Γενικά χαρακτηριστικά ομάδων στοιχείων Γενικά χαρακτηριστικά στοιχείων της ομάδας VII α Ευρήματα στη φύση. Αλογόνα (στοιχεία της ομάδας VII της κύριας υποομάδας) Χημικές ιδιότητες στοιχείων της ομάδας 7

Η ομάδα VII A περιλαμβάνει τα ακόλουθα στοιχεία: φθόριοφά, χλώριοC.I., βρώμιοBr, ιώδιο Ι, αστατίνηΣτο, - που έχουν κοινή ονομασία αλογόνα, που κυριολεκτικά σημαίνει: αλατοπαραγωγός. Είναι αμέταλλα και ανήκουν στην οικογένεια των p-στοιχείων.

Τα αλογόνα (εκτός από την αστατίνη) βρίσκονται ευρέως στη φύση. Η αστατίνη λαμβάνεται κυρίως τεχνητά. Η συνολική περιεκτικότητα σε αστατίνη στο στρώμα φλοιού πάχους 1,6 km εκτιμάται ότι είναι ≈ 70 mg. Είναι ραδιενεργό (ο χρόνος ημιζωής του πιο σταθερού ισοτόπου είναι 8,1 ώρες), έχει μελετηθεί ελάχιστα και επομένως δεν θα το εξετάσουμε.

Τα αλογόνα δεν υπάρχουν στη φύση σε ελεύθερη μορφή και υπάρχουν μόνο σε δεσμευμένη μορφή, δηλ. με τη μορφή συνδέσεων με άλλα στοιχεία. Τα πιο κοινά στη φύση είναι το χλώριο και το φθόριο, η περιεκτικότητά τους είναι 0,19% και 0,03% της μάζας του φλοιού της γης, αντίστοιχα.

Οι ενώσεις χλωρίου και φθορίου με τη μορφή διαφόρων ορυκτών σχηματίζουν ανεξάρτητα κοιτάσματα στη στεριά. Για το χλώριο, τα πιο σημαντικά φυσικά μέταλλα είναι ορυκτό αλάτιNaCl, καρναλλίτηςKCl ∙ MgCl 2 ∙ 6 H 2 Ο, συλβινίτηςKCl ∙ NaCl. Τα πιο γνωστά φθοριούχα ορυκτά είναι φθορίτη ή φθορίδηCaF 2 , κρυόλιθοςΝα 3 AlF 6 , φθοραπατίτηςCa 5 (ταχυδρομείο 4 ) 3 φά.

Το βρώμιο και το ιώδιο είναι ιχνοστοιχεία και δεν σχηματίζουν τα δικά τους κοιτάσματα ορυκτών. Σημαντικές ποσότητες βρωμίου και ιωδίου, μαζί με άλλα αλογόνα, βρίσκονται στο θαλασσινό νερό με τη μορφή διαφόρων αλάτων, από όπου απορροφώνται ενεργά από τα φύκια.

Η δομή των ατόμων αλογόνου, οι φυσικές και χημικές τους ιδιότητες

Τα άτομα όλων των αλογόνων περιέχουν 7 ηλεκτρόνια στο εξωτερικό στρώμα ηλεκτρονίων τους, η δομή των οποίων μπορεί να αναπαρασταθεί ως εξής:

Το φθόριο διαφέρει από τα άλλα αλογόνα στο ότι δεν έχει d-υποεπίπεδο στο εξωτερικό ηλεκτρονικό του στρώμα.

Ορισμένα φυσικά χαρακτηριστικά των ατόμων αλογόνου παρουσιάζονται στον Πίνακα 4.

Πίνακας 4. Συγκριτικά χαρακτηριστικά ορισμένων φυσικών ιδιοτήτων των αλογόνων και των απλών ουσιών που σχηματίζουν

Στην κανονική κατάσταση, τα στοιχεία της ομάδας VIIA έχουν ένα μη ζευγαρωμένο ηλεκτρόνιο στην εξωτερική τους στιβάδα, έτσι μπορούν να σχηματίσουν μόνο έναν ομοιοπολικό δεσμό με άλλα άτομα μέσω του μηχανισμού ανταλλαγής (το σθένος σε αυτή την περίπτωση θα είναι ίσο με 1). Κατά τη διέγερση, ο αριθμός των μη ζευγαρωμένων ηλεκτρονίων στα αλογόνα (εκτός του F) αυξάνεται σε 3, 5 ή 7 λόγω του ζευγαρώματος των ζευγών ηλεκτρονίων.

