Ogólna charakterystyka grup pierwiastków Ogólna charakterystyka pierwiastków grupy VII a Ustalenia w przyrodzie. Halogeny (pierwiastki z grupy VII podgrupy głównej) Właściwości chemiczne pierwiastków z grupy 7

Grupa VII A obejmuje następujące elementy: fluorF, chlorCI, brombr, jod I, astatNa, - które mają wspólną nazwę halogeny, co dosłownie oznacza: produkujący sól. Są to niemetale i należą do rodziny pierwiastków p.

Halogeny (z wyjątkiem astatyny) są powszechnie spotykane w przyrodzie. Astat pozyskiwany jest głównie sztucznie. Szacuje się, że całkowitą zawartość astatyny w warstwie skorupy ziemskiej o grubości 1,6 km wynosi ≈ 70 mg. Jest radioaktywny (okres półtrwania najbardziej stabilnego izotopu wynosi 8,1 godziny), został mało zbadany i dlatego nie będziemy go rozważać.

Halogeny nie występują w przyrodzie w postaci wolnej i występują jedynie w postaci związanej, tj. w postaci połączeń z innymi elementami. Najbardziej powszechne w przyrodzie są chlor i fluor, ich zawartość wynosi odpowiednio 0,19% i 0,03% masy skorupy ziemskiej.

Związki chloru i fluoru w postaci różnych minerałów tworzą na lądzie niezależne złoża. W przypadku chloru najważniejszymi naturalnymi minerałami są sól kamiennaNaCl, karnalitKCl ∙ MgCl 2 ∙ 6 H 2 O, sylwinitKCl ∙ NaCl. Najbardziej znane minerały fluorkowe to fluoryt lub fluorytCaF 2 , kriolitNie 3 AlF 6 , fluoroapatytOk 5 (PO 4 ) 3 F.

Brom i jod są pierwiastkami śladowymi i nie tworzą osadów własnych minerałów. Znaczne ilości bromu i jodu oraz innych halogenów występują w wodzie morskiej w postaci różnych soli, skąd są aktywnie wchłaniane przez glony.

Budowa atomów halogenów, ich właściwości fizyczne i chemiczne

Atomy wszystkich halogenów zawierają 7 elektronów w swojej zewnętrznej warstwie elektronowej, których strukturę można przedstawić w następujący sposób:

Fluor różni się od innych halogenów tym, że nie ma podpoziomu d na zewnętrznej warstwie elektronicznej.

Niektóre właściwości fizyczne atomów halogenu przedstawiono w tabeli 4.

Tabela 4. Charakterystyka porównawcza niektórych właściwości fizycznych halogenów i prostych substancji, które tworzą

W stanie normalnym pierwiastki grupy VIIA mają na swojej zewnętrznej warstwie jeden niesparowany elektron, zatem mogą tworzyć tylko jedno wiązanie kowalencyjne z innymi atomami poprzez mechanizm wymiany (wartościowość w tym przypadku będzie równa 1). Po wzbudzeniu liczba niesparowanych elektronów w halogenach (z wyjątkiem F) wzrasta do 3, 5 lub 7 z powodu parowania par elektronów.

W związku z tym możliwe wartości wartościowości podczas tworzenia wiązania poprzez mechanizm wymiany w tym przypadku będą również równe 3, 5 lub 7.

Fluor, w przeciwieństwie do wszystkich innych halogenów, zwykle wykazuje wartościowość 1, ponieważ nie może odparować swoich par elektronów. Teoretycznie fluor jako pierwiastek drugiego okresu może wykazywać maksymalnie wartościowość 4, jeśli oprócz mechanizmu wymiany uwzględnimy mechanizm tworzenia wiązań kowalencyjnych donor-akceptor. Rzeczywiście, na zewnętrznej warstwie elektronowej atomu fluoru, wraz z jednym niesparowanym elektronem, znajdują się również 3 pary elektronów. Dzięki nim fluor, pełniąc rolę donora, może dodatkowo tworzyć 3 wiązania kowalencyjne. To prawda, można założyć, że fluor będzie „niechętny”, aby to zrobić, ponieważ jest pierwiastkiem najbardziej elektroujemnym i bardziej typowe jest dla niego odbieranie par elektronów niż oddawanie ich innemu atomowi, aczkolwiek do wspólnego użytku.

Znany jest związek BF, w którym krotność wiązań wynosi 3. Fakt ten można wyjaśnić, jeśli założymy, że atom fluoru utworzył jedno wiązanie na zasadzie wymiany, a dwa pozostałe na zasadzie donor-akceptor.

Halogeny (z wyjątkiemF) w związkach może wykazywać zarówno dodatnie, jak i ujemne stopnie utlenienia.

Wykazują dodatni stopień utlenienia podczas interakcji z atomami pierwiastków, które są bardziej elektroujemne od nich samych. W tym przypadku halogeny działają jak środek redukujący i oddają swoje niesparowane elektrony innym atomom z warstwy zewnętrznej. Wartość stopnia utlenienia będzie równa +1 (w stanie stacjonarnym), +3, +5, +7 (w stanie wzbudzonym).

Fluor nie może wykazywać dodatniego stopnia utlenienia, gdyż jest pierwiastkiem najbardziej elektroujemnym i w reakcjach chemicznych zawsze pobiera elektrony z innych atomów, pełniąc jedynie funkcję utleniacza, a we wszystkich związkach wykazuje stopień utlenienia -1.

Z tego powodu odbiór F 2 z fluorków chemicznie (za pomocą atomów innego pierwiastka, czyli utlenianie 2 F - - 2ē = F 2 0 )) nie można wykonać. Można tego dokonać wyłącznie elektrycznie (poprzez elektrolizę stopionego fluoru, na przykład soliNaF ).

Inne halogeny wykazują ujemny stopień utlenienia podczas interakcji z atomami pierwiastków mniej elektroujemnych niż one same. W tym przypadku pełnią rolę utleniacza i odbierają innym atomom jeden brakujący elektron, aby uzupełnić ich zewnętrzną warstwę. Wartość stopnia utlenienia jest równa -1.

Halogeny tworzą ogólne związki z wodorem
.

Są to substancje gazowe (temperatura wrzenia HF ≈ 16 o C), dobrze rozpuszczalne w H 2 O. Ich wodne roztwory mają właściwości kwasowe, a moc tych kwasów w szeregu HF, HCl, HBr, HI rośnie od lewej do prawej. Najsłabszym kwasem jest HF, najsilniejszym jest HI. Wynika to z faktu, że w grupie promienie atomów halogenu rosną od góry do dołu, co osłabia siłę wiązania R-H (ponieważ zwiększa się jego długość), a jony H + są łatwiej oddzielane.

Kwas fluorowodorowy lub fluorowodorowy HF jest w pewnym stopniu słabszy niż wszystkie inne kwasy fluorowodorowe, a ze względu na zdolność jego cząsteczek do tworzenia związków typu (HF) n (gdzie n zmienia się od 1 do 8) z powodu tworzenia się wiązania wodorowe:

H – F    H – F; H – F    H – F    H – F itd.

Z tlenem, halogenami (z wyjątkiemF) może tworzyć 4 rodzaje tlenków:

.

(Tlenki otrzymywane dla chlorukl 2 O, kl 2 O 7; dla bromu -br 2 O; dla jodu –I 2 O, I 2 O 5 , I 2 O 7 . TlenekR 2 O 3 w postaci wolnej, nie jest izolowany dla żadnego halogenu).

Tlenki otrzymywane do chloru
I
, w którym wykazuje nietypowe stopnie utlenienia +4 i +6. Są to związki wartościowo nienasycone, podatne na dimeryzację. Mają właściwości paramagnetyczne, ponieważ atomy chloru zawierają niesparowany elektron.

Wszystkie tlenki uzyskuje się nie poprzez bezpośrednie oddziaływanie prostych substancji halogenowych z tlenem, ale pośrednio. Są to tlenki kwasowe. Po rozpuszczeniu w H2O tworzą kwasy ogólnego typu:

Dla każdego pierwiastka, wraz ze wzrostem stopnia utlenienia, siła kwasów w tej serii wzrasta od lewej do prawej. Siła kwasów, w których pierwiastki wykazują ten sam stopień utlenienia, maleje w grupie od góry do dołu. Na przykład w wierszu: H OH OH O- najsilniejszym kwasem jest HClo. Dzieje się tak na skutek wzrostu właściwości metalicznych halogenów w grupie od góry do dołu, co z kolei prowadzi do wzrostu podstawowych właściwości ich związków zawierających tlen.

Fluor tworzy związki z tlenem
I
, w którym O wykazuje dodatni stopień utlenienia +2 lub +1. Dlatego te substancje nie są tlenkami. Podobnie jak wszystkie związki halogenowe zawierające tlen, również i one są otrzymywane głównie pośrednio.

Halogeny tworzą proste substancje (o tych samych nazwach), których cząsteczki składają się z dwóch atomów połączonych pojedynczym wiązaniem kowalencyjnym. PonadtoF 2 Ikl 2 w normalnych warunkach - gazy,br 2 - płyn,I 2 - substancja stała.

Siła wiązania w cząsteczkach prostych substancji zmniejsza się od chloru do jodu. Wypada z tego wzorca F2, którego siła wiązania jest znacznie mniejsza niż siła wiązania w cząsteczce Cl2 (Tabela 4).

Takie anomalne właściwości fluoru można wytłumaczyć brakiem wolnego podpoziomu d w zewnętrznej warstwie elektronowej jego atomów.

Atomy chloru i innych halogenów posiadają wolne orbitale d, dlatego w cząsteczkach substancji prostych zachodzi między nimi dodatkowe oddziaływanie donor-akceptor, co wzmacnia wiązanie. Pokazano to na poniższym schemacie:

Jak wynika z tabeli 4, energia jonizacji, energia powinowactwa elektronowego i względna elektroujemność atomów halogenu w grupie maleją od góry do dołu. Zgodnie z tym zmniejszą się również niemetaliczne właściwości halogenów, a zatem zdolność utleniająca ich atomów i prostych substancji, które tworzą w grupie od góry do dołu.

Każdy halogen znajdujący się powyżej może wyprzeć halogeny znajdujące się poniżej ze swoich związków z wodorem i metalami. Na przykład Cl 2 może wyprzeć Br 2 i I 2. A Br 2 może jedynie przesunąć I 2:

Cl2 + 2HBr = Br2 + 2HCl

Br 2 + 2NaІ = І 2 + 2NaBr

Reakcje te zwykle zachodzą w roztworach wodnych, więc F2 nie bierze w nich udziału, ponieważ energetycznie rozkłada wodę:

2 F 2 + 2H 2 O = 4 HF + O 2

Pozostałe halogeny są stosunkowo słabo rozpuszczalne w H2O i w jeszcze mniejszym stopniu oddziałują z nią odwracalnie według następującego schematu:

G2 + H2O
NG + NGO

Co więcej, przy przechodzeniu od chloru do jodu równowaga tej reakcji przesuwa się coraz bardziej w lewo, a dla I 2 jest praktycznie nietypowa.

Rozwiązania kl 2 I br 2 w wodzie nazywane są odpowiednio wodą chlorową i bromową. Oprócz samych halogenów roztwory te zawierają produkty ich oddziaływania z H 2 O, co nadaje im określone właściwości.

10221 0

Grupa 17 obejmuje F, Cl, Br, I, At (tabele 1 i 2). Słowo halogen („halo” + „gen”) oznacza „tworzący sól”. Wszystkie pierwiastki są niemetalami. Mają 7 elektronów na powłoce zewnętrznej. Ze względu na wysoką elektroujemność i reaktywność nie występują w przyrodzie w postaci wolnej. Ze względu na łatwe dodanie elektronu tworzą jony halogenkowe i dlatego występują w postaci cząsteczek dwuatomowych. Atomy w cząsteczkach są połączone wiązaniem kowalencyjnym w wyniku współdzielenia pary elektronów, jednego z atomu. Cząsteczki halogenu są utrzymywane razem przez słabe siły van der Waalsa, co wyjaśnia ich dużą lotność.

Tabela 1 . Niektóre właściwości fizyczne i chemiczne metali grupy 17

Wszystkie halogeny są toksyczne, mają charakterystyczny ostry zapach i kolor, których intensywność wzrasta w kierunku dołu grupy. Ta grupa składa się z najbardziej reaktywnych pierwiastków układu okresowego. Promienie atomowe i jonowe halogenów, a także długości wiązań w cząsteczkach rosną w kierunku dołu grupy w układzie okresowym. Przeciwnie, energia dysocjacji wiązania i jego siła maleją, z wyjątkiem fluoru.

Halogenki metali alkalicznych (grupa 1) są związkami typu jonowego. W halogenkach metali ziem alkalicznych (grupa 2) oprócz jonowych występują związki typu częściowo kowalencyjnego. W miarę przesuwania się od lewej do prawej wzdłuż okresu, halogenki pierwiastków stają się bardziej kowalencyjne. Kowalencyjny charakter halogenków również wzrasta w miarę przesuwania się w dół grupy. Co więcej, jeśli metal może występować na kilku stopniach utlenienia, to jego wiązanie z halogenkiem na najniższym z nich ma charakter jonowy, a na najwyższym kowalencyjny. Zarówno jonowe, jak i kowalencyjne halogenki metali dwuwartościowych mają tendencję do krystalizacji w warstwowe sieci. Wyjątkiem jest CCl 2, mający strukturę polimerową. Jony halogenkowe są ligandami wielu złożonych jonów, wypierając słabsze ligandy, takie jak woda.

Halogenki srebra są niestabilne w świetle słonecznym, rozkładając się na metal i halogen. Ta właściwość jest wykorzystywana w fotografii czarno-białej. Bromki były najbardziej światłoczułe Ag. Powszechnie stosowane są halogenowodory, które należą do najbardziej znanych mocnych kwasów. Kwasowość ich roztworów wodnych wzrasta w kierunku dołu grupy. Wyjątkiem jest fluorowodór. Jego wodny roztwór ( kwas fluorowodorowy) ma lekką kwasowość ze względu na siłę wiązania H-F i małą stałą dysocjacji kwasu.

Tabela 2. Zawartość w organizmie toksycznych (TD) i śmiertelnych dawek (LD) metali z grupy 17

Fluor (F) — pod względem rozpowszechnienia zajmuje 13. miejsce wśród pierwiastków skorupy ziemskiej, jest pierwiastkiem najbardziej reaktywnym, najsilniejszym z produkowanych przemysłowo utleniaczy. W postaci gazowej ma bladożółty kolor. W przemyśle wykorzystuje się zwłaszcza jego związki organiczne, polimery i wszelkie sole CaF 2 - jako topnik w metalurgii i AlF 3 - podczas produkcji Glin. Duże ilości F 2 zostały wyprodukowane w przemyśle nuklearnym do uzyskania U.F. 6 w procesach wzbogacania paliwa jądrowego.

Ścisłe ułożenie atomów w cząsteczce F powoduje silne odpychanie pomiędzy niewiążącymi elektronami, co wyjaśnia osłabienie wiązania w cząsteczce. Dlatego fluor w stanie elementarnym występuje w formie F 2 nie został znaleziony, ale jest obecny w postaci jonu fluorkowego kriolit Nie 3 AlF 6 i fluoryt (fluoryt) CaF 2 .

F zawsze ma stopień utlenienia -1. Mały promień kowalencyjny pozwala na tworzenie związków o wysokich liczbach koordynacyjnych; Na przykład, SF 6 istnieje, a S.J. 6 nie można utworzyć. Jony fluorku metali mają mały rozmiar jonów F- powoduje wysoką entalpię sieci i stabilność termodynamiczną.

Ze względu na wysoką zdolność utleniającą fluoru, halogeny mogą ze sobą reagować, tworząc związki międzyhalogenowe(„międzyhalogenki”) ClF, ClF 3, BrF 5, IF 7, w którym stopień utlenienia innych halogenów waha się od +1 do +7.

Po inkubacji wątroby szczura z NaF Wchłonięty fluor koncentruje się w mitochondriach i jądrach hepatocytów. Wchłania się przez tkankę kostną (zęby, kości, chrząstki) 3 razy aktywniej niż przez krew. F jest wydalany głównie przez nerki. Toksyczne działanie jonów fluorkowych wynika z faktu, że wiążą one i dezaktywują aktywatory jonów układów enzymatycznych Sa 2+ , Mg 2+ z powstawaniem słabo rozpuszczalnych fluorków. Jony złożone PF - , B.F. 4 - , SiF 6 2-, ze względu na siłę wiązań kowalencyjnych w swoich cząsteczkach, są biologicznie nieaktywne. F- hamuje metaloproteiny.

Chlor (Cl) - występuje w przyrodzie głównie w postaci soli kamiennej NaCl. Uzyskuje się go z niego metodą elektrolizy kl 2 - ciężki żółto-zielony gaz o ostrym zapachu. W przemyśle stosowany jest jako środek wybielający oraz do produkcji rozpuszczalników i polimerów chloroorganicznych. Ponadto znajduje szerokie zastosowanie do sterylizacji wody w wodociągach w stężeniach (0,6-6)x10-5 mol/kg. Jeżeli jednak woda jest zanieczyszczona substancjami organicznymi zawierającymi azot, chlorowanie wody jest niebezpieczne ze względu na działanie atomów kl może zastąpić atomy H w cząsteczkach alkanów i alkenów w reakcjach fotolitycznych, czyli po napromieniowaniu światłem widzialnym o długości fali 200-800 nm. W tym przypadku tworzą się toksyczne związki chloroorganiczne – pochodne dioksyny w szczególności wysoce toksyczny 2,3,7,8-tetrachlorodibenzo- N-dioksyny (ryc. 1). „Dioksyny” ogólnie odnoszą się do polichlorowanych dibenzo-i-dioksyn. Wszystkie, nawet w bardzo niskich stężeniach, gwałtownie zmniejszają odporność człowieka na infekcje wirusowe i wpływają na aparat genetyczny.

Ryż. 1. Dioksyny (2,3,7,8-tetrachlorodibenzo-p-dioksyna)

Połączenia z O 2 (chlorowy HClO, sole „podchlorynowe”; chlorek HClO 2, sole „chlorynowe”; podchlorawy HClO 3, sole „chloranowe”; chlor HClO 4 kwasy, sole nadchloranowe, a także ich aniony i tlenki) są środkami utleniającymi; stosuje się je jako środki dezynfekcyjne.

Zawartość chloru w tkankach ssaków jest zbliżona do zawartości chloru w wodzie morskiej. Jony chlorkowe kl- są niemal równomiernie rozmieszczone w organizmie istot żywych w zauważalnych ilościach (od 70 do 103 mmol/l). Są wydalane przez nerki. Chlor ciekły powoduje poważne oparzenia skóry, a chlor gazowy poważnie podrażnia oczy i płuca, tworząc z płynem tkankowym kwasy solny i podchlorawy. W płucach może rozwinąć się zapalenie płuc.

Brom (Br) - gęsta ciemnoczerwona ciecz o ostrym zapachu i ciężkich brązowych oparach. Jest to jedyny niemetal, który w temperaturze pokojowej ma postać cieczy. Stosowany jest jako dodatek do paliw, jako inhibitor spalania w materiałach ognioodpornych, w farbach i pestycydach oraz w fotografii. Rola biologiczna jest jednak słabo zbadana br 2 trujące. Stosunek Br/kl we krwi wynosi około 0,01 i br- występuje głównie w osoczu. Towarzyszy chlorowi w procesach metabolicznych i jest wydalany z moczem.

Jod (I) - twardy, czarny, błyszczący niemetal. Łatwo sublimuje. Stosowany jest jako roztwór alkoholu dezynfekującego, w dodatkach do żywności, barwnikach, katalizatorach i w fotografii. Należy do biologicznie niezbędnych („niezbędnych”) pierwiastków i wchodzi w skład hormonów tarczycy. Jej niedobór uznawany jest za czynnik predysponujący do rozwoju raka tarczycy i piersi.

I selektywnie gromadzi się w tarczycy (ponad 80%). Jodek I- przedostał się do organizmu, szybko koncentruje się w gruczole, gdzie jego stężenie jest 25-500 razy wyższe niż we krwi. W tarczycy jodek utlenia się do jodu, który pod wpływem określonego enzymu joduje pierścienie aromatyczne tyrozyny w cząsteczkach tyreoglobuliny, tworząc lipofilowe hormony wzrostu - tyroksyna, jodotyronina, trójjodotyronina. Jod w stężeniu 5x10 -5 M rozprzęga fosforylację oksydacyjną w mitochondriach i łatwo tworzy nierozpuszczalne chelaty z podwójnie naładowanymi jonami metali, szczególnie z Mg 2+ i poseł 2+. Aktywność tarczycy jest aktywowana przez zawartość jodu hormon tyreotropowy przysadki mózgowej.

Brak jodu w pożywieniu człowieka prowadzi do niedoczynności tarczycy i choroby Gravesa-Basedowa (wola). Jod w zauważalnych ilościach występuje w wodorostach (brunatnicach z rodzaju Laminaria) w postaci mono- i dijodotyrozyny oraz mono- i dijodotyroniny, co pozwala na wykorzystanie tych alg w leczeniu chorób tarczycy jako naturalnego źródła gotowych prekursorów hormonu wzrostu.

W prowincjach biogeochemicznych, w których brakuje jodu, jego sole dodaje się do soli kuchennej, ale nie przynosi to pozytywnych rezultatów. Stwierdzono, że niedobór jodu można znacznie skuteczniej zwalczać poprzez dodawanie naturalnych produktów zawierających jod, zwłaszcza wodorostów, do produktów spożywczych, np. pieczywa. Wcześniej jod ekstrahowano z popiołów brunatnic, obecnie - ze źródeł ropy i soli. Należy pamiętać, że jednym z kluczowych enzymów metabolizmu jodu ( dejodynaza), która zapewnia homeostazę tyroksyny, należy do selenoprotein. W konsekwencji walka z niedoborem jodu na tle niedoboru Se jest bezsensowne, a biorąc pod uwagę mechanizm sprzężenia zwrotnego – szkodliwe.

Astat (w) - radioaktywny niemetal otrzymywany w wyniku bombardowania neutronami izotopu 209 Bi. Ze względu na krótki okres półtrwania nie był on zbytnio badany.

Bionieorganiczne medyczne. G.K. Baraszkow

Pierwiastki zaliczane do VII grupy układu okresowego dzielą się na dwie podgrupy: główną – podgrupę halogenową – i drugorzędną – podgrupę manganu. Do tej samej grupy zalicza się wodór, chociaż jego atom ma pojedynczy elektron na zewnętrznym, poziomie walencyjnym i należy go umieścić w grupie I. Jednakże wodór ma bardzo niewiele wspólnego zarówno z pierwiastkami podgrupy głównej – metalami alkalicznymi, jak i pierwiastkami podgrupy drugorzędnej – miedzią, srebrem i złotem. Jednocześnie, podobnie jak halogeny, dodaje elektron w reakcjach z aktywnymi metalami i tworzy wodorki, które mają pewne podobieństwa do halogenków.

Podgrupa halogenów obejmuje fluor, chlor, brom, jod i astat. Pierwsze cztery pierwiastki występują w przyrodzie, ostatni jest otrzymywany sztucznie i dlatego został zbadany znacznie rzadziej niż pozostałe halogeny. Słowo halogen oznacza tworzenie soli. Pierwiastki podgrupy otrzymały tę nazwę ze względu na łatwość, z jaką reagują z wieloma metalami, tworząc sole.

Wszystkie halogeny mają strukturę zewnętrznej powłoki s2p5. Dlatego łatwo przyjmują elektron, tworząc stabilną powłokę elektronową gazu szlachetnego (s2р6). Fluor ma najmniejszy promień atomowy w podgrupie, w pozostałych przypadkach zwiększa się w szeregu F< Cl < Br < I < Аt и составляет соответственно 133; 181; 196; 220 и 270 пм. В таком же порядке уменьшается сродство атомов элементов к электрону. Галогены - очень активные элементы. Они могут отнимать, электроны не только у атомов, которые их легко отдают, но и у ионов и даже вытеснять другие галогены, менее активные, из их соединений. Например, фтор вытесняет хлор из хлоридов, хлор - бром из бромидов, а бром - иод из иодидов.

Ze wszystkich halogenów tylko fluor, który znajduje się w okresie II, nie ma niewypełnionego poziomu d. Z tego powodu nie może mieć więcej niż jednego niesparowanego elektronu i wykazuje jedynie wartościowość -1. W atomach innych halogenów poziom d nie jest wypełniony, co pozwala im mieć różną liczbę niesparowanych elektronów i wykazywać wartościowości -1, +1, +3, +5 i +7 obserwowane w związkach tlenu chlor, brom i jod.

Podgrupa manganu obejmuje mangan, technet i ren. W przeciwieństwie do halogenów pierwiastki podgrupy manganu mają tylko dwa elektrony na zewnętrznym poziomie elektronowym i dlatego nie wykazują zdolności przyłączania elektronów, tworząc ujemnie naładowane jony.

NIEUKOŃCZONE WYkształcenie średnie w Federacji Rosyjskiej, etap w uzyskiwaniu ukończonego wykształcenia średniego; wiedzę zdobytą w gimnazjum. Ci, którzy ukończyli klasę 8 (9), kontynuują naukę w szkole średniej lub w placówkach kształcenia zawodowego.

Jewgienij Pietrowicz CZEŁYSZEW (ur. 1921), rosyjski krytyk literacki, akademik Rosyjskiej Akademii Nauk (1991; akademik Akademii Nauk ZSRR od 1987). Zajmuje się problematyką literatury indyjskiej.

ENTUZJAZM (gr. entuzjazmos), inspiracja, uniesienie w procesie osiągania celu.

Pierwiastki zaliczane do VII grupy układu okresowego dzielą się na dwie podgrupy: główną – podgrupę halogenową – i drugorzędną – podgrupę manganu. Wodór również zalicza się do tej grupy, chociaż jego atom ma pojedynczy elektron na zewnętrznym, poziomie walencyjnym i powinien być umieszczony w grupie I. Jednakże wodór ma bardzo niewiele wspólnego zarówno z pierwiastkami podgrupy głównej – metalami alkalicznymi, jak i pierwiastkami podgrupy drugorzędnej – miedzią, srebrem i złotem. Jednocześnie, podobnie jak halogeny, dodaje elektron w reakcjach z aktywnymi metalami i tworzy wodorki, które mają pewne podobieństwa do halogenków.

Podgrupa halogenów obejmuje fluor, chlor, brom, jod i astat. Pierwsze cztery pierwiastki występują w przyrodzie, ostatni jest otrzymywany sztucznie i dlatego został zbadany znacznie rzadziej niż pozostałe halogeny. Słowo halogen oznacza tworzenie soli. Pierwiastki podgrupy otrzymały tę nazwę ze względu na łatwość, z jaką reagują z wieloma metalami, tworząc sole. Wszystkie halogeny mają strukturę zewnętrznej powłoki elektronowej s 2 p 5. Dlatego łatwo przyjmują elektron, tworząc stabilną powłokę elektronową gazu szlachetnego (s 2 p 6). Fluor ma najmniejszy promień atomowy w podgrupie, w pozostałych przypadkach zwiększa się w szeregu F< Cl < Br < I < Аt и составляет соответственно 133; 181; 196; 220 и 270 пм. В таком же порядке уменьшается сродство атомов элементов к электрону. Галогены - очень активные элементы. Они могут отнимать, электроны не только у атомов, которые их легко отдают, но и у ионов и даже вытеснять другие галогены, менее активные, из их соединений. Например, фтор вытесняет хлор из хлоридов, хлор - бром из бромидов, а бром - иод из иодидов. Из всех галогенов только фтор, находящийся во II периоде, не имеет незаполненного d-уровня. По этой причине он не может иметь больше одного неспаренного электрона и проявляет валентность только -1. В атомах других галогенов d-уровень не заполнен, что дает им возможность иметь различное количество неспаренных электронов и проявлять валентность -1, +1, +3, +5 и +7, наблюдающуюся в кислородных соединениях хлора, брома и иода К подгруппе марганца принадлежат марганец, технеций и рений. В отличии от галогенов элементы подгруппы марганца имеют на внешнем электронном уровне всего два электрона и поэтому не проявляют способности присоединять электроны, образуя отрицательно заряженные ионы.Марганец распространен в природе и широко используется в промышленности.Технеций радиоактивен, в природе не встречаемся, а получен искусственно (впервые - Э. Сегре и К.Перрье, 1937}. Этот элемент образуется вследствие радиоактивного распада урана. Рений относится к числу рассеянных элементов. Он не образует самостоятельных минералов, а встречается в качестве спутника некоторых минералов, особенно молибденовых. Он был открыт В. и И. Ноддак в 1925 г. Сплавы, имеющие небольшие добавки рения, обладают повышенной устойчивостью против коррозии. Добавка рения к и ее сплавам увеличивает их механическую прочность. Это свойство рения позволяет применять его вместо благородного металла иридия. Платино-платинорениевые термопары работают лучше платино-платиноиридиевых, но их нельзя использовать при очень высоких температурах, так как образуется летучее соединение Re 2 O 7 .

Cechą charakterystyczną niemetali jest większa (w porównaniu z metalami) liczba elektronów na zewnętrznym poziomie energetycznym ich atomów. Decyduje to o ich większej zdolności do przyłączania dodatkowych elektronów i wykazywaniu większej aktywności oksydacyjnej niż metale. Szczególnie silne właściwości utleniające, czyli zdolność przyłączania elektronów, wykazują niemetale znajdujące się w II i III okresie grup VI-VII. Jeśli porównamy rozmieszczenie elektronów na orbitali w atomach fluoru, chloru i innych halogenów, możemy ocenić ich charakterystyczne właściwości. Atom fluoru nie ma wolnych orbitali. Dlatego atomy fluoru mogą wykazywać jedynie wartościowość I i stopień utlenienia 1. Najsilniejszym utleniaczem jest fluor. W atomach innych halogenów, na przykład w atomie chloru, znajdują się wolne orbitale d na tym samym poziomie energii. Dzięki temu parowanie elektronów może zachodzić na trzy różne sposoby. W pierwszym przypadku chlor może wykazywać stopień utlenienia +3 i tworzyć kwas chlorawy HClO2, który odpowiada solom - chlorytom, na przykład chlorynowi potasu KClO2. W drugim przypadku chlor może tworzyć związki, w których stopień utlenienia chloru wynosi +5. Do takich związków zalicza się kwas podchlorawy HClO3 i jego sole – chlorany, np. chloran potasu KClO3 (sól Bertholleta). W trzecim przypadku chlor wykazuje stopień utlenienia +7, np. w kwasie nadchlorowym HClO4 i jego solach, nadchloranach (w nadchloranie potasu KClO4).

Szczególne reakcje analityczne jonów Mn 2+

1.5.5. Utlenianie bizmutanem sodu NaBiO 3 przebiega według równania:

2Mn(NO 3) 2 + 5NaBiO 3 + 16HNO 3 = 2HMnO 4 + 5Bi(NO 3) 3 + 5NaNO 3 + 7H 2 O.

Reakcja zachodzi na zimno. Wykonanie reakcji: do 1-2 kropli roztworu soli manganu dodać 3-4 krople 6 M roztworu HNO 3 i 5-6 kropli H 2 O, po czym szpatułką dodać odrobinę proszku NaBiO 3. Po wymieszaniu zawartości probówki odstawić na 1-2 minuty, następnie odwirować w celu oddzielenia nadmiaru bizmutanu sodu. W obecności Mn 2+ roztwór zmienia kolor na fioletowy w wyniku tworzenia się kwasu manganowego, który jest jednym z najsilniejszych utleniaczy.

1.5.6. Utlenianie PbO 2 dwutlenkiem ołowiu w środowisku kwasu azotowego po podgrzaniu:

2Mn(NO 3) 2 + 5PbO 2 + 6HNO 3 → 2HMnO 4 + 5Pb(NO 3) 2 + 2H 2 O.

Wykonanie reakcji: Weź trochę proszku PbO 2 i umieść go w probówce, dodaj 4-5 kropli 6 M HNO 3 i podgrzewaj, mieszając. Pojawienie się fioletowego koloru wskazuje na obecność Mn 2+.

1.5.7. W analizie istotne są reakcje Mn 2+ z węglanami metali alkalicznych, wodorofosforanem sodu, reakcje utleniania z nadsiarczanem amonu, utlenianie benzydyny związkami Mn 4+, redukcja AgCl do metalicznego srebra za pomocą jonów Mn 2+.

88. Elementy grupy VIII B. Typowe właściwości najważniejszych związków. Rola biologiczna. Reakcje analityczne dla jonów Fe 3+ i Fe 2+.

Podgrupa żelaza- pierwiastki chemiczne grupy 8 układu okresowego pierwiastków chemicznych (wg przestarzałej klasyfikacji - pierwiastki drugiej podgrupy grupy VIII). Grupa obejmuje żelazo Fe, ruten Ru i osm Os. W oparciu o konfigurację elektronową atomu sztucznie syntetyzowany pierwiastek również należy do tej samej grupy Hassiy Hs, który został odkryty w 1984 roku w Centrum Badań Ciężkich Jonów (Niemcy). Gesellschaft für Schwerionenforschung, GSI), Darmstadt, Niemcy w wyniku bombardowania tarczy ołowianej (208 Pb) wiązką jonów żelaza-58 z akceleratora UNILAC. W wyniku eksperymentu zsyntetyzowano 3 265 jąder Hs, które wiarygodnie zidentyfikowano na podstawie parametrów łańcucha rozpadu α. Jednocześnie i niezależnie tę samą reakcję badano w ZIBJ (Dubna, Rosja), gdzie na podstawie obserwacji 3 zdarzeń rozpadu α ​​jądra 253 Es stwierdzono również, że w tej reakcji jądro 265 Hs, poddane do rozpadu α, został zsyntetyzowany. Wszystkie pierwiastki z grupy 8 zawierają 8 elektronów na swoich powłokach walencyjnych. Dwa pierwiastki z tej grupy – ruten i osm – należą do rodziny metali platynowych. Podobnie jak w innych grupach, pierwiastki z grupy 8 wykazują wzorce konfiguracji elektronowej, szczególnie w swoich zewnętrznych powłokach, chociaż, co dziwne, ruten nie podąża za tym trendem. Jednak pierwiastki z tej grupy wykazują również podobieństwa we właściwościach fizycznych i zachowaniu chemicznym: żelazo rzadko występuje w przyrodzie w czystej postaci, najczęściej występuje w meteorytach żelazowo-niklowych. Występowanie żelaza w skorupie ziemskiej wynosi 4,65% (4 miejsce po tlenie, krzemie i aluminium). Uważa się również, że żelazo stanowi większość jądra Ziemi.

Ruten jest jedyną platyną występującą w żywych organizmach. (Według niektórych źródeł – także platyna). Skoncentrowany głównie w tkance mięśniowej. Wyższy tlenek rutenu jest wyjątkowo toksyczny i będąc silnym utleniaczem, może powodować zapalenie substancji łatwopalnych.

Reakcje analityczne

Heksacyjanożelazian(III) potasu K 3 wraz z kationem Fe 2+ tworzy niebieski osad „błękitu Turnboole’a”:

3FeSO 4 + 2K 3 → Fe 3 2 ↓+ 3K 2 SO 4 ,

3Fe 2+ + 2Fe(CN) 6 3– → Fe 3 2 ↓.

Osad nie rozpuszcza się w kwasach, ale rozkłada się z zasadami, tworząc Fe(OH) 2. W przypadku nadmiaru odczynnika osad staje się zielony. Reakcję zakłócają jony Fe 3+, które przy dużych stężeniach nadają odczynnikowi brązową barwę roztworu oraz jony Mn 2+ i Bi 3+, które dają odczynnikowi słabo zabarwione osady, rozpuszczalne w kwasach. Wykonywanie reakcji. Do probówki umieścić 1–2 krople roztworu FeSO 4 i dodać 1 kroplę odczynnika. Powstały osad podzielić na dwie części, do pierwszej dodać 1-2 krople 2 M roztworu HCl, a do drugiej 1-2 krople 2 M roztworu alkalicznego. Warunki reakcji dotyczą rozcieńczonych roztworów w środowisku kwaśnym, pH = 3.

1.5.2.> Utlenianie Fe 2+ do Fe 3+. Jon Fe 2+ jest dość silnym środkiem redukującym i można go utlenić pod działaniem wielu środków utleniających, na przykład H 2 O 2, KMnO 4, K 2 Cr 2 O 7 w środowisku kwaśnym itp.

2Fe 2+ + 4OH – + H 2 O 2 → 2Fe(OH) 3 ↓.

Prowadząc analizę systematyczną, Fe 2+ należy odkryć we wstępnych testach, ponieważ w procesie rozdzielania grup Fe 2+ można utlenić do Fe 3+.

Szczególne reakcje analityczne jonów Fe 3+

1.5.3. Heksacyjanożelazian(II) potasu K 4 z kationami Fe 3+ tworzy ciemnoniebieski osad „błękitu pruskiego”:

4Fe 3+ + 3Fe(CN) 6 4– → Fe 4 3 ↓.

Osad jest praktycznie nierozpuszczalny w kwasach, ale rozkłada się z zasadami tworząc Fe(OH) 3 . W nadmiarze odczynnika osad wyraźnie się rozpuszcza. Wykonanie reakcji. Dodać 1 kroplę odczynnika do 1–2 kropli roztworu FeCl 3. Powstały osad podzielić na dwie części. Do jednej części dodać 2-3 krople 2 M roztworu HCl, do drugiej 1-2 krople 2 M roztworu NaOH, wymieszać.

1.5.4. Tiocyjanian potasu (rodanek) KNCS z jonami Fe 3+ tworzy krwistoczerwony kompleks. W zależności od stężenia tiocyjanianu mogą tworzyć się kompleksy o różnym składzie:

Fe 3+ + NCS – ↔ Fe(NCS) 2+ ,

Fe 3+ + 2NCS – ↔ Fe(NCS) 2+,

itp. do Fe 3+ + 6NCS – ↔ Fe(NCS) 6 3– ,

Reakcja jest odwracalna, dlatego odczynnik pobiera się w nadmiarze. Oznaczenie zakłócają jony tworzące trwałe kompleksy z Fe 3+, na przykład jony fluorkowe, sole kwasów fosforowego, szczawiowego i cytrynowego.

89. Elementy grupy I B. Typowe właściwości najważniejszych związków, rola biologiczna. Działanie bakteriobójcze jonów Ag + i Cu 2+. Reakcje analityczne na jony srebra i miedzi.

n = 4 Cu ns1(n-1)d10, poziom zewnętrzny - 1 ē,

przedzewnętrzny - 18 ē

n = 5 Ag Niesparowany ē - jeden(awaria, poślizg), ale

n = 6 Au 18 - warstwa elektronowa, stabilna w podgrupie

cynk, nie ustabilizował się jeszcze całkowicie tutaj i

zdolny do utraty ē, więc CO są możliwe

Tylko pierwiastki d grupy IB tworzą związki, w których CO przewyższa grupę N, a jest bardziej stabilny dla Cu2+, Ag+, Au+3

Charakterystyczną właściwością podwójnie naładowanych jonów miedzi jest ich zdolność do łączenia się z cząsteczkami amoniaku w celu utworzenia jonów złożonych. Miedź jest jednym z pierwiastków śladowych. Fe, Cu, Mn, Mo, B, Zn, Co otrzymało tę nazwę ze względu na to, że niewielkie ich ilości są niezbędne do prawidłowego funkcjonowania roślin. Mikroelementy zwiększają aktywność enzymów, sprzyjają syntezie cukru, skrobi, białek, kwasów nukleinowych, witamin i enzymów. Srebro jest metalem o niskiej aktywności. W atmosferze powietrza nie utlenia się ani w temperaturze pokojowej, ani po podgrzaniu. Często obserwowane czernienie srebrnych przedmiotów jest efektem tworzenia się na ich powierzchni czarnego siarczku srebra – AgS 2. Dzieje się tak pod wpływem siarkowodoru zawartego w powietrzu, a także w przypadku kontaktu srebrnych przedmiotów z produktami spożywczymi zawierającymi związki siarki typu 4Ag + 2H 2 S + O 2 -> 2Ag 2 S + 2H 2 OV. Dlatego kwas solny i rozcieńczony kwas siarkowy nie mają na to wpływu. Srebro zazwyczaj rozpuszcza się w kwasie azotowym, który oddziałuje z nim według równania: Ag + 2HNO 3 -> AgNO 3 + NO 2 + H 2 O Srebro tworzy jedną serię soli, których roztwory zawierają bezbarwne kationy Ag + działając na roztwory soli srebra, można spodziewać się AgOH, ale zamiast tego wytrąca się brązowy osad tlenku srebra(I): 2AgNO 3 + 2NaOH -> Ag 2 O + 2NaNO 3 + H 2 O Oprócz srebra (I ) tlenek, znane są tlenki AgO i Ag 2 O 3 Azotan srebra (lapis ) - AgNO 3 - tworzy bezbarwne, przezroczyste kryształy, dobrze rozpuszczalne w wodzie. Stosowane jest w produkcji materiałów fotograficznych, w produkcji luster, w galwanizacji oraz w medycynie. Podobnie jak miedź, srebro ma tendencję do tworzenia związków złożonych. Wiele nierozpuszczalnych w wodzie związków srebra (np. tlenek srebra(I). - Ag 2 O i chlorek srebra AgCl) łatwo rozpuszczają się w wodnym roztworze amoniaku Do srebra galwanicznego stosuje się złożone związki cyjanku srebra, ponieważ podczas elektrolizy roztworów tych soli na powierzchni osadza się gęsta warstwa drobnokrystalicznego srebra. produktów. Wszystkie związki srebra łatwo ulegają redukcji poprzez wydzielanie metalicznej siarki. Jeśli do amoniakalnego roztworu tlenku srebra(I) w szklanym pojemniku doda się odrobinę glukozy lub formaliny jako środka redukującego, wówczas metaliczne srebro uwolni się w postaci gęstej, błyszczącej, lustrzanej warstwy na powierzchni szkła. Jony srebra hamują rozwój bakterii i już w bardzo niskich stężeniach sterylizują wodę pitną. W medycynie do dezynfekcji błon śluzowych stosuje się koloidalne roztwory srebra stabilizowane specjalnymi dodatkami (protargol, kolargol itp.). Srebro (wraz z innymi metalami ciężkimi, takimi jak miedź, cyna, rtęć) ma działanie bakteriobójcze. efekt już w małych stężeniach (tzw. efekt oligodynamiczny). Wyraźne działanie bakteriobójcze (zdolność do niezawodnego zabijania niektórych bakterii) obserwuje się przy stężeniach jonów srebra powyżej 0,15 mg/l. W ilości 0,05 - 0,1 mg/l jony srebra mają jedynie działanie bakteriostatyczne (zdolność hamowania wzrostu i rozmnażania się bakterii).Chociaż stopień dezynfekcji srebra nie jest tak wysoki, jak ozon czy promienie UV, jony srebra mogą pozostawać w wodzie przez długi czas, zapewniając długoterminową dezynfekcję. Mechanizm działania srebra nie jest jeszcze w pełni poznany. Naukowcy uważają, że działanie dezynfekujące obserwuje się, gdy dodatnio naładowane jony srebra i miedzi tworzą wiązania elektrostatyczne z ujemnie naładowaną powierzchnią komórek mikroorganizmów. Te wiązania elektrostatyczne tworzą napięcie, które może zaburzyć przepuszczalność komórek i ograniczyć wnikanie do nich niezbędnych ilości składników odżywczych. Wnikając do wnętrza komórek jony srebra i miedzi oddziałują z aminokwasami wchodzącymi w skład białek i wykorzystywanymi w procesie fotosyntezy. W efekcie proces przemiany promieniowania słonecznego w pożywienie i energię dla mikroorganizmów zostaje zakłócony, co prowadzi do ich śmierci. W wyniku licznych badań wykazano skuteczne działanie bakteriobójcze jonów srebra na większość drobnoustrojów chorobotwórczych, a także wirusy. zostało potwierdzone. Jednakże przetrwalnikujące odmiany mikroorganizmów są praktycznie niewrażliwe na srebro. Wzbogacanie wody w jony srebra można przeprowadzić na kilka sposobów: bezpośredni kontakt wody z powierzchnią srebra, uzdatnianie wody roztworem soli srebra i elektrolitem. metoda.

Jakościowa reakcja na jony miedzi
Heksacyjanożelazian potasu (2) K 4 tworzy z roztworem soli miedzi czerwono-brązowy osad Cu2, nierozpuszczalny w rozcieńczonych kwasach, ale rozpuszczalny w roztworze amoniaku.
Cu 2+ + 4+ ® Cu 2 ¯Do 3 kropli roztworu CuSO 4 dodać 2 krople roztworu soli K 4. Zaobserwować powstawanie czerwonego osadu. Odwirować osad i dodać do niego 3-5 kropli roztworu amoniaku.

Reakcje wykrywania jonów miedzi Cu2+

Działanie odczynnika grupowego H2S. Siarkowodór tworzy czarny osad siarczku miedzi (II) w zakwaszonych roztworach soli miedzi: CuS: CuSO4 + H2S = CuS + H2SO4,Cu2+ + H2S = CuS + 2H+.

Działanie wodorotlenku amonu NH4OH. Wodorotlenek amonu NH4OH w nadmiarze tworzy z solami miedzi kompleksowy kation tetraaminy miedzi (II) o intensywnie niebieskiej barwie:

CuSO4 + 4NH4OH = SO4 + 4H2O,

Cu2+ + 4NH4OH = + + 4H2O.

Reakcje detekcji jonów srebra Ag+

Działanie odczynnika grupowego HC1. Kwas solny z roztworami soli Ag+ tworzy biały osad chlorku srebra AgCl, który jest praktycznie nierozpuszczalny w wodzie:

Ag+ + Cl- = AgCl.

Wykrywanie kationu srebra. Kwas solny i roztwory jego soli (tj. jonów chlorkowych Cl-) wraz z roztworami soli Ag+ tworzą praktycznie nierozpuszczalny w wodzie biały osad chlorku srebra AgCl, który dobrze rozpuszcza się w nadmiarze roztworu NH4OH; w tym przypadku tworzy się rozpuszczalna w wodzie kompleksowa sól srebra, chlorek diaminy srebra. Przy późniejszym działaniu kwasu azotowego jon kompleksowy ulega zniszczeniu i ponownie wytrąca się chlorek srebra (do jego wykrycia wykorzystuje się następujące właściwości soli srebra):

AgNO3 + HCl = AgCl + HNO3,

AgCl + 2NH4OH = Cl + 2H2O,

Cl + 2HNO3 = AgCl + 2NH4NO3.

90. Elementy grupy II B. Typowe właściwości najważniejszych związków, rola biologiczna. Złożony charakter enzymów zawierających miedź i cynk. Reakcje analityczne dla jonów Zn 2+.

Enzymy są naturalnymi katalizatorami białkowymi. Niektóre enzymy mają skład czysto białkowy i nie wymagają innych substancji, aby wykazywać swoje działanie. Istnieje jednak duża grupa enzymów, których aktywność pojawia się dopiero w obecności pewnych związków niebiałkowych. Związki te nazywane są kofaktorami. Kofaktorami mogą być np. jony metali lub związki organiczne o złożonej budowie – zwykle nazywane są koenzymami. Ustalono, że do prawidłowego funkcjonowania enzymu czasami potrzebny jest zarówno koenzym, jak i jon metalu, tworzący trójskładnikowy kompleks wraz z cząsteczką substratu. Zatem metale są częścią maszyn biologicznych jako część niezastąpiona. Jony magnezu są potrzebne do pracy przy przenoszeniu reszt kwasu fosforowego, a do tych samych celów potrzebne są również jony potasu; hydroliza białek wymaga jonów cynku itp. Poniżej szczegółowo przeanalizujemy te zagadnienia. Enzymy z reguły przyspieszają reakcje tego samego rodzaju, a tylko nieliczne z nich działają tylko na jedną konkretną i pojedynczą reakcję. Do enzymów charakteryzujących się absolutną specyficznością należy w szczególności ureaza rozkładająca mocznik. Większość enzymów nie jest tak rygorystyczna w wyborze substratu. Na przykład ta sama hydrolaza jest zdolna do katalizowania hydrolitycznego rozkładu kilku różnych estrów. W miarę pogłębiania się chemicznej strony badań biologicznych, a chemicy coraz częściej stali się asystentami i współpracownikami biologów, liczba nowo odkrytych enzymów stale rosła; wkrótce trzeba było je liczyć nie w dziesiątkach, ale w setkach. To rozszerzenie gamy katalizatorów biologicznych powodowało pewne trudności w klasyfikacji i nazewnictwie enzymów. Wcześniej enzymy nazywano w zależności od substratu, na który działały, z dodatkiem końcówki „aza”. Tak więc, jeśli enzym działa na maltozę cukrową, nazywano go „maltazą”, jeśli na laktozę – „laktazą” itp. Obecnie przyjęto nomenklaturę, w której nazwa odzwierciedla również funkcję chemiczną enzymu. Cząsteczka „aza” jest zarezerwowana dla prostych enzymów. Jeżeli w reakcji bierze udział kompleks enzymów, stosuje się termin „układ”.

Enzymy dzielą się na sześć klas:

Oksydoreduktazy. Są to enzymy katalizujące reakcje redoks. Przykłady oksydoreduktaz obejmują dehydrogenazę pirogronianową, która usuwa wodór z kwasu pirogronowego, katalazę, która rozkłada nadtlenek wodoru itp.

Pierwiastki zaliczane do VII grupy układu okresowego dzielą się na dwie podgrupy: główną – podgrupę halogenową – i drugorzędną – podgrupę manganu. Do tej samej grupy zalicza się wodór, chociaż jego atom ma pojedynczy elektron na zewnętrznym, poziomie walencyjnym i należy go umieścić w grupie I. Jednakże wodór ma bardzo niewiele wspólnego zarówno z pierwiastkami podgrupy głównej – metalami alkalicznymi, jak i pierwiastkami podgrupy drugorzędnej – miedzią, srebrem i złotem. Jednocześnie, podobnie jak halogeny, dodaje elektron w reakcjach z aktywnymi metalami i tworzy wodorki, które mają pewne podobieństwa do halogenków.

Podgrupa halogenów obejmuje fluor, chlor, brom, jod i astat. Pierwsze cztery pierwiastki występują w przyrodzie, ostatni jest otrzymywany sztucznie i dlatego został zbadany znacznie rzadziej niż pozostałe halogeny. Słowo halogen oznacza tworzenie soli. Pierwiastki podgrupy otrzymały tę nazwę ze względu na łatwość, z jaką reagują z wieloma metalami, tworząc sole.

Wszystkie halogeny mają strukturę zewnętrznej powłoki elektronowej s 2 p 5. Dlatego łatwo przyjmują elektron, tworząc stabilną powłokę elektronową gazu szlachetnego (s 2 p 6). Fluor ma najmniejszy promień atomowy w podgrupie, w pozostałych przypadkach zwiększa się w szeregu F

Ze wszystkich halogenów tylko fluor, który znajduje się w okresie II, nie ma niewypełnionego poziomu d. Z tego powodu nie może mieć więcej niż jednego niesparowanego elektronu i wykazuje jedynie wartościowość -1. W atomach innych halogenów poziom d nie jest wypełniony, co daje im możliwość posiadania różnej liczby niesparowanych elektronów i wykazywania wartościowości -1, +1, +3, +5 i +7, obserwowanej w tlenie związki chloru, bromu i jodu.

Podgrupa manganu obejmuje mangan, technet i ren. W przeciwieństwie do halogenów pierwiastki podgrupy manganu mają tylko dwa elektrony na zewnętrznym poziomie elektronowym i dlatego nie wykazują zdolności przyłączania elektronów, tworząc ujemnie naładowane jony.

Mangan występuje powszechnie w przyrodzie i jest szeroko stosowany w przemyśle.

Technet jest radioaktywny, nie występuje w przyrodzie, ale został uzyskany sztucznie (najpierw E. Segre i C. Perrier, 1937). Pierwiastek ten powstaje w wyniku radioaktywnego rozpadu uranu. Ren jest jednym z pierwiastków śladowych. Nie tworzy niezależnych minerałów, ale występuje jako towarzysz niektórych minerałów, zwłaszcza molibdenu. Odkryli go V. i I. Noddakowie w 1925 roku. Stopy z niewielkimi dodatkami renu mają zwiększoną odporność na korozję. Dodatek renu do jego stopów zwiększa ich wytrzymałość mechaniczną. Ta właściwość renu pozwala na stosowanie go zamiast irydu jako metalu szlachetnego. Termopary platyna-platyna-ren działają lepiej niż termopary platyna-platyna-iryd, ale nie można ich stosować w bardzo wysokich temperaturach, ponieważ tworzy się lotny związek Re 2 O 7.

65. Wodór

Wodór został odkryty przez angielskiego fizyka i nazwał go G. Cavendish w 1766 roku.

Będąc w naturze. Zawartość wodoru w skorupie ziemskiej, czyli jej Clarke, wynosi 0,15%. Pierwiastek ten wchodzi w skład wielu minerałów, wszelkich związków organicznych, a także wody, która pokrywa prawie 3/4 powierzchni globu. W stanie wolnym wodór występuje w małych ilościach w górnych warstwach atmosfery i w niektórych naturalnych gazach łatwopalnych.

Właściwości fizyczne. W normalnych warunkach wodór jest gazem bezbarwnym i bezwonnym. Wodór jest najlżejszym ze wszystkich pierwiastków: 14,5 razy lżejszy od powietrza, słabo rozpuszczalny w wodzie (2 objętości wodoru rozpuszczają się w 100 objętościach wody o temperaturze pokojowej). W temperaturze 253 C i ciśnieniu atmosferycznym wodór przechodzi w stan ciekły, a w 259 C krzepnie. Dzięki niskiej masie cząsteczkowej łatwo dyfunduje (przechodzi) przez przegrody porowate, a nawet przez nagrzaną przegrodę metalową. Dlatego gumowe kulki napełnione wodorem i bardzo starannie zawiązane, po pewnym czasie wypuszczają powietrze. W podwyższonych temperaturach wodór jest dobrze rozpuszczalny w wielu metalach (nikiel, platyna, pallad).

W przyrodzie wodór występuje w postaci trzech izotopów: prot – o liczbie masowej 1, deuter – o liczbie masowej 2 i tryt – o liczbie masowej 3. 99,98% naturalnego wodoru to prot.

Właściwości chemiczne. Atom wodoru ma tylko jeden elektron, więc tworząc związki chemiczne, może go łatwo oddać, tworząc jedną wspólną parę elektronów lub dodając kolejny elektron, tworząc dwuelektronową powłokę zewnętrzną, podobnie jak gaz szlachetny hel.

Ze względu na mały ładunek jądra atom wodoru stosunkowo słabo przyciąga elektrony i może je przyłączyć tylko wtedy, gdy inny pierwiastek łatwo je odda. Takimi pierwiastkami są metale alkaliczne i metale ziem alkalicznych, które po podgrzaniu w atmosferze wodoru tworzą związki podobne do soli - wodorki:

2 K+ H 2 = 2 KN (wodorek potasu)

Ca + H 2 = CaH 2 (wodorek wapnia)

Wodór bardziej charakteryzuje się związkami, w których wykazuje dodatni stopień utlenienia. Oddziałuje z wieloma niemetalami. W zależności od aktywności niemetali reakcja może przebiegać z różną szybkością. Zatem wodór zawsze oddziałuje wybuchowo z fluorem:

F 2 + H 2 = 2 HF (fluorowodór)

Chlor oddziałuje z wodorem znacznie spokojniej: w ciemności i bez ogrzewania reakcja przebiega dość wolno, w świetle znacznie szybciej, a w obecności inicjatora (iskra, ogrzewanie) - natychmiast i z eksplozją. Dlatego mieszanina chloru i wodoru jest wybuchowa i wymaga szczególnej ostrożności podczas obchodzenia się z nią. Wodór dobrze się pali w atmosferze chloru. We wszystkich przypadkach reakcja wodoru z chlorem przebiega zgodnie z równaniem

H 2 + C1 2 = 2 HC1 (chlorowodór)

Wodór reaguje bardzo powoli z bromem i jodem.

Wodór reaguje z tlenem równie aktywnie jak z chlorem.

2 H. 2 + O 2 = 2 H. 2 O

Mieszanina wodoru i tlenu jest również wybuchowa i w obecności inicjatora eksploduje.

Wodór reaguje z innymi niemetalami w wysokich lub w wysokich temperaturach. temperatura i ciśnienie. Na przykład wodór reaguje z siarką tylko po podgrzaniu, a z azotem - pod wpływem ciepła i wysokiego ciśnienia:

H 2 + S = H 2 S (siarkowodór)

3 H 2 + N 2 = 2 NH 3 (amoniak)

Wodór może usuwać tlen lub halogeny z wielu metali i niemetali. W tym przypadku pełni rolę środka redukującego:

CuO + H2 = Cu + H2O

CuCl2 + H2 = Cu + 2HC1

Reakcje te są stosowane w metalurgii w celu wytworzenia wolnych metali. Zwykle występują w wysokich temperaturach. Im bardziej aktywny jest metal, tym wyższa jest temperatura wymagana do jego redukcji.

Wodór atomowy jest bardziej aktywny niż wodór molekularny, dlatego wszystkie reakcje charakterystyczne dla wodoru z wodorem atomowym przebiegają bardziej energetycznie. Jeśli wodór molekularny redukuje metale z soli tylko po podgrzaniu, wówczas wodór atomowy może zredukować wiele metali z ich soli nawet w roztworach wodnych.

Powstawaniu cząsteczki wodoru z jej atomów towarzyszy wydzielanie dużej ilości ciepła:

H + H = H2 + 435 kJ

Jeśli skierujesz strumień gazu zawierającego wodór atomowy na ciało stałe, to z powodu. ciepło uwolnione w wyniku tworzenia się cząsteczek wodoru z atomów, temperatura powierzchni ciała wzrośnie do 4000 °C. Reakcję tę wykorzystuje się w spawalnictwie.

Paragon. W warunkach laboratoryjnych wodór otrzymuje się:

1) oddziaływanie metalu (najczęściej cynku) z kwasem solnym lub

rozcieńczona siarka. kwas:

Zn + 2 HCl = ZnС1 2 + H 2 

W formie jonowej równanie wygląda następująco:

Zn + 2 N  = Zn 2  + N 2 

Reakcję prowadzi się w aparacie Kippa (ryc. 40). Granulowany cynk ładowany jest do środkowej kuli, a górny, przy zamkniętym kranie, napełniany jest roztworem kwasu w aparacie roboczym, kwas z górnej kuli spada do dolnego pojemnika, skąd wchodzi do środkowej kuli , gdzie reaguje z cynkiem. Reakcja przy otwartym kranie trwa aż do całkowitego rozpuszczenia cynku. Jeśli kran jest zamknięty, wodór nie wypływa ze środkowej kuli i wypiera z niej kwas do dolnego pojemnika, skąd następuje proces. nadmiar przechodzi do górnej kuli. Po otwarciu kranu kwas ponownie styka się z cynkiem i tworzy się wodór;

2) oddziaływanie z alkaliami metali, których wodorotlenki mają właściwości amfoteryczne (aluminium, cynk):

Zn + 2 KOH + 2 H 2 O = K 2 + H 2 

2 A1 + 6 KOH + 6 H. 2 O = 2 K. 3 [A1(OH) 6 ] + 3 H. 2 

3) elektroliza wody, do której dodaje się elektrolit - alkaliczny lub siarczan metalu alkalicznego - w celu zwiększenia zawartości wody elektrycznej. Chlorki są mniej odpowiednie do tego celu, ponieważ podczas ich elektrolitycznego rozkładu na anodzie powstaje chlor.

W przemyśle wodór produkowany jest na inne sposoby:

1) poprzez obróbkę gorącego węgla parą wodną w specjalnych urządzeniach - wytwornicach gazu. W wyniku oddziaływania pary wodnej z węglem powstaje tzw. gaz wodny, składający się z wodoru i tlenku węgla:

C + H 2 O = CO + H 2

Podczas obróbki gazu wodnego parą w obecności katalizatora żelazowego tlenek węgla przekształca się w dwutlenek, który łatwo rozpuszcza się w wodzie pod podwyższonym ciśnieniem lub w roztworach alkalicznych:

CO + H 2 O = CO 2 + H 2

CO 2 + H 2 O  H 2 CO 3

CO 2 + 2 KOH = K 2 CO 3 + H 2 O

2) konwersja (konwersja) metanu za pomocą pary wodnej, dwutlenku węgla lub mieszaniny pary wodnej i dwutlenku węgla:

CH 4 + H 2 O = CO + 3 H 2

CH 4 + CO 2 = 2 CO + 2 H 2

3 CH 4 + CO 2 + 2 H 2 O = 4 CO + 8 H 2

Procesy te zachodzą w temperaturze około 1000°C w obecności katalizatora na bazie niklu z dodatkami tlenków magnezu, glinu i innych metali. Powstałą mieszaninę można wykorzystać jako surowiec do produkcji różnych substancji organicznych (metanol, aldehydy, węglowodory itp.) lub do produkcji wodoru (mieszaninę traktuje się parą wodną, ​​jak pokazano powyżej);

3) jako produkt uboczny wytwarzania chloru i wodorotlenków metali alkalicznych w procesie elektrolizy roztworów ich chlorków.

Aplikacja. Wodór jest cennym surowcem dla przemysłu chemicznego. Służy do produkcji amoniaku, metanolu, aldehydów, węglowodorów, konwersji tłuszczów ciekłych na tłuszcze stałe (uwodornienie) oraz produkcji paliwa ciekłego poprzez uwodornienie węgla i oleju opałowego. W metalurgii wodór stosuje się jako środek redukujący tlenki lub chlorki do produkcji metali i niemetali (german, krzem, gal, cyrkon, hafn, molibden, wolfram itp.). Ze względu na wysoką temperaturę spalania w tlenie, wodór wykorzystuje się także do cięcia i spawania metali (autogen).

66. Chlor

Chlor odkrył szwedzki chemik K. W. Scheele w 1774 roku.

Będąc w naturze. Chlor ze względu na dużą aktywność nie występuje w przyrodzie w stanie wolnym. Powszechnie znane są jego naturalne związki - chlorki metali alkalicznych i ziem alkalicznych, z których najczęstsze to sól kamienna NaCl, sylwinit - mieszanina chlorków potasu i sodu - oraz karnalit KS1 MgC1 2 6H 2 O. Chlorki występują jako zanieczyszczenia w te minerały, inne metale. W wodzie morskiej znajdują się znaczne ilości chlorków metali.

Właściwości fizyczne. W normalnych warunkach chlor jest żółto-zielonym gazem o ostrym zapachu i jest trujący. Jest 2,5 razy cięższy od powietrza. Około 2 objętości chloru rozpuszczają się w 1 objętości wody o temperaturze 20°C. Rozwiązanie to nazywa się wodą chlorowaną. Pod ciśnieniem atmosferycznym chlor przechodzi w stan ciekły w temperaturze -34°C i krzepnie w temperaturze -101°C. W temperaturze pokojowej przechodzi w stan ciekły dopiero pod ciśnieniem 600 kPa (6 atm). Chlor jest dobrze rozpuszczalny w wielu rozpuszczalnikach organicznych, zwłaszcza w czterochlorku węgla, z którym nie reaguje.

Właściwości chemiczne. Zewnętrzny poziom elektronowy atomu chloru zawiera 7 elektronów (s 2 p 5), więc łatwo dodaje elektron, tworząc anion Cl . Ze względu na obecność niewypełnionego poziomu d w atomie chloru mogą pojawić się 1, 3, 5 i 7 niesparowanych elektronów, dlatego w związkach zawierających tlen może on mieć stopień utlenienia +1, +3, +5 i + 7.

W przypadku braku wilgoci chlor jest dość obojętny, ale w obecności nawet śladów wilgoci jego aktywność gwałtownie wzrasta. 0n dobrze oddziałuje z metalami:

2 Fe + 3 С1 2 = 2 FeС1 3 (chlorek żelaza (III)

Cu + C1 2 = CuCl 2 (chlorek miedzi (II).

i wiele niemetali:

H 2 + C1 2 = 2 HCl (chlorowodór)

2 S + C1 2 = S 2 Cl 2 (chlorek siarki (1))

Si + 2 С1 2 = SiС1 4 (chlorek krzemu (IV))

2 P + 5 C1 2 = 2 PC1 5 (chlorek fosforu (V))

Chlor nie oddziałuje bezpośrednio z tlenem, węglem i azotem.

Kiedy chlor rozpuszcza się w wodzie, powstają dwa kwasy: chlorowodorowy lub solny i podchlorawy:

C12 + H2O = HCl + HClO

Kiedy chlor reaguje z zimnymi roztworami alkalicznymi, powstają odpowiednie sole tych kwasów:

С1 2 + 2 NaОН = NaС1 + NaClО + Н 2 О

Powstałe roztwory nazywane są wodą Javel, która podobnie jak woda chlorowana ma silne właściwości utleniające ze względu na obecność jonu ClO i stosowana jest do wybielania tkanin i papieru. W przypadku gorących roztworów zasad chlor tworzy odpowiednie sole kwasów solnego i nadchlorowego:

3 C1 2 + 6 NaOH = 5 NaCl + NaC1O 3 + 3 H 2 O

3 C1 2 + 6 KOH = 5 KCl + KC1O 3 + 3 H 2 O

Powstały chloran potasu nazywany jest solą Berthollet.

Po podgrzaniu chlor łatwo wchodzi w interakcję z wieloma substancjami organicznymi. W węglowodorach nasyconych i aromatycznych zastępuje wodór, tworząc związek chloroorganiczny i chlorowodór oraz łączy węglowodory nienasycone w miejscu wiązania podwójnego lub potrójnego. W bardzo wysokich temperaturach chlor całkowicie usuwa wodór z węgla. W wyniku tego powstaje chlorowodór i sadza. Dlatego chlorowaniu węglowodorów w wysokiej temperaturze zawsze towarzyszy tworzenie się sadzy.

Chlor jest silnym utleniaczem, dlatego łatwo oddziałuje ze złożonymi substancjami zawierającymi pierwiastki, które można utlenić do wyższego stanu wartościowości.

2 FeС1 2 + C1 2 = 2 FeС1 3

H 2 SO 3 + C1 2 + H 2 O = H 2 SO 4 + 2 HCl

Paragon. W warunkach laboratoryjnych chlor otrzymuje się przez działanie stężonego kwasu solnego na różne środki utleniające, na przykład dwutlenek manganu (po podgrzaniu), nadmanganian potasu lub sól bertolitu:

MnO 2 + 4 HCl = MnCl 2 + C1 2 + 2 H 2 O

2 KMnO 4 + 16 HCl = 2 KC1 + 2 MnC1 2 + 5 C1 2 + 8 H 2 O

KC1O 3 + 6 HCl = KC1 + 3 C1 2 + 3 H 2 O

W przemyśle chlor wytwarza się poprzez elektrolizę roztworów lub stopów chlorków metali alkalicznych. Podczas elektrolizy stopionego chlorku metalu alkalicznego na katodzie wydziela się metal alkaliczny, a na anodzie chlor:

2 Na  + 2e  = 2 Na

2 Сl   2е  = Сl 2

W roztworze chlorek metalu alkalicznego dysocjuje na jony:

NaС1  Na  + С1 

Woda jako słaby elektrolit również dysocjuje na jony:

H 2 O  H  + OH 

Kiedy przez taki roztwór przepuszcza się prąd elektryczny, na katodzie dwóch kationów - Na  i H  wyładowuje się mniej aktywny kation wodoru, a na anodzie dwóch anionów - OH  i Cl  - jon chlorkowy:

2 N  + 2 mi  = N 2

2 Cl 2 e  = C1 2

W miarę postępu elektrolizy jony OH - gromadzą się w przestrzeni katody i tworzy się soda kaustyczna. Ponieważ chlor może reagować z jedwabiem, przestrzenie katody i anody są oddzielone półprzepuszczalną membraną azbestową.

Aplikacja. Roczne światowe zużycie chloru przekracza 1 milion ton. Służy on do wybielania papieru i tkanin, dezynfekcji wody pitnej i produkcji różnych produktów. pestycydy, kwas solny, substancje chloroorganiczne i rozpuszczalniki, a także w praktyce laboratoryjnej.

Chlorowodór i kwas solny. Chlorowodór jest bezbarwnym gazem o ostrym, duszącym zapachu. Przy ciśnieniu atmosferycznym i temperaturze 84 С przechodzi w stan ciekły, a przy 112 С twardnieje. Chlorowodór jest 1,26 razy cięższy od powietrza. W 1 litrze wody o temperaturze 0°C rozpuszcza się około 500 litrów chlorowodoru.

Suchy chlorowodór jest dość obojętny i nie reaguje nawet z aktywnymi metalami, a w obecności śladów wilgoci reakcja taka przebiega dość energicznie.

Chlorowodór może przyłączać się do nienasyconych węglowodorów w miejscu podwójnego lub potrójnego wiązania, tworząc związki chloroorganiczne.

W warunkach laboratoryjnych chlorowodór powstaje w wyniku działania stężonego kwasu siarkowego na suchy chlorek sodu:

NaCl + H2SO4 = NaHSO4 + HCl

2 NaCl + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + 2 HCl

Pierwsza z tych reakcji zachodzi w niskiej temperaturze, a druga w wyższej. Dlatego lepiej jest otrzymać chlorowodór w laboratorium zgodnie z pierwszym równaniem i pobrać tyle kwasu siarkowego, ile potrzeba do wytworzenia wodorosiarczanu sodu.

W przemyśle chlorowodór wytwarza się w wyniku działania stężonego kwasu siarkowego na suchy chlorek sodu w wysokiej temperaturze (zgodnie z drugim równaniem), a także w wyniku spalania wodoru w atmosferze chloru:

H2 + Cl2 = 2HC1

Chlorowodór powstaje w znacznych ilościach jako produkt uboczny podczas chlorowania węglowodorów nasyconych i aromatycznych.

Nazywa się roztworem chlorowodoru w wodzie kwas chlorowodorowy. Jest to mocny kwas, reaguje ze wszystkimi metalami w szeregu napięcia na lewo od wodoru, z zasadowymi i amfoterycznymi tlenkami, zasadami i solami:

Fe + 2 НС1 = FeС1 2 + Н 2 

CuO + 2 HCl = CuCl 2 + H 2 O

ZnO + 2 HCl = ZnС1 2 + H 2 O

Fe(OH) 3 + 3 HCl = FeCl 3 + 3 H 2 O

AgNO 3 + HCl = AgCl + HNO 3

Na 2 CO 3 + 2 HCl = 2 NaCl + H 2 O + CO 2 

Oprócz właściwości właściwych mocnym kwasom, kwas ten charakteryzuje się również właściwościami redukującymi: stężony kwas solny reaguje z różnymi silnymi utleniaczami, tworząc wolny chlor.

Sole kwasu solnego nazywane są chlorkami. Większość z nich jest dobrze rozpuszczalna w wodzie i całkowicie dysocjuje na jony. Niskie substancje rozpuszczone to chlorek ołowiu PbCl 2, chlorek srebra AgCl, chlorek rtęci (I) Hg 2 Cl 2 (kalomel) i chlorek kredy (I) CuCl.

Kwas solny otrzymuje się przez rozpuszczenie chlorowodoru w wodzie. Proces ten odbywa się w specjalnych wieżach absorpcyjnych, w których ciecz podawana jest od góry do dołu, a gaz od dołu do góry (zasada przepływu przeciwprądowego). W takiej wieży świeże porcje wody w górnej części wieży spotykają się ze strumieniem gazu zawierającym niewielką ilość chlorowodoru, a gaz o dużej zawartości chlorowodoru w dolnej części wieży spotyka się ze stężonym kwasem solnym. Ponieważ rozpuszczalność gazu w cieczy jest wprost proporcjonalna do jego stężenia w fazie gazowej i odwrotnie proporcjonalna do jego stężenia w roztworze, metodą tą osiąga się całkowitą ekstrakcję chlorowodoru z gazu i otrzymuje się stężony roztwór kwasu solnego. Wodny roztwór chlorowodoru nasycony w temperaturze pokojowej może zawierać nie więcej niż 42% wag. chlorowodoru i jego gęstość nie przekracza 1,20 g/cm3. Dostępny w handlu kwas solny zawiera 36-37 chlorowodoru i ma gęstość 1,19 g/cm 3 .

Kwas solny magazynowany i transportowany jest w zbiornikach stalowych pokrytych od wewnątrz gumą kwasoodporną lub w butlach szklanych.

Chlorowodór, kwas solny i jego sole są szeroko stosowane w przemyśle i praktyce laboratoryjnej. Chlorowodór stosowany jest w syntezie organicznej do otrzymywania związków chloroorganicznych. Kwas solny stosowany jest do otrzymywania soli, wytrawiania metali, a także jako odczynnik w laboratoriach chemicznych.

Spośród soli kwasu solnego najczęściej stosowanymi są:

kamień lub gotować, sól NaCl. Wykorzystywany jest jako surowiec do produkcji chloru, sodu metalicznego, sody kaustycznej, chlorowodoru i sody, a także w przemyśle spożywczym;

chlorek potasu KS1. Stosowany jako nawóz potasowy, a także surowiec do produkcji innych soli potasowych i potasu żrącego;

chlorek wapnia CaC1 2. Sól bezwodna stosowana jest do suszenia gazów i wielu cieczy organicznych oraz jako środek suszący w eksykatorach. W tym przypadku tworzy się krystaliczny hydrat CuCl 2 ·nH 2 O (n = 2-6). Do wzbogacania surowców metodą flotacji stosuje się nasycony wodny roztwór chlorku wapnia;

chlorek baruВаС1 2 . Stosowany jako pestycyd w rolnictwie;

chlorek cynku ZnCl2. Stosowany jest przy lutowaniu w celu usunięcia warstw tlenków (trawienie metali), a także do impregnacji przedmiotów drewnianych w celu zabezpieczenia ich przed gniciem przy zakopywaniu w ziemi.

Tlenowe związki chloru. Chlor tworzy cztery kwasy zawierające tlen: podchlorawy, chlorowy, podchlorawy i nadchlorowy.

Kwas podchlorawy HClO powstaje w wyniku oddziaływania chloru z wodą, a także jej soli z mocnymi kwasami mineralnymi. Jest to słaby kwas i bardzo niestabilny. Skład produktów reakcji rozkładu zależy od warunków. Przy silnym oświetleniu kwasem podchlorawym, obecności środka redukującego w roztworze, a także długotrwałym staniu, rozkłada się z uwolnieniem tlenu atomowego:

HClO = HCl + O

W obecności substancji usuwających wodę powstaje tlenek chloru (I):

2 HClO = 2 H 2 O + Cl 2 O

3 HClO = 2 HCl + HClO 3

Dlatego gdy chlor oddziałuje z gorącym roztworem alkalicznym, powstają sole nie kwasów solnego i podchlorawego, ale kwasów chlorowodorowego i podchlorawego:

6 NaOH + 3 Cl 2 = 5 NaCl + NaClO 3 + 3 H 2 O

Sole kwasu podchlorawego – chlorowodorki – są bardzo silnymi utleniaczami. Powstają, gdy chlor reaguje z zasadami na zimno. Jednocześnie powstają sole kwasu chlorowodorowego. Spośród tych mieszanin najczęściej stosowanymi są wybielacz i woda javel.

Wapno chlorowe lub wybielające CaOCl 2, czyli CaCl(ClO), powstaje w wyniku oddziaływania chloru ze sproszkowanym wodorotlenkiem wapnia - puch:

Ca(OH) 2 + Cl 2 = ClOCaCl + H 2 O

2 Ca(OH) 2 + 2 Cl 2 = CaCl 2 + Ca(OCl) 2 + 2 H 2 O

Jakość wybielacza zależy od zawartości w nim podchlorynu. Ma bardzo silne właściwości utleniające, a nawet może utleniać sole manganu do nadmanganianu:

5 CaOCl 2 + 2 Mn(NO 3) 2 + 3 Ca(OH) 2 = Ca(MnO 4) 2 + 5 CaCl 2 + 2 Ca(NO 3) 2 + 3 H 2 O

Pod wpływem zawartego w powietrzu dwutlenku węgla rozkłada się z wydzieleniem chloru:

CaOCl 2 + CO 2 = CaCO 3 + Cl 2

CaCl 2 + Ca(OCl) 2 + 2 CO 2 = 2 CaCO 3 + 2 Cl 2

Wybielacz służy jako środek wybielający i dezynfekujący.

substancja.

Kwas chlorowy HClO 2 powstaje w wyniku działania stężonego kwasu siarkowego na chloryny metali alkalicznych, które powstają jako produkty pośrednie podczas elektrolizy roztworów chlorków metali alkalicznych przy braku przepony pomiędzy przestrzeniami katody i anody. Jest to słaby, niestabilny kwas, bardzo silny utleniacz w kwaśnym środowisku. Kiedy wchodzi w interakcję z kwasem solnym, uwalnia się chlor:

HClO 2 + 3 HC1 = Cl 2 + 2 H 2 O

Chloryny sodu wykorzystywane są do produkcji dwutlenku chloru, do dezynfekcji wody, a także jako środek wybielający.

Kwas chlorowy HClO 3 powstaje w wyniku działania jego soli -

chlorany - kwas siarkowy. Jest to kwas bardzo niestabilny, bardzo silny utleniacz. Może istnieć tylko w rozcieńczonych roztworach. Odparowując roztwór HClO 3 w niskiej temperaturze pod próżnią, można otrzymać lepki roztwór zawierający około 40% kwasu nadchlorowego. Przy wyższej zawartości kwasu roztwór rozkłada się wybuchowo. Rozkład wybuchowy zachodzi również przy niższych stężeniach w obecności środków redukujących. W rozcieńczonych roztworach kwas nadchlorowy wykazuje właściwości utleniające, a reakcje przebiegają dość spokojnie:

HClO 3 + 6 HBr = HCl + 3 Br 2 + 3 H 2 O

Sole kwasu nadchlorowego - chlorany - powstają podczas elektrolizy roztworów chlorków przy braku przepony między przestrzeniami katody i anody, a także gdy chlor rozpuszcza się w gorącym roztworze alkalicznym, jak pokazano powyżej. Chloran potasu (sól Bertholleta) powstający podczas elektrolizy jest słabo rozpuszczalny w wodzie i łatwo oddziela się od innych soli w postaci białego osadu. Podobnie jak kwas, chlorany są dość silnymi utleniaczami:

KClO 3 + 6 HCl = KCl + 3 Cl 2 + 3 H 2 O

Chlorany wykorzystuje się do produkcji materiałów wybuchowych, a także do produkcji tlenu w warunkach laboratoryjnych oraz soli kwasu chlorowego – nadchloranów. Podczas ogrzewania soli Berthollet w obecności dwutlenku manganu MnO2, który pełni rolę katalizatora, uwalnia się tlen. Jeśli podgrzejesz chloran potasu bez katalizatora, rozkłada się on, tworząc sole potasowe kwasów solnego i nadchlorowego:

2 KClO 3 = 2 KCl + 3 O 2

4 KClO 3 = KCl + 3 KClO 4

Można to uzyskać przez traktowanie nadchloranów stężonym kwasem siarkowym kwas nadchlorowy:

KClO 4 + H 2 SO 4 = KHSO 4 + HClO 4

To najsilniejszy kwas. Jest to najbardziej stabilny ze wszystkich kwasów chlorowych zawierających tlen, ale bezwodny kwas może rozkładać się wybuchowo po podgrzaniu, wstrząśnięciu lub w kontakcie ze środkami redukującymi. Rozcieńczone roztwory kwasu nadchlorowego są dość stabilne i bezpieczne w użyciu. Chlorany potasu, rubidu, cezu, amonu i większości zasad organicznych są słabo rozpuszczalne w wodzie.

W przemyśle nadchloran potasu otrzymuje się przez elektrolityczne utlenianie soli Berthollet:

2 H  + 2 e  = H 2  (na katodzie)

ClO 3  2 e  + H 2 O = ClO 4  + 2 H  (na anodzie)

67. Brom

Brom został odkryty w 1826 roku przez francuskiego chemika A. J. Balarda.

Będąc w naturze. Brom nie występuje w przyrodzie w postaci wolnej. Nie tworzy także samodzielnych minerałów, a jego związki (w większości przypadków z metalami alkalicznymi) są domieszkami minerałów zawierających chlor, takich jak sól kamienna, sylwinit i karnalit. Związki bromu występują także w wodach niektórych jezior i studni wiertniczych.

Właściwości fizyczne. Brom jest bardzo lotną czerwono-brązową cieczą o nieprzyjemnym, duszącym zapachu. Wrze w temperaturze 58,8°C i krzepnie w temperaturze -7,3°C. 35 g bromu rozpuszcza się w 1 litrze wody o temperaturze 20°C.

Brom znacznie lepiej rozpuszcza się w rozpuszczalnikach organicznych.

Właściwości chemiczne. Właściwości chemiczne bromu są podobne do chloru. Zewnętrzny poziom elektronowy jego atomu zawiera 7 elektronów (s 2 p 5), więc łatwo dodaje elektron, tworząc jon Br . Ze względu na obecność niewypełnionego poziomu d brom może mieć 1, 3, 5 i 7 niesparowanych elektronów, a w związkach zawierających tlen wykazuje stopień utlenienia +1, +3, +5 i +7.

Podobnie jak chlor, brom oddziałuje z metalami i niemetalami:

2 Al + 3 Br 2 = 2 AlBr 3 (bromek glinu)

H 2 + Br 2 = 2 HBr (bromowodór)

2 P + 3 Br 2 = 2 PBr 3 (bromek fosforu (III))

Wszystkie reakcje bromu przebiegają mniej energetycznie niż chloru. Brom reaguje również mniej energicznie z wodą. Po rozpuszczeniu w wodzie tylko część bromu reaguje, tworząc kwasy bromowodorowy i podbromowy:

Br 2 + H 2 O  НВr + НВrО

Kiedy brom rozpuszcza się w roztworze alkalicznym na zimno, tworzą się sole

te kwasy:

Br 2 + 2 NaOH = NaBr + NaBrO + H 2 O

Brom reaguje również mniej energicznie z nasyconymi i nienasyconymi węglowodorami niż chlor:

C 6 H 6 + Br 2 = C 6 H 5 Br + HBr

CH 2 = CH 2 + Br 2 = CH 2 Br – CH 2 Br

Brom, podobnie jak chlor, jest środkiem utleniającym. W ten sposób łatwo utlenia kwas siarkowy do kwasu siarkowego:

H 2 SO 3 + Br 2 + H 2 O = H 2 SO 4 + 2 HBr

Jeśli do roztworu siarkowodoru doda się wodę bromową, czerwono-brązowy kolor znika, a roztwór staje się mętny z powodu uwolnienia siarki:

H2S + Br2 = 2HBr + S

Paragon. W warunkach laboratoryjnych brom otrzymuje się działając na różne utleniacze kwasu bromowodorowego lub jego soli w środowisku kwasu siarkowego:

2 КМnO 4 + 16 НВr = 2 КВr + 2 МnВr 2 + 5 Вr 2 + 8 Н 2 О

KClO 3 + 6 HBr = KCl + 3 Br 2 + 3 H 2 O

2 KMnO 4 + 10 KBr + 8 H 2 SO 4 = 6 K 2 SO 4 + 2 MnSO 4 + 5 Br 2 + 8 H 2 O

W przemyśle brom otrzymuje się przez działanie chloru na różne bromki:

2 KBr + Cl 2 = 2 KCl + Br 2

Aplikacja. Brom wykorzystuje się do produkcji różnych związków bromoorganicznych stosowanych w przemyśle farb i lakierów oraz w przemyśle farmaceutycznym. Znaczne ilości bromu zużywa się do produkcji bromku srebra, który wykorzystuje się jako substancję światłoczułą w produkcji filmów i materiałów fotograficznych.

Bromowodór i kwas bromowodorowy. Bromowodór to bezbarwny gaz o ostrym zapachu, który przechodzi w ciecz w temperaturze -66,8°C i krzepnie w temperaturze -87°C. W 1 litrze wody o temperaturze 0°C rozpuszcza się około 500 litrów bromowodoru.

Właściwości chemiczne bromowodoru i jego wodnego roztworu, kwasu bromowodorowego, są podobne do właściwości chlorowodoru i kwasu solnego, z tą tylko różnicą, że kwas bromowodorowy jest silniejszym kwasem, a bromowodór jest silniejszym środkiem redukującym.

Bromowodór łatwo przyłącza się do podwójnych lub potrójnych wiązań nienasyconych węglowodorów, tworząc pochodne bromowe odpowiednich związków organicznych:

CH 3 CH = CH 2 + HBr = CH 3 CHBrCH 3

Bromek propylenu i izopropylu

Ze względu na łatwą utlenialność bromowodoru nie można go otrzymać przez działanie stężonego kwasu siarkowego na bromki metali alkalicznych po podgrzaniu, ponieważ kwas siarkowy utlenia bromki

aby uwolnić brom:

2 KBr + 2 H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + SO 2 + Br 2 + 2 H 2 O

Bromowodór wolny od bromu otrzymuje się w reakcji tribromku fosforu z wodą:

PBr 3 + 3 H 2 O = H 3 PO 3 + 3 HBr

Kwas bromowodorowy służy do produkcji bromków różnych metali, zwłaszcza bromku srebra, który wykorzystuje się do produkcji światłoczułych materiałów filmowych.

Większość soli kwasu bromowodorowego (kwasu bromowego) jest dobrze rozpuszczalna w wodzie. Nierozpuszczalne sole to bromek srebra AgBr, bromek rtęci (I) Hg 2 Br 2, bromek miedzi (I) CuBr i bromek ołowiu PbBr 2.

Związki tlenu i bromu podobne do tlenowych związków chloru, ale kwasy są słabszymi elektrolitami i słabszymi utleniaczami. Oprócz bromianu potasu KBrO 3, który jest stosowany w chemii analitycznej i praktyce laboratoryjnej, nie mają one żadnego znaczenia praktycznego.

68. Jod

Jod odkrył francuski chemik saletry B. Courtois w 1811 roku.

Będąc w naturze. Związki jodu nie tworzą niezależnych osadów, ale występują jako zanieczyszczenia w minerałach chloru. W wodach odwiertów występują sole jodu. Znaczne ilości jodu zawierają niektóre wodorosty, których wół może służyć jako surowiec do produkcji tego pierwiastka.

Właściwości fizyczne. Jod jest stałą, ciemnoszarą, krystaliczną substancją o słabym metalicznym połysku. Po wolnym ogrzewaniu łatwo sublimuje, wytwarzając fioletowe opary. Po szybkim podgrzaniu jod topi się w temperaturze 114°C i wrze w temperaturze 183°C. Jest dobrze rozpuszczalny w rozpuszczalnikach organicznych i wodnym roztworze KI. W obecności CI jego rozpuszczalność w wodzie jest bardzo niska (w temperaturze 20°C w 1 litrze wody rozpuszcza się 290 mg jodu).

Właściwości chemiczne. Właściwości chemiczne jodu są podobne do właściwości chloru i bromu, ale są mniej aktywne. Reaguje z wodorem dopiero po podgrzaniu, a reakcja nie przebiega całkowicie:

I 2 + H 2 = 2 HI (jodowodór)

Po podgrzaniu jod reaguje z fosforem:

2 P+ 3I 2 = 2 PI 3 (jodek fosforu (III))

W obecności wody, która pełni rolę katalizatora, jod reaguje intensywnie, wręcz wybuchowo, z aluminium:

2 Al + 3I 2 = 2 AlI 3 (jodek glinu)

Jod prawie nie reaguje z wodą, ale reaguje podobnie z zasadami

chlor i brom:

Ja 2 + 2 KOH = KI + KIO 3 + H 2 O

3I 2 + 6 KOH = 5 KI + KIO 3 + 3 H 2 O

Jod ma właściwości utleniające, które wykazuje w obecności silnych środków redukujących. Łatwo oddziałuje z kwasem siarkawym i siarkowodorem:

H 2 SO 3 + Ja 2 + H 2 O = H 2 SO 4 + 2 HI

H 2 S + Ja 2 = 2 HI + S

Kiedy jod reaguje z tiosiarczanem, nie tworzy siarczanu, jak np

w przypadku chloru lub bromu i tetrationianu:

Ja 2 + 2 Na 2 S 2 O 3 = 2 NaI + Na 2 S 4 O 6

Reakcję tę wykorzystuje się w chemii analitycznej. Metoda analizy oparta na jej zastosowaniu nazywa się jodometryczna. O zakończeniu reakcji decyduje pojawienie się lub zanik niebieskiego zabarwienia, co jest spowodowane oddziaływaniem jodu ze skrobią.

Paragon. W laboratorium jod można otrzymać podobnie jak przy produkcji chloru czy bromu poprzez działanie kwasu jodowodorowego na różne utleniacze (KMnO 4, MnO 2, KClO 3, KBrO 3, a nawet FeCl 3 i CuSO 4):

2 KMnO 4 + 16 HI = 2 KI + 2 MnI 2 + 5I 2 + 8 H 2 O

КВrО 3 + 6 НI = КВr + 5 Ja 2 + 3 Н 2 О

2 FeC 3 + 2 HI = 2 FeCl 2 + I 2 + 2 HCl

2 CuSO 4 + 4 HI = 2 CuI + 2 H 2 SO 4 + I 2

W przemyśle jod otrzymuje się przez działanie chloru na jodki:

2 KI + CI 2 = 2 KCl + I 2

Aplikacja. Jod znajduje zastosowanie w praktyce laboratoryjnej i medycynie. Wchodzi w skład wielu preparatów farmaceutycznych, a jako 5% roztwór wodno-alkoholowy stosuje się do leczenia ran. Brak jodu w organizmie prowadzi do poważnych chorób (wole).

Jodowodór i kwas jodowodorowy. Jodowodór jest bezbarwnym gazem o ostrym zapachu, który przechodzi w ciecz w temperaturze -35,4°C i krzepnie w temperaturze -50,8°C. Około 500 litrów jodowodoru rozpuszcza się w 1 litrze wody, tworząc kwas jodowodorowy. Spośród kwasów beztlenowych jest najsilniejszym kwasem. Jest znacznie silniejszy niż kwas chlorowodorowy, a nawet kwas bromowodorowy.

Kwas jodowodorowy jest bardzo silnym środkiem redukującym, dlatego utlenia się nawet pod wpływem tlenu atmosferycznego, w wyniku czego jego roztwór staje się brązowy:

4 HI + O 2 = 2 H. 2 O + 2 Ja 2

Na świetle utlenianie zachodzi intensywniej niż w ciemności, dlatego roztwory kwasu jodowodorowego przechowuje się w ciemnych szklanych pojemnikach.

Większość soli kwasu jodowodorowego – zarówno od, jak i dov – jest dobrze rozpuszczalna w wodzie. Nierozpuszczalne sole jodowodoru

kwasami są jodek srebra AgI, jodek rtęci Hg 2 I 2, jodek miedzi CuI i jodek ołowiu PbI 2.

Jodowodór powstaje w wyniku działania wody na trójjodek fosforu:

PI 3 + 3 H. 2 O = H. 3 PO 3 + 3 H

Niemożliwe jest otrzymanie jodowodoru przez działanie kwasu siarkowego na jodki metali alkalicznych, ponieważ prawie cały jodek utlenia się stężonym kwasem siarkowym do wolnego jodu:

2 KI + 2 H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + SO 2 + Ja 2 + 2 H 2 O

8 KI + 4 H 2 SO 4 = 3 K 2 SO 4 + K 2 S + 4I 2 + 4 H 2 O

Kwas jodowodorowy stosuje się wyłącznie w praktyce laboratoryjnej.

Tlenowe związki jodu podobny do tlenowych związków bromu. Słabe kwasy HIO, HIO 3 i HIO 4 są również słabymi utleniaczami. Znajdują zastosowanie jedynie w praktyce laboratoryjnej.

69. Fluor

Fluor został po raz pierwszy otrzymany w stanie wolnym przez francuskiego chemika A. Moissana w 1886 roku.

Będąc w naturze. Spośród soli fluorowych najpowszechniejszym w przyrodzie jest fluoryt (fluorspar) CaF 2. Fluor w postaci fluorku wapnia jest również zawarty w apatytu. 3Ca 3 (PO 4) 2 CaF 2 (lub Ca 5 (PO 4) 3 F).

Właściwości fizyczne. W normalnych warunkach fluor jest bezbarwnym gazem o ostrym zapachu, który w grubych warstwach ma zielonkawożółtą barwę. Przy 181,1 С fluor przechodzi w stan ciekły, a przy 219,6 С krzepnie. Nie badano rozpuszczalności fluoru, ponieważ niszczy on prawie wszystkie rozpuszczalniki.

Właściwości chemiczne. Zewnętrzna warstwa elektronowa atomu fluoru zawiera 7 elektronów (s 2 p 5). Ponieważ warstwa ta jest położona bliżej jądra niż atomy chloru, bromu i jodu, fluor przyciąga elektrony silniej niż wszystkie halogeny. To wyjaśnia jego wyjątkowo wysoką aktywność chemiczną. Fluor nie ma poziomu d, więc nie może mieć więcej niż jednego niesparowanego elektronu i wykazywać inne stany walencyjne.

Fluor reaguje z prawie wszystkimi pierwiastkami, a reakcje przebiegają energiczniej niż z chlorem czy tlenem. Na powierzchni niektórych metali (Pb, Cu, Ni, Mg) tworzy się gęsta warstwa fluoru, która uniemożliwia dalszą reakcję.

Niemetale w postaci proszku reagują z fluorem bardzo energicznie, ale w postaci zwartej - znacznie trudniej. Węgiel w postaci sadzy spala się natychmiast w atmosferze fluoru, a grafit reaguje z fluorem dopiero w wysokich temperaturach. Fluor nie oddziałuje bezpośrednio z tlenem i azotem.

Paragon. Wolny fluor jest bardzo trudny do wyizolowania ze względu na jego wysoką reaktywność. Otrzymuje się go w małych ilościach w wyniku elektrolizy stopionego difluorku potasu KF·HF w urządzeniach ołowiowych (fluorek ołowiu PbF 2 powstający na wewnętrznej powierzchni ścianek elektrolizera chroni aparat przed zniszczeniem).

Aplikacja. Wolny fluor wykorzystywany jest do produkcji fluorowanych związków organicznych, które wykorzystywane są jako surowce do produkcji fluoroplastów (teflon), wysokotemperaturowych olejów smarowych i płynów do maszyn chłodniczych (freon).

Fluorowodór, kwas fluorowodorowy. Fluorowodór jest gazem o ostrym zapachu. W temperaturze 19,9°C przechodzi w stan ciekły, a w temperaturze -83,1°C krzepnie. Ciekły fluorowodór miesza się z wodą w dowolnym stosunku. Roztwór fluorowodoru w wodzie nazywa się kwasem fluorowodorowym lub kwasem fluorowodorowym. W przeciwieństwie do innych kwasów fluorowodorowych, kwas fluorowodorowy jest słabym kwasem. Dobrze reaguje z wieloma metalami, tlenkami zasadowymi, zasadami i solami. W obecności mocnych kwasów rozpuszcza się w nich wiele rzadkich metali, które nie rozpuszczają się w innych kwasach (tytan, cyrkon, niob, tantal itp.). Kwas fluorowodorowy tworzy bardzo silne złożone fluorki z wieloma metalami: H 3 FeF 6, H 2 TiF 6, H 3 AlF 6. Sól sodowa Na 3 AlF 6, nawet w stanie stopionym, dysocjuje, tworząc jon AlF 6 3. Fluorowodór i kwas fluorowodorowy reagują z dwutlenkiem krzemu, tworząc lotny związek SiF 4:

SiO 2 + 4 НF = SiF 4 + 2 Н 2 О

Ponieważ szkło zawiera znaczną ilość dwutlenku krzemu, kwas fluorowodorowy powoduje korozję szkła, dlatego można je przechowywać w pojemnikach wykonanych z materiałów polimerowych (polietylen, fluoroplast lub ebonit) lub w szkle pokrytym od wewnątrz warstwą parafiny.

Fluorowodór stosuje się do produkcji związków fluoroorganicznych, do produkcji tworzyw fluorowych, w metalurgii metali rzadkich, a także jako środek trawiący w obróbce powierzchniowej niektórych metali.

Fluorowodór otrzymuje się przez działanie stężonego kwasu siarkowego na fluoryt CaF 2:

CaF2 + H2SO4 = CaSO4 + 2HF

Fluorowodór powstaje również jako produkt uboczny podczas przetwarzania apatytu,

70. Mangan

Mangan został po raz pierwszy uzyskany przez K.V. Scheele i Yu Gana w 1774 roku.

Będąc w naturze. Pod względem rozmieszczenia w przyrodzie mangan plasuje się po żelazie. Jego zawartość w skorupie ziemskiej wynosi 0,1%. Głównym minerałem, w którym mangan występuje w rudach, jest piroluzyt MnO 2 . Oprócz piroluzytowych rud manganu występują rudy manganu zawierające braunit Mn 2 O 3, manganit MnO(OH), hausmannit Mn 3 O 4 i drzewce manganu MnCO 3. Ponadto mangan w postaci tlenków występuje w prawie wszystkich rudach żelaza.

Właściwości fizyczne. Mangan jest metalem o srebrzystobiałej barwie, jego gęstość wynosi 7,2 g/cm3. Jest twardy i kruchy, topi się w temperaturze 1260°C i wrze w 2120°C. Pod wpływem powietrza metal pokrywa się pstrokatymi plamami warstwy tlenkowej, co chroni go przed dalszym utlenianiem. Z żelazem mangan tworzy stopy o dowolnym stosunku składników (żelazomangan).

Właściwości chemiczne. Mangan tworzy różne związki, w których wykazuje stopnie utlenienia +2, +3, +4, +6 i +7. Związki manganu na innych stopniach utlenienia są rzadkie i występują bardzo rzadko.

Kiedy metaliczny mangan oddziałuje z różnymi niemetalami, powstają związki manganu (II):

Mn + C 2 = MnCl 2 (chlorek manganu (II))

Mn + S = MnS (siarczek manganu (II))

3 Mn + 2 P = Mn 3 P 2 (fosforek manganu (II))

3 Mn + N 2 = Mn 3 N 2 (azotek manganu (II))

2 Mn + N 2 = Mn 2 Si (krzemian manganu (II))

Mangan łatwo rozpuszcza się w kwasach nieutleniających z wydzieleniem wodoru:

Mn + 2 HCl = MnCl 2 + H 2

Mn + H 2 SO 4 (rozcieńczony) = MnSO 4 + H 2

Rozpuszcza się również w wodzie w obecności związków, które po hydrolizie dają reakcję kwasową:

Mn + 2 H 2 O + 2 NH 4 Cl = MnCl 2 + 2 NH 4 OH + H 2

Rozpuszczaniu manganu w kwasach utleniających towarzyszy uwalnianie produktów redukcji tych kwasów:

Mn + 2 H 2 SO 4 (stęż.) = MnSO 4 + SO 2 + 2 H 2 O

Mn + 4 HNO 3 (stęż.) = Mn(NO 3) 2 + 2 NO + 2 H 2 O

3 Mn + 8 HNOz (rozcieńczony) = 3 Mn(NO 3) 2 + 2 NO 2 + 4 H 2 O

Mangan może redukować wiele tlenków metali i dlatego jest stosowany w metalurgii:

5 Mn + Nb 2 O 5 = 5 MnO + 2 Nb

3 Mn + Fe 2 O 3 = 3 MnO + 2 Fe

W stanie drobno rozproszonym (proszek) mangan jest bardziej reaktywny niż w stanie zwartym.

Paragon. Mangan metaliczny otrzymuje się poprzez redukcję jego kalcynowanych tlenków glinem. Ponieważ aluminium reaguje bardzo gwałtownie z dwutlenkiem manganu, stosuje się kalcynowany piroluzyt. Podczas kalcynowania piroluzytu powstaje tlenek manganu Mn 3 O 4, który reaguje spokojniej z aluminium:

3 MnO 2 = Mn 3 O 4 + O 2

3 Mn 3 O 4 + 8 Al = 4 Al 2 O 3  9 Mn

Aby otrzymać żelazomangan stosowany w metalurgii, mieszaninę rudy żelaza i piroluzytu redukuje się koksem w piecach elektrycznych:

Fe 2 O 3 + MnO 2 + 5 C = 2 Fe Mn + 5 CO

Aplikacja. Mangan w postaci żelazomanganu stosowany jest w metalurgii żelaza.

Związki tlenowe manganu. Mangan tworzy tlenki MnO, Mn 2 O 3, MnO 2, MnO 3, Mn 2 O 7, wodorotlenki Mn(OH) 2, Mn(OH) 4, H 2 MnO 4, HMnO 4 i odpowiednie związki.

Tlenek manganu MnO jest zielonkawo-szarym proszkiem, który ma zasadowe właściwości i dlatego reaguje z kwasami i tlenkami kwasowymi:

MnO + 2 HCl = MnCl 2 + H 2 O

MnO + SO 3 = MnSO 4

Tlenek manganu jest praktycznie nierozpuszczalny w wodzie.

Wodorotlenek manganu (II) Mn(OH) 2 to biała substancja, która łatwo utlenia się w powietrzu do brązowego wodorotlenku manganu (IV):

2 Mn(OH) 2 + O 2 + 2 H 2 O = 2 Mn(OH) 4

Wodorotlenek manganu (II) powstaje w wyniku oddziaływania jego soli z zasadami:

MnSO 4 + 2 KOH = Mn(OH) 2  + K 2 SO 4

Wodorotlenek manganu(II) ma właściwości zasadowe. Reaguje z kwasami i tlenkami kwasowymi:

Mn(OH) 2 + 2 HCl = MnCl 2 + 2 H 2 O

Mn(OH) 2 + SO 3 = MnSO 4 + H 2 O

Wodorotlenek manganu(II) ma właściwości redukujące. W obecności silnych utleniaczy może utleniać się do nadmanganianu:

2 Mn(OH) 2 + 5 KBrO + 2 KOH = 2 KMnO 4 + 5 KWh + 3 H 2 O

Jeśli ilość środka utleniającego jest niewystarczająca, powstaje dwutlenek manganu:

5 Mn(OH) 2 + KBrO = 5 MnO 2 + KBr + H 2 O

Większość soli manganu(II) jest dobrze rozpuszczalna w wodzie. Po wyschnięciu ich krystaliczne hydraty zabarwiają się na lekko różowy kolor. Nierozpuszczalne sole manganu (II) to węglan MnCO 3, siarczek MnS i fosforan Mn 3 (PO 4) 2. Mangan (II) pod wpływem silnych utleniaczy w środowisku kwaśnym, w zależności od ilości utleniacza, może przekształcić się w MnO 2, czyli nadmanganian:

Mn(NO 3) 2 + PbO 2 = MnO 2 + Pb(NO 3) 2

2 Mn(NO 3) 2 + 5 РbО 2 + 6 НNO 3 = 2 НМnО 4 + 5 Рb(NO 3) 2 + 2 Н 2 О

Tlenek manganu (III) Mn 2 O 3 występuje w przyrodzie w postaci mineralnego braunitu. W laboratorium MnO 2 powstaje poprzez ostrożne ogrzewanie w temperaturze 530–940 °C:

4 MnO 2 = 2 Mn 2 O 3 + O 2

W wyższych temperaturach rozkładowi dwutlenku towarzyszy tworzenie się tlenku Mn 3 O 4.

3 MnO 2 = Mn 3 O 4 + O 2

Związki manganu(III) nie mają praktycznego znaczenia,

Dwutlenek manganu MnO 2 lub tlenek manganu (IV), ciemnoszara substancja. Po podgrzaniu na powietrzu do temperatury 530°C dwutlenek manganu rozkłada się, uwalniając tlen, jak pokazano powyżej. W próżni lub w obecności środka redukującego reakcja ta przebiega znacznie intensywniej.

Podczas gotowania dwutlenku manganu ze stężonym kwasem azotowym powstaje sól manganu (II) i uwalnia się tlen:

2 MnO 2 + 4 HNO 3 = 2 Mn(NO 3) 2 + 2 H 2 O + O 2

Dwutlenek manganu w środowisku kwaśnym wykazuje właściwości utleniające:

MnO 2 + 4 HCl = MnCl 2 + Cl 2  + 2 H 2 O

MnO 2 + 2 FeSO 4 + 2 H 2 SO 4 = MnSO 4 + Fe 2 (SO 4) 3 + 3 H 2 O

Gdy tlenek manganu (IV) łączy się z zasadami bez dostępu powietrza, powstaje manganit lub manganian (IV):

2 MnO 2 + 2 KOH = K 2 MnO 3 + H 2 O

W obecności tlenu atmosferycznego, który pełnił rolę utleniacza, podczas stapiania powstaje sól manganianowa (VI):

2 MnO 2 + 4 KOH + O 2 = 2 K 2 MnO 4 + 2 H 2 O

Manganian potasu K 2 MnO 4 samorzutnie rozkłada się na nadmanganian potasu i dwutlenek manganu:

3 K 2 MnO 4 + 2 H 2 O = 2 KMnO 4 + MnO 2 + 4 KOH

Nadmanganian potasu KMnO 4 ma szerokie zastosowanie w praktyce laboratoryjnej, przemyśle, medycynie i życiu codziennym. Jest bardzo silnym utleniaczem. W zależności od środowiska mangan w obecności środka redukującego można zredukować do różnych stopni utlenienia. W środowisku kwaśnym zawsze ulega redukcji do Mn(II):

2 KMnO 4 +10 KVg + 8 H 2 SO 4 = 2 MnSO 4 + 6 K 2 SO 4 + 5 Br 2 + 8 H 2 O

Manganian potasu K 2 MnO 4 i dwutlenek manganu zachowują się podobnie.

W środowisku zasadowym nadmanganian potasu ulega redukcji do manganianu:

2 KMnO 4 + K 2 SO 3 + 2 KOH = K 2 SO 4 + 2 K 2 MnO 4 + H 2 O

W środowisku obojętnym lub lekko zasadowym nadmanganian potasu ulega redukcji do dwutlenku manganu:

2 KMnO 4 + C 6 H 5 CH 3 = 2 KOH + 2 MnO 2 + C 6 H 5 COOH

2 KMnO 4 + 3 MnSO 4 + 2 H 2 O = 5 MnO 2 + K 2 SO 4 + 2 H 2 SO 4

Ta ostatnia reakcja stosowana jest w chemii analitycznej do ilościowego oznaczania manganu.

Wcześniej nadmanganian potasu otrzymywano przez utlenianie dwutlenku manganu lub manganianu potasu. Dwutlenek manganu utleniono azotanem po stopieniu z zasadą:

MnO 2 + KNO 3 + 2 KOH = K 2 MnO 4 + KNO 2 + H 2 O

Powstały manganian potasu w roztworze samorzutnie rozkłada się na nadmanganian potasu i dwutlenek manganu:

3 K 2 MnO 4 + 2 H 2 O = 2 KMnO 4 + MnO 2 + 4 KOH

Według drugiej metody manganian potasu utleniono chlorem:

2 K 2 MnO 4 + Cl 2 = 2 KMnO 4 + 2 KCl

Obecnie nadmanganian potasu otrzymuje się poprzez elektrolityczne utlenianie manganianu:

MnO 4 2   e  = MnO 4 

Nadmanganian potasu jest szeroko stosowany zarówno w przemyśle, jak i praktyce laboratoryjnej. Służy do bielenia bawełny, wełny, włókien przędzalniczych, klarowania olejów i utleniania różnych substancji organicznych. W praktyce laboratoryjnej służy do produkcji chloru i tlenu:

2 KMnO 4 + 16 HCl = 2 KCl + 2 MnCl 2 + 5 Cl 2 + 8 H 2 O

2 KMnO 4 = K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2

W chemii analitycznej nadmanganian potasu służy do ilościowego oznaczania substancji o właściwościach redukujących (Fe 2 , Sn 2 , AsO 3 3 , H 2 O 2 itp.). Ta metoda analizy nazywa się permanganatometrią.