын үүднээс авч үзвэл энэ нь галогентэй илүү нийтлэг байдаг. Устөрөгч нь галоген шиг металл бус бөгөөд тэдэнтэй адил хоёр атомт молекул (H 2) үүсгэдэг.

Хэвийн нөхцөлд устөрөгч нь хий, идэвхгүй бодис юм. Устөрөгчийн бага идэвхжил нь молекул дахь устөрөгчийн атомуудын хоорондох холбоо өндөр бат бэхтэй холбон тайлбарлаж байгаа бөгөөд үүнийг таслах нь хүчтэй халаалт эсвэл катализатор ашиглах эсвэл хоёуланг нь шаарддаг.

Устөрөгчийн энгийн бодисуудтай харилцан үйлчлэл

металлуудтай

Металлуудаас устөрөгч нь зөвхөн шүлтлэг ба шүлтлэг шороон металуудтай урвалд ордог! Шүлтлэг металлд I бүлгийн үндсэн дэд бүлгийн металууд (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr), шүлтлэг шороон металлуудад берилли, магни (Ca, Sr, Ba, Ра)

Идэвхтэй металлуудтай харьцахдаа устөрөгч нь исэлдүүлэх шинж чанарыг харуулдаг, өөрөөр хэлбэл. исэлдэлтийн түвшинг бууруулдаг. Энэ тохиолдолд ионы бүтэцтэй шүлтлэг ба шүлтлэг шороон металлын гидридүүд үүсдэг. Халаах үед урвал явагдана:

Идэвхтэй металлуудтай харилцан үйлчлэлцэх нь молекулын устөрөгч H2 нь исэлдүүлэгч бодис болох цорын ганц тохиолдол гэдгийг тэмдэглэх нь зүйтэй.

металл бус

Металл бус бодисуудаас устөрөгч нь зөвхөн нүүрстөрөгч, азот, хүчилтөрөгч, хүхэр, селен, галогентэй урвалд ордог!

Алмаз нь нүүрстөрөгчийн хэт идэвхгүй аллотропик өөрчлөлт учраас нүүрстөрөгчийг бал чулуу эсвэл аморф нүүрстөрөгч гэж ойлгох хэрэгтэй.

Металл бус бодисуудтай харьцахдаа устөрөгч нь зөвхөн бууруулагчийн үүргийг гүйцэтгэдэг, өөрөөр хэлбэл зөвхөн исэлдэлтийн төлөвийг нэмэгдүүлдэг.

Устөрөгчийн нарийн төвөгтэй бодисуудтай харилцан үйлчлэл

металлын ислүүдтэй

Устөрөгч нь хөнгөн цагаан (хамааруулсан) хүртэлх металлын үйл ажиллагааны цувралд багтдаг металлын ислүүдтэй урвалд ордоггүй боловч халах үед хөнгөн цагааны баруун талд олон металлын ислийг бууруулах чадвартай.

металл бус ислүүдтэй

Металл бус ислээс устөрөгч нь азот, галоген, нүүрстөрөгчийн исэлтэй халах үед урвалд ордог. Устөрөгчийн металл бус ислүүдтэй харилцан үйлчлэлийн бүх үйлдлээс ялангуяа нүүрстөрөгчийн дутуу ислийн CO-тай үзүүлэх урвал нь анхаарал татаж байна.

CO ба H2-ийн холимог нь өөрийн гэсэн нэртэй байдаг - "синтезийн хий" учир нөхцөл байдлаас хамааран метанол, формальдегид, тэр ч байтугай синтетик нүүрсустөрөгч зэрэг үйлдвэрлэлийн алдартай бүтээгдэхүүнийг авах боломжтой.

хүчилтэй

Устөрөгч нь органик бус хүчилтэй урвалд ордоггүй!

Органик хүчлүүдээс устөрөгч нь зөвхөн ханаагүй хүчил, түүнчлэн устөрөгчийг бууруулах чадвартай функциональ бүлгүүд, ялангуяа альдегид, кето эсвэл нитро бүлгүүдтэй урвалд ордог.

давстай

Давсны усан уусмалын хувьд устөрөгчтэй харилцан үйлчлэлцдэггүй. Гэсэн хэдий ч устөрөгчийг дунд болон бага идэвхжилтэй зарим металлын хатуу давсаар дамжих үед тэдгээрийг хэсэгчлэн эсвэл бүрэн бууруулах боломжтой, жишээлбэл:

Галогенийн химийн шинж чанар

Галоген нь VIIA бүлгийн химийн элементүүд (F, Cl, Br, I, At), түүнчлэн тэдгээрийн үүсгэсэн энгийн бодисууд юм. Текстэнд өөрөөр заагаагүй бол галогенийг энгийн бодис гэж ойлгох болно.

Бүх галогенууд нь молекулын бүтэцтэй байдаг бөгөөд энэ нь эдгээр бодисын бага хайлах, буцлах цэгийг тодорхойлдог. Галоген молекулууд нь хоёр атомт, i.e. Тэдний томъёог ерөнхий хэлбэрээр Hal 2 гэж бичиж болно.

Иодын чадвар гэх мэт өвөрмөц физик шинж чанарыг тэмдэглэх нь зүйтэй сублимацияэсвэл өөрөөр хэлбэл, сублимация. Сублимация, гэдэг нь хатуу төлөвт байгаа бодис халах үед хайлдаггүй, харин шингэн үе шатыг алгасаад нэн даруй хийн төлөвт шилждэг үзэгдэл юм.

Аливаа галогенийн атомын гадаад энергийн түвшний электрон бүтэц нь ns 2 np 5 хэлбэртэй байх ба энд n нь галоген байрлах үечилсэн хүснэгтийн үеийн тоо юм. Таны харж байгаагаар галоген атомууд найман электронтой гадаад бүрхүүлд хүрэхийн тулд зөвхөн нэг электрон хэрэгтэй. Үүнээс үзэхэд практик дээр батлагдсан чөлөөт галогенийн гол исэлдүүлэгч шинж чанарыг тооцох нь логик юм. Мэдэгдэж байгаагаар, дэд бүлгийг доошлуулах үед металл бус бодисын электрон сөрөг чанар буурч, улмаар галогенүүдийн идэвхжил цувралаар буурдаг.

F 2 > Cl 2 > Br 2 > I 2

Галогенүүдийн энгийн бодисуудтай харилцан үйлчлэл

Бүх галогенууд нь маш идэвхтэй бодис бөгөөд ихэнх энгийн бодисуудтай урвалд ордог. Гэсэн хэдий ч фтор нь маш өндөр урвалд ордог тул бусад галогенүүдтэй урвалд ордоггүй энгийн бодисуудтай ч урвалд ордог гэдгийг тэмдэглэх нь зүйтэй. Ийм энгийн бодисуудад хүчилтөрөгч, нүүрстөрөгч (алмаз), азот, цагаан алт, алт, зарим үнэт хий (ксенон ба криптон) орно. Тэдгээр. үнэндээ, Фтор нь зөвхөн зарим сайн хийтэй урвалд ордоггүй.

Үлдсэн галогенууд, i.e. хлор, бром, иод нь мөн идэвхтэй бодис боловч фтороос бага идэвхтэй бодис юм. Тэд хүчилтөрөгч, азот, алмааз, цагаан алт, алт, үнэт хий хэлбэрээр нүүрстөрөгчөөс бусад бараг бүх энгийн бодисуудтай урвалд ордог.

Галоген ба металл бус харилцан үйлчлэл

устөрөгч

Бүх галогенууд устөрөгчтэй харилцан үйлчлэхэд тэдгээр нь үүсдэг галоген устөрөгч HHal ерөнхий томъёогоор. Энэ тохиолдолд фторын устөрөгчтэй урвал нь харанхуйд ч аяндаа эхэлж, тэгшитгэлийн дагуу дэлбэрэлтээр үргэлжилдэг.

Устөрөгчтэй хлорын урвалыг хэт ягаан туяа эсвэл дулаанаар эхлүүлж болно. Мөн дэлбэрэлтээр үргэлжилдэг:

Бром ба иод нь зөвхөн халах үед устөрөгчтэй урвалд ордог бөгөөд үүнтэй зэрэгцэн иодтой урвал буцах боломжтой.

фосфор

Фторын фосфортой харилцан үйлчлэлцэх нь фосфорыг исэлдүүлэхэд хамгийн их исэлдэлтийн төлөвт (+5) хүргэдэг. Энэ тохиолдолд фосфорын пентафторид үүсдэг.

Хлор ба бром нь фосфортой харилцан үйлчлэх үед фосфорын галогенидийг исэлдэлтийн төлөвт + 3 ба исэлдэлтийн төлөвт +5 хоёуланг нь авах боломжтой бөгөөд энэ нь урвалд орж буй бодисын харьцаанаас хамаарна.

Түүнээс гадна фтор, хлор эсвэл шингэн бромын уур амьсгал дахь цагаан фосфорын хувьд урвал аяндаа эхэлдэг.

Фосфорын иодтой харилцан үйлчлэлцэх нь бусад галогенээс хамаагүй бага исэлдүүлэх чадвартай тул зөвхөн фосфорын триодид үүсэхэд хүргэдэг.

саарал

Фтор нь хүхрийг исэлдүүлэн +6 дээд исэлдэлтийн төлөвт хүргэж, хүхрийн гексафторидыг үүсгэдэг.

Хлор ба бром нь хүхэртэй урвалд орж +1 ба +2 исэлдэлтийн төлөвт хүхэр агуулсан нэгдлүүдийг үүсгэдэг бөгөөд энэ нь түүний хувьд ер бусын юм. Эдгээр харилцан үйлчлэл нь маш тодорхой бөгөөд химийн чиглэлээр улсын нэгдсэн шалгалт өгөхийн тулд эдгээр харилцан үйлчлэлийн тэгшитгэл бичих чадвар шаардлагагүй юм. Тиймээс дараах гурван тэгшитгэлийг лавлагааны зорилгоор өгсөн болно.

Галогенийн металлуудтай харилцан үйлчлэл

Дээр дурьдсанчлан фтор нь цагаан алт, алт зэрэг идэвхгүй бүх металлуудтай урвалд орох чадвартай.

Үлдсэн галогенууд нь цагаан алт, алтнаас бусад бүх металлуудтай урвалд ордог.

Галогенийн нийлмэл бодистой урвал

Галогентэй орлуулах урвал

Илүү идэвхтэй галогенууд, i.e. Үелэх системд илүү өндөр байрласан химийн элементүүд нь тэдгээрийн үүсгэсэн гидрохалийн хүчил ба металл галогенээс идэвхгүй галогенийг нүүлгэн шилжүүлэх чадвартай.

Үүний нэгэн адил бром ба иод нь сульфид ба эсвэл устөрөгчийн сульфидын уусмалаас хүхрийг зайлуулдаг.

Хлор нь илүү хүчтэй исэлдүүлэгч бодис бөгөөд усан уусмал дахь хүхэрт устөрөгчийг хүхэр биш, харин хүхрийн хүчилд исэлдүүлдэг.

Галогенийн устай урвал

Ус нь урвалын тэгшитгэлийн дагуу фторыг цэнхэр дөлөөр шатаадаг.

Бром ба хлор нь фтороос ялгаатай усаар урвалд ордог. Хэрэв фтор нь исэлдүүлэгчийн үүрэг гүйцэтгэсэн бол хлор ба бром нь усанд пропорциональ бус, хүчиллэг хольц үүсгэдэг. Энэ тохиолдолд урвалууд буцаах боломжтой:

Иодын устай харилцан үйлчлэлцэх нь тийм ч чухал биш бөгөөд үүнийг үл тоомсорлож болох бөгөөд энэ нь урвал огт гардаггүй гэж үзэж болно.

Галогенийн шүлтийн уусмалтай харилцан үйлчлэл

Фтор нь шүлтийн усан уусмалтай харьцахдаа дахин исэлдүүлэгч бодисоор үйлчилнэ.

Улсын нэгдсэн шалгалтанд тэнцэхэд энэ тэгшитгэлийг бичих чадвар шаардлагагүй. Ийм харилцан үйлчлэлийн боломж, энэ урвал дахь фторын исэлдүүлэх үүргийн талаархи баримтыг мэдэхэд хангалттай.

Фтороос ялгаатай нь шүлтийн уусмал дахь бусад галогенууд нь пропорциональ бус, өөрөөр хэлбэл исэлдэлтийн төлөвөө нэгэн зэрэг нэмэгдүүлж, бууруулдаг. Түүнээс гадна, хлор ба бромын хувьд температураас хамааран хоёр өөр чиглэлд урсах боломжтой. Ялангуяа хүйтэнд урвал дараах байдлаар явагдана.

ба халах үед:

Иод нь шүлтүүдтэй зөвхөн хоёр дахь хувилбарын дагуу урвалд ордог, жишээлбэл. иод үүсэхтэй хамт, учир нь гипоиодит нь зөвхөн халах үед төдийгүй ердийн температурт, тэр ч байтугай хүйтэнд ч тогтвортой байдаг.

Галоген фтор F, хлор С1, бром Br, иод I нь VILA бүлгийн элементүүд юм. Үндсэн төлөвт байгаа галоген атомын валентын бүрхүүлийн цахим тохиргоо ns 2 np 5 .Гаднах p тойрог замд таван электрон, түүний дотор нэг хосгүй электрон байгаа нь галогенуудын электроны өндөр харьцааны шалтгаан болдог. Электрон нэмэх нь хамгийн ойрын хийн тогтвортой 8 электрон бүрхүүлтэй галидын анион (F-, Cl-, Br-, I-) үүсэхэд хүргэдэг. Галогенууд нь ялгаатай металл бус бодисууд юм.

Хамгийн цахилгаан сөрөг элемент болох фтор нь нэгдлүүдэд зөвхөн нэг исэлдэлтийн төлөвтэй байдаг - 1, учир нь энэ нь үргэлж электрон хүлээн авагч байдаг. Нэгдлүүдийн бусад галогенууд -1-ээс +7 хүртэл исэлдэлтийн төлөвтэй байж болно. Галогенүүдийн эерэг исэлдэлтийн төлөв нь илүү цахилгаан сөрөг элементүүдтэй холбоо үүсгэх үед тэдгээрийн валентийн электронууд гадаад түвшний чөлөөт d-орбиталууд руу шилжсэнээр үүсдэг (2.1.3-р хэсэг).

Галоген молекулууд нь хоёр атомт байдаг: F 2, C1 2, Br 2, I 2. Стандарт нөхцөлд фтор, хлор нь хий, бром нь дэгдэмхий шингэн (Tbp = 59 ° C), иод нь хатуу, гэхдээ амархан сублимболдог (шингэн төлөвийг алгасаж хийн төлөвт хувирдаг).

Redox шинж чанарууд.Галоген нь хүчтэй исэлдүүлэгч бодис бөгөөд бараг бүх металл болон олон металл бус бодисуудтай урвалд ордог.

Фтор нь ялангуяа өндөр химийн идэвхжилтэй бөгөөд халах үед ксенон, криптон, радон зэрэг үнэт хийтэй урвалд ордог.

Галогенүүдийн химийн идэвхжил нь фтороос иод хүртэл буурдаг, учир нь атомын радиус нэмэгдэхийн хэрээр галогенийн электронуудыг холбох чадвар буурдаг.

Илүү идэвхтэй галоген нь металлтай нэгдлээсээ бага идэвхтэй галогенийг үргэлж зайлуулдаг. Тиймээс фтор нь галогенээс бусад бүх галогенийг, харин бром нь иодидуудаас зөвхөн иодыг нүүлгэн шилжүүлдэг.

Галогенийн янз бүрийн исэлдэлтийн шинж чанарууд нь тэдний биед үзүүлэх нөлөөгөөр илэрдэг. Хийн хлор, фтор нь маш хүчтэй исэлдүүлэх шинж чанартай тул уушиг, нүд, хамар, хоолойн салст бүрхэвчийг хүчтэй гэмтээдэг хүчтэй хорт бодис юм. Иод нь антисептик шинж чанартай илүү зөөлөн исэлдүүлэгч бодис тул анагаах ухаанд өргөн хэрэглэгддэг.

Галогенийн исэлдэлтийн шинж чанарын ялгаа нь устай харьцах үед гарч ирдэг. Фтор нь усыг исэлдүүлдэг ба бууруулагч нь усны молекулын хүчилтөрөгчийн атом юм.

Бусад галогенүүдийн устай харилцан үйлчлэлцэх нь тэдгээрийн атомын исэлдэлтийн дисмутаци дагалддаг. Тиймээс хлор нь устай урвалд ороход хлорын молекулын нэг атом нь өөр атомаас электрон авах нь буурч, нөгөө хлорын атом нь электроноо өгч исэлддэг. Энэ нь үүсгэдэг хлорын ус,устөрөгчийн хлорид (давсны хүчил) ба гипохлорт (гипохлор) хүчил агуулсан:
Урвал нь буцах боломжтой бөгөөд түүний тэнцвэр нь зүүн тийш хүчтэй шилждэг. Гипохлорт хүчил нь тогтворгүй бөгөөд амархан задардаг, ялангуяа гэрэлд маш хүчтэй исэлдүүлэгч бодис - атомын хүчилтөрөгч үүсдэг.

Тиймээс хлорын ус нь янз бүрийн исэлдүүлэх чадвартай гурван исэлдүүлэгч бодис агуулдаг: молекул хлор, гипохлорт хүчил, атомын хүчилтөрөгч, тэдгээрийн нийлбэрийг ихэвчлэн гэж нэрлэдэг. "идэвхтэй хлор".

Үүссэн атомын хүчилтөрөгч нь будагч бодисыг цайруулж, микробуудыг устгадаг бөгөөд энэ нь хлорын усыг цайруулах, нян устгах нөлөөг тайлбарладаг.

Гипохлорын хүчил нь хлорын хийнээс илүү хүчтэй исэлдүүлэгч бодис юм. Энэ нь RH органик нэгдлүүдтэй исэлдүүлэгч бодис болон хлоржуулагч бодис болгон урвалд ордог.

Тиймээс хлоржуулсан органик бодис агуулсан усыг уухад тэдгээр нь илүү хортой RC1 хлорын органик нэгдэл болж хувирдаг. Ус цэвэршүүлэх арга, тэдгээрийн хэрэглээг боловсруулахдаа үүнийг заавал анхаарч үзэх хэрэгтэй.

Хлорт усанд шүлт нэмэхэд гипохлор ба давсны хүчлийг саармагжуулснаар тэнцвэр баруун тийш шилжинэ.
давсны холимог үр дүнд уусмал, гэж нэрлэдэг Жад ус,цайруулах, ариутгагч бодис болгон ашигладаг. Эдгээр шинж чанарууд нь калийн гипохлорит нь CO2 + H 2 0-ийн нөлөөн дор гидролизийн үр дүнд тогтворгүй гипохлорт хүчил болж хувирч атомын хүчилтөрөгч үүсгэдэгтэй холбоотой юм. Үүний үр дүнд жавлийн ус нь будагч бодисыг устгаж, микробуудыг устгадаг.
Хийн хлор нь нойтон унтарсан шохойн Ca(OH) 2 дээр үйлчлэхэд CaCl 2 ба Ca(0C1) 2 давсны хольцыг олж авна. цайруулагч:
Шохойн хлорид нь давсны болон гипохлорт хүчлийн CaCl(OCl) холимог кальцийн давс гэж үзэж болно. Чийглэг агаарт цайруулагч нь ус, нүүрстөрөгчийн давхар исэлтэй харилцан үйлчилж, гипохлорт хүчлийг аажмаар ялгаруулдаг бөгөөд энэ нь цайруулах, ариутгах, хий тайлах шинж чанартай байдаг.

Цайруулагч бодис давсны хүчилд өртөх үед чөлөөт хлор ялгардаг.

Халаахад гипохлорт хүчил нь исэлдэлтийн диспропорцын үр дүнд задарч давсны болон перхлорт хүчил үүсгэдэг.

Хлорыг KOH зэрэг халуун шүлтийн уусмалаар нэвтрүүлэхэд калийн хлорид, калийн хлорат KClO 3 (Бертолле давс) үүснэ.

СlO - - СlO4(-) цувралын усан уусмал дахь хүчилтөрөгч агуулсан хлорын хүчлүүдийн анионуудын исэлдүүлэх чадвар нь хлорын исэлдэлтийн зэрэг нэмэгдсэн хэдий ч буурдаг.

Үүнийг сөрөг цэнэгийн делокализаци нэмэгдсэнтэй холбоотойгоор энэ цувралын анионуудын тогтвортой байдал нэмэгдсэнтэй холбон тайлбарлаж байна. Үүний зэрэгцээ өндөр температурт хуурай төлөвт байгаа LiC10 4 ба KClO 4 перхлоратууд нь хүчтэй исэлдүүлэгч бодис бөгөөд тэдгээрт агуулагдах органик бус бүрэлдэхүүн хэсгүүдийг тодорхойлохдоо янз бүрийн биоматериалуудыг эрдэсжүүлэхэд ашигладаг.

Галоген анионууд (F-ээс бусад) электрон өгөх чадвартай тул тэдгээр нь бууруулагч бодис юм. Тэдний радиус нэмэгдэхийн хэрээр галидын анионуудын багасгах чадвар нь хлоридын анионоос иодидын анион хүртэл нэмэгддэг.

Тиймээс гидроиодын хүчил нь хэвийн температурт аль хэдийн атмосферийн хүчилтөрөгчөөр исэлддэг.

Давсны хүчил нь хүчилтөрөгчөөр исэлддэггүй тул хлоридын анион нь биеийн нөхцөлд тогтвортой байдаг нь физиологи, анагаах ухааны үүднээс маш чухал юм.

Хүчил шүлтийн шинж чанар.Устөрөгчийн галоген HF, HC1, HBr, HI нь молекулуудын туйлшралаас шалтгаалан усанд маш сайн уусдаг. Энэ тохиолдолд молекулуудын усжилт үүсдэг бөгөөд энэ нь гидратжуулсан протон ба галидын анион үүсэх замаар задрахад хүргэдэг. HF, HC1, HBr, HI цувралын хүчлүүдийн хүч нь F-ээс I- хүртэлх анионуудын радиус, туйлшрал ихэссэнээр нэмэгддэг.

Ходоодны шүүсний бүрэлдэхүүн хэсэг болох давсны хүчил нь хоол боловсруулах үйл явцад чухал үүрэг гүйцэтгэдэг. Ходоодны шүүс дэх массын эзлэх хувь нь 0.3% байдаг давсны хүчлийн улмаас түүний рН нь 1-ээс 3-ийн хооронд хэлбэлздэг. Давсны хүчил нь пепсиний ферментийг идэвхтэй хэлбэрт шилжүүлэхэд тусалдаг бөгөөд энэ нь уургийн боловсруулалтыг баталгаажуулдаг. янз бүрийн амин хүчлүүд үүсэх пептидийн бондын гидролизийн задралын улмаас:

Ходоодны шүүс дэх давсны хүчил болон бусад хүчлүүдийн агууламжийг тодорхойлох талаар энэ хэсэгт авч үзсэн. 8.3.3.

Хлорын хүчилтөрөгч агуулсан хүчлүүдийн цувралд түүний исэлдэлтийн түвшин нэмэгдэх тусам хүчлийн хүч нэмэгддэг.

Энэ нь электрон нягтрал хлорын атом руу шилжсэний улмаас O-H бондын туйлшрал нэмэгдэж, мөн анионуудын тогтвортой байдал нэмэгдсэнтэй холбоотой юм.

Нарийн төвөгтэй шинж чанарууд.Галоген анионууд нь лиганд хэлбэрээр цогцолбор үүсгэдэг. Галидын цогцолборуудын тогтвортой байдал нь ихэвчлэн F- > Cl- > Br- > > I- дарааллаар буурдаг. Ферментийн идэвхтэй төвүүдэд багтсан металл катионуудтай фторын нэгдлүүдийг үүсгэн үйл ажиллагааг нь дарангуйлдаг фторын анионуудын хортой нөлөөг тайлбарладаг цогцолбор үүсэх үйл явц юм.
Иодын молекул нь сонирхолтой цогцолбор үүсгэх шинж чанарыг харуулдаг. Тиймээс молекул иодын усанд уусах чадвар нь калийн иодид байгаа тохиолдолд огцом нэмэгддэг бөгөөд энэ нь комплекс анион үүсэхтэй холбоотой юм.

Энэхүү цогцолбор ионы бага тогтвортой байдал нь уусмал дахь молекулын иодын агууламжийг баталгаажуулдаг. Тиймээс анагаах ухаанд КИ нэмсэн иодын усан уусмалыг нян устгах бодис болгон ашигладаг. Нэмж дурдахад молекул иод нь цардуул (22.3-р хэсэг) ба поливинил спирттэй нэгдлийн цогцолбор үүсгэдэг. (цэнхэр иод).Эдгээр цогцолборуудад иодын молекулууд эсвэл тэдгээрийн иодид анионуудтай холбоотнууд нь харгалзах полигидрокси полимерүүдийн спираль бүтцээс үүссэн сувгийг дүүргэдэг. Оруулсан цогцолборууд нь тийм ч тогтвортой биш бөгөөд молекулын иодыг аажмаар ялгаруулах чадвартай байдаг. Тиймээс хөх иод гэх мэт эм нь үр дүнтэй, гэхдээ зөөлөн, удаан хугацаанд үйлчилдэг нян устгах бодис юм.

Галоген ба тэдгээрийн нэгдлүүдийн биологийн үүрэг, анагаах ухаанд ашиглах.Төрөл бүрийн нэгдлүүд хэлбэрийн галогенууд нь амьд эдүүдийн нэг хэсэг юм. Бие махбодид бүх галоген нь исэлдэлтийн төлөвтэй 1. Үүний зэрэгцээ хлор, бром нь усжуулсан Cl- ба Бр-анионы хэлбэрээр байдаг ба фтор, иод нь усанд уусдаггүй биосубстратуудын нэг хэсэг юм.

Фторын нэгдлүүд нь ясны эд, хумс, шүдний бүрэлдэхүүн хэсэг юм. Фторын биологийн нөлөө нь юуны түрүүнд шүдний өвчний асуудалтай холбоотой байдаг. Гидроксиапатит дахь гидроксидын ионыг орлуулж фторын анион нь хатуу фторапатитаас хамгаалалтын паалан үүсгэдэг.

Ундны усыг фторжуулж, фторын ионы концентрацийг 1 мг/л болгох, фторын натрийг шүдний оонд нэмснээр хүн амын шүдний цоорол эрс багасдаг. Үүний зэрэгцээ ундны усан дахь фторын анионы агууламж 1.2 мг/л-ээс дээш байвал яс, шүдний паалангийн эмзэг байдал нэмэгдэж, биеийн ерөнхий ядралт үүсдэг. флюороз.

Хлоридын анионууд нь эсийн мембранаар дамжин ионы урсгалыг хангаж, осмосын гомеостазыг хадгалахад оролцож, ходоодны шүүсний протолит ферментийн үйл ажиллагаа, идэвхжилийн таатай орчинг бүрдүүлдэг.

Хүний бие дэх бромидын анионууд нь голчлон гипофиз булчирхай болон бусад дотоод шүүрлийн булчирхайд байрладаг. Бие дэх бромид ба хлоридын анионуудын агууламжийн хооронд динамик хамаарал байгаа нь тогтоогдсон. Тиймээс цусан дахь бромидын анионуудын агууламж нэмэгдэж байгаа нь хлоридын анионыг бөөрөөр хурдан ялгаруулдаг. Бромидууд нь ихэвчлэн эс хоорондын шингэнд байрладаг. Тэд тархины бор гадаргын мэдрэлийн эсүүдэд дарангуйлах үйл явцыг сайжруулдаг тул кали, натри, бромокамфор бромидуудыг фармакологид ашигладаг.

Иод ба түүний нэгдлүүд нь уураг, өөх тос, гормоны нийлэгжилтэнд нөлөөлдөг. Иодын талаас илүү хувь нь бамбай булчирхайд бамбай булчирхайн дааврын хэлбэрээр холбогддог. Бие махбодид иодыг хангалтгүй хэрэглэснээр эндемик бахлуур үүсдэг. Энэ өвчнөөс урьдчилан сэргийлэхийн тулд хоолны давсанд NaI эсвэл KI нэмнэ (1 кг NaCl тутамд 1-2 г). Тиймээс бүх галоген нь амьд организмын хэвийн үйл ажиллагаанд шаардлагатай байдаг.

13-р бүлэг