Αντίστοιχα, οι πιθανές τιμές σθένους κατά το σχηματισμό δεσμού μέσω του μηχανισμού ανταλλαγής σε αυτήν την περίπτωση θα είναι επίσης ίσες με 3, 5 ή 7.

Το φθόριο, σε αντίθεση με όλα τα άλλα αλογόνα, συνήθως εμφανίζει σθένος 1, επειδή δεν μπορεί να εξατμίσει τα ζεύγη ηλεκτρονίων του. Θεωρητικά, το φθόριο, ως στοιχείο της δεύτερης περιόδου, μπορεί να εμφανίσει μέγιστο σθένος 4, αν λάβουμε υπόψη, εκτός από τον μηχανισμό ανταλλαγής, και τον μηχανισμό δότη-δέκτη σχηματισμού ομοιοπολικού δεσμού. Πράγματι, στο εξωτερικό στρώμα ηλεκτρονίων του ατόμου φθορίου, μαζί με ένα ασύζευκτο ηλεκτρόνιο, υπάρχουν επίσης 3 ζεύγη ηλεκτρονίων. Λόγω αυτών, ενεργώντας ως δότης, το φθόριο μπορεί επιπλέον να σχηματίσει 3 ομοιοπολικούς δεσμούς. Είναι αλήθεια ότι μπορεί κανείς να υποθέσει ότι το φθόριο θα είναι «απρόθυμο» να το κάνει αυτό, επειδή είναι το πιο ηλεκτραρνητικό στοιχείο και είναι πιο χαρακτηριστικό να αφαιρεί ζεύγη ηλεκτρονίων παρά να το παρέχει σε άλλο άτομο, αν και για κοινή χρήση.

Η ένωση BF είναι γνωστή, στην οποία η πολλαπλότητα του δεσμού είναι 3. Αυτό το γεγονός μπορεί να εξηγηθεί αν υποθέσουμε ότι το άτομο φθορίου σχημάτισε έναν δεσμό με έναν μηχανισμό ανταλλαγής και τους άλλους δύο από έναν μηχανισμό δότη-δέκτη.

Αλογόνα (εκτόςφά) στις ενώσεις μπορεί να εμφανίσει τόσο θετικές όσο και αρνητικές καταστάσεις οξείδωσης.

Εμφανίζουν θετική κατάσταση οξείδωσης όταν αλληλεπιδρούν με άτομα στοιχείων που είναι πιο ηλεκτραρνητικά από τα ίδια. Σε αυτή την περίπτωση, τα αλογόνα ενεργούν ως αναγωγικός παράγοντας και δίνουν τα ασύζευκτα ηλεκτρόνια τους σε άλλα άτομα από το εξωτερικό στρώμα. Η τιμή της κατάστασης οξείδωσης θα είναι ίση με +1 (σε στατική κατάσταση), +3, +5, +7 (σε διεγερμένη κατάσταση).

Το φθόριο δεν μπορεί να εμφανίσει θετική κατάσταση οξείδωσης, καθώς είναι το πιο ηλεκτραρνητικό στοιχείο και στις χημικές αντιδράσεις παίρνει πάντα ηλεκτρόνια από άλλα άτομα, ενεργώντας μόνο ως οξειδωτικός παράγοντας και σε όλες τις ενώσεις εμφανίζει κατάσταση οξείδωσης -1.

Για το λόγο αυτό, η λήψη φά 2 από φθοριούχα χημικά (χρησιμοποιώντας άτομα άλλου στοιχείου, π.χ. οξείδωση 2 φά - - 2ē = φά 2 0 )) δεν μπορεί να πραγματοποιηθεί. Αυτό μπορεί να γίνει μόνο ηλεκτρικά (με ηλεκτρόλυση ενός τήγματος φθορίου, για παράδειγμα, αλατιούNaF ).

Άλλα αλογόνα παρουσιάζουν αρνητική κατάσταση οξείδωσης όταν αλληλεπιδρούν με άτομα στοιχείων λιγότερο ηλεκτραρνητικά από τα ίδια. Σε αυτή την περίπτωση, λειτουργούν ως οξειδωτικός παράγοντας και παίρνουν από άλλα άτομα ένα ηλεκτρόνιο που λείπει για να ολοκληρώσουν την εξωτερική τους στιβάδα. Η τιμή της κατάστασης οξείδωσης είναι ίση με -1.

Τα αλογόνα σχηματίζουν γενικές ενώσεις με το υδρογόνο
.

Πρόκειται για αέριες ουσίες (σημείο βρασμού HF ≈ 16 o C), πολύ διαλυτές σε H 2 O. Τα υδατικά τους διαλύματα έχουν όξινες ιδιότητες και η ισχύς αυτών των οξέων στη σειρά HF, HCl, HBr, HI αυξάνεται από αριστερά προς τα δεξιά. Το πιο ασθενές οξύ είναι το HF, το ισχυρότερο είναι το HI. Αυτό οφείλεται στο γεγονός ότι στην ομάδα, οι ακτίνες των ατόμων αλογόνου αυξάνονται από πάνω προς τα κάτω, γεγονός που αποδυναμώνει την ισχύ του δεσμού R-H (καθώς το μήκος του αυξάνεται) και τα ιόντα H + αποσπώνται ευκολότερα.

Το υδροφθορικό ή υδροφθορικό οξύ HF είναι σε κάποιο βαθμό ασθενέστερο από όλα τα άλλα υδραλογονικά οξέα και λόγω της ικανότητας των μορίων του να σχηματίζουν συνδεδεμένους τύπου (HF) n (όπου το n κυμαίνεται από 1 έως 8) λόγω του σχηματισμού δεσμοί υδρογόνου:

H – F  H – F; H – F  H – F  H – F, κ.λπ.

Με οξυγόνο, αλογόνα (εκτόςφά) μπορεί να σχηματίσει 4 τύπους οξειδίων:

.

(Οξείδια που λαμβάνονται για το χλώριοCl 2 Ο, Cl 2 Ο 7; για βρώμιο -Br 2 Ο; για ιώδιο -Εγώ 2 Ο, Εγώ 2 Ο 5 , Εγώ 2 Ο 7 . ΟξείδιοR 2 Ο 3 σε ελεύθερη μορφή δεν απομονώνεται για κανένα αλογόνο).

Οξείδια που λαμβάνονται για το χλώριο
Και
, στην οποία εμφανίζει αχαρακτήριστες καταστάσεις οξείδωσης +4 και +6. Αυτές είναι σθένος ακόρεστες ενώσεις επιρρεπείς σε διμερισμό. Έχουν παραμαγνητικές ιδιότητες, γιατί τα άτομα χλωρίου περιέχουν ένα ασύζευκτο ηλεκτρόνιο.

Όλα τα οξείδια λαμβάνονται όχι μέσω της άμεσης αλληλεπίδρασης απλών ουσιών αλογόνου με το οξυγόνο, αλλά έμμεσα. Αυτά είναι όξινα οξείδια. Όταν διαλύονται σε H 2 O, σχηματίζουν οξέα του γενικού τύπου:

Για κάθε στοιχείο, καθώς αυξάνεται η κατάσταση οξείδωσής του, η ισχύς των οξέων αυτής της σειράς αυξάνεται από αριστερά προς τα δεξιά. Η ισχύς των οξέων στα οποία τα στοιχεία παρουσιάζουν τον ίδιο βαθμό οξείδωσης μειώνεται στην ομάδα από πάνω προς τα κάτω. Για παράδειγμα, στη σειρά: H Ο, Η Ο, Η Ο- το ισχυρότερο οξύ είναι το HClO. Αυτό οφείλεται στην αύξηση των μεταλλικών ιδιