Caracteristicile generale ale halogenilor

Elementele VII includ fluor (F), clor (CI), brom (Br), iod (I), astatin (la). Numele acestor elemente - halogeni (greacă „da naștere săruri“.) - datorită faptului că majoritatea compușilor lor cu metale sunt săruri tipice (KCl, NaCl, etc.).

Configurația electronică a stratului exterior al atomilor acestor elemente 2 ns np 5. unde n - numărul perioadei. Total exterior de electroni strat 7 atomi de halogen electroni, care determină atașarea de electroni halogen proprietate.

Halogenii sunt agenți oxidanți puternici interacționează direct cu aproape toate metalele și nemetale, cu excepția oxigenului, carbon, azot și gaze nobile. halogenuri de comunicare ale ionilor de metal alcalin și alcalino-pământos, în celălalt - covalente.

Halogenii formează o moleculă diatomica instabilă. Ușurință atomi de halogen dezintegrare in moleculele - unul dintre motivele reactivitatea lor ridicată.

Într-un stat liber halogeni constă din molecule diatomice: F2. Cl2. Br2. I2. Astatine - un element radioactiv, și pot fi obținute numai prin mijloace artificiale.

Fluorul iod pentru a varia proprietățile fizice ale halogenilor: densitate în creștere, sporind dimensiunile creșterii atomilor și punctul de fierbere al topire.

F2 - gaz incolor, greu lichefiat; CI2 - galben-verde, cu gaz lichefiat ușor, cu un miros înțepător sufocant; Br2 - culoare roșu-brun lichid; I2 - cristal violet substanță.

Pe măsură ce numărul de elemente crește razele atomilor scade electronegativitate mai slabe proprietăți nemetalic (proprietăți metalice crește); halogeni - agenți oxidanți puternici, capacitatea celulelor de oxidare scade odată cu creșterea greutății atomice.

Concentrația acizilor halogen crește odată cu creșterea în greutate atomică.

Halogenii pot forma compuși unul cu altul (de exemplu, BrCI)

Halogenul în compușii CO:

2) clor -1, +1, +3, +5, +7

3) bromo -1, +1, +3, +4, +5

5) astatin -1, +1, +3, +5, +7

1. Interacțiunea cu xenon. Cea mai mare reactivitate are fluor este cel mai puternic oxidant, care reacționează chiar și cu gaze inerte:

2. Interacțiunea cu metale. Toți halogeni reacționează cu aproape toate substanțele simple reacția cea mai puternică are loc cu metale. Fluorul când reacționează încălzite, cu toate metalele, inclusiv aur și platină, în interacționează rece cu metale alcaline, plumb și fier. Clor, brom și iod, în condiții normale reacționează cu metale alcaline și cu încălzire - cu cupru, fier și staniu. Reacția halogenurilor sunt formate, care sunt săruri ale:

Halogen în această reacție manifestă proprietăți oxidante.

3. Interacțiunea cu hidrogen. În condiții normale, este reacționat cu acid fluorhidric în întuneric cu o explozie în reacție cu clorul are loc în lumină, brom și iod reacționează numai atunci când este încălzit, în care reacția este reversibilă, cu iod.

Halogen în această reacție manifestă proprietăți oxidante.

4. Interacțiunea cu nemetale. Cu oxigen și azot halogeni nu interacționează în mod direct, reacționează cu sulf, fosfor, siliciu, care prezintă proprietăți de oxidare, activitatea chimică în brom și iod este mai puțin pronunțată decât cea din fluor și clor:

5. Interacțiunea cu apă. Halogenii reacționează cu multe substanțe complexe. Cu apă și alți halogeni fluor răspund în mod diferit:

Hal + H2O = Hhal + HHalO.

Această reacție este o reacție de disproporționare, în care halogenul este simultan de oxidare și agent reducător.

6. Interacțiunea cu substanțe alcaline. De asemenea halogeni disproportionate în soluții alcaline:

Cl2 + KOH = KClO + KCl (rece);

3Cl2 + 6KOH = KClO3 + 5KCl + 3H2O (atunci când este încălzit).

7. Reacția cu hidrogen sulfurat. Halogenii pot lua hidrogen din alte substanțe:

8. deplasarea reciprocă a halogeni. Reactivitatea halogenul este redusă în tranziția de fluor la iod, astfel încât elementul anterior dislocă din acizii hidrohalogenați ulterioare și sărurile acestora:

Caracteristici generale ale elementelor de VIA. Oxigen. Reactivitatea oxigenului molecular. Compuși Clasificare oxigen și proprietățile lor generale (oxizi, peroxizi). Folosirea ozonului și a oxigenului și a compușilor de oxigen.

Gruparea VIA a sistemului periodic al elementelor DI Mendeleev includ oxigen, sulf, seleniu, telur, poloniu. Primele patru dintre ele au un caracter non-metalic. Denumirea comună a elementelor acestui grup de calcogen, care este tradus din limba greacă. Înseamnă „formarea minereului“, indicând prezența lor în natură.

coji formula de valență electronice ale atomilor VIA elemente de grup.

Atomii acestor elemente au 6 electroni în valență și p S--orbitalii stratului exterior. Dintre aceste două orbitali p sunt umplute jumătate.

atom de oxigen diferă de alți atomi calcogen lipsa de d-subnivel joase. Prin urmare, oxigenul este în general capabil să formeze doar două legături cu atomi alte elemente. Cu toate acestea, în unele cazuri, prezența unei singură pereche de electroni pe nivelul energetic exterior permite atomului de oxigen pentru a forma conectarea suplimentară a unui mecanism donor-acceptor.

În alți atomi calcogen la primirea de energie din exterior numărul de electroni nepereche poate fi crescută prin tranziție și p S--d-electroni pe subnivelul.

În funcție de starea învelișului de electroni manifestă starea de oxidare diferite (CO). In compușii cu metale și elemente de hidrogen ale acestui grup exponat SB = -2. In compușii din nemetale cu oxigen și sulf, seleniu și telur pot fi CO și CO = 4 = 6. În unii compuși, aceștia prezintă SB = 2.

Oxigenul este inferior numai electronegativitatea de fluor. In F2 O grad de oxidare cu oxigen fluoroxide este pozitiv și egal cu 2. Deoarece alte elemente prezintă de obicei compuși cu oxigen, în stare de oxidare -2, cu excepția peroxid de hidrogen H2 O2 și derivați ai acestuia, în care oxigenul are un număr de oxidare -1. In organismele vii, oxigen, sulf și seleniu sunt parte a biomoleculelor în stare de oxidare -2.

Printre Despre - S - Se - Te - Ro crește raza atomilor și ionilor. Prin urmare, în aceeași direcție scade în mod natural energia de ionizare și electronegativitatea relativă.

Cu numărul atomic tot mai ridicat de activitate Grupa VIA-oxidativa a atomilor neutri este redusă și reducerea crește activitatea ionilor negativi. Toate acestea duc la slăbirea proprietăților nemetalice ale calcogen în tranziția de la oxigen la telur. Odată cu creșterea numărului atomic calcogen număr tot mai mare de coordonare caracteristice.

În soluție apoasă, ele prezintă proprietățile slab acide. Printre H2O - H2 S - H2 Se - H2 Aceste creșteri rezistență acide.

Proprietățile chimice ale compușilor cu oxigen.

Fara oxigen, multele posibile procese de viață extrem de importante, cum ar fi respirația, oxidarea aminoacizi, grăsimi, carbohidrați. Doar câteva plante, numite anaerobe, pot trăi fără oxigen.

molecula de oxigen O2 în absența altor substanțe este foarte stabil. Prezența în molecula doi electroni rezultate neîmperecheați reactivitatea ridicată. Oxigen - una dintre cele mai active nemetale. Cu cele mai multe substanțe simple, reacționează formând direct oxizi. Gradul de oxidare a oxigenului în acesta este -2.

În conformitate cu modificarea structurii cojilor electronice ale atomilor natura legăturii chimice și, prin urmare, structura și proprietățile oxizilor în perioadele și grupe de elemente ale sistemului schimbat în mod regulat. Astfel, printre oxizii elementelor celei de a doua perioade de Li2 clipă O-B2 O3 BeO -SO2 -N2 O5 legăturii dipol E-O din grupul I la V scade treptat.

Subgrupele majore (A-grup) cu creșterea numărului atomic al ionicity al elementului de cuplare E-O din oxizi crește în general. Prin urmare, proprietățile de bază ale oxizilor din grupul Li-Na-K-Rb-Cs, și alte grupe A sunt crescute.

Proprietățile unei schimbări în natura oxizilor legăturii chimice reprezintă elementul periodic nucleu atomic funcție de încărcare. Acest lucru este demonstrat, de exemplu, schimbarea perioadelor și grupe de temperaturi de topire, entalpia de formare a oxizilor ca funcție de încărcătura nucleară.

Cele mai frecvente oxid pământ - oxid de hidrogen sau apă. Este suficient să spunem că este 50-99% din masa oricărei creaturi vii.

Datorită structurii sale apa are proprietăți unice. In vivo, este un solvent de compuși organici și anorganici, și participă la procesele de moleculele de solut ionizare. Apa este nu numai mediul în care reacțiile biochimice au loc, dar foarte intens implicat în procesul de hidrolitice.

Una dintre modificări alotropice ale oxigenului este O3 ozon. Conform proprietăților sale diferă de O2 oxigen ozon - are mai mare de topire și punctul de fierbere, are un miros ascuțit (de unde și numele).

Formarea ozonului din oxigen, urmată de absorbția energiei:

Ozonul este produs prin acțiunea unei descărcări electrice în oxigen. O2 este format din ozon și radiațiile ultraviolete. Prin urmare, mirosul de ozon se resimte atunci când lămpile cu raze ultraviolete germicide și de fizioterapie.

Ozone - Agenți oxidanți puternici. Un metal oxidabil reacționează violent cu substanțe organice, la o temperatură scăzută pentru a oxida compusul la care reacționează cu oxigen:

cunoscut pe scară largă reacție calitativă:

Actiunea oxidativa a ozonului asupra substanței organice asociate cu formarea de radicali:

Radicalii inițiază reacții radicale în lanț cu molecule bio-organice - lipide, proteine, ADN-ul. Astfel de reacții duce la deteriorarea și moartea celulelor. In particular, ozonul ucide microorganismele conținute în aer și apă. Aceasta se bazează pe utilizarea ozonului pentru sterilizarea apei potabile și a apei din piscine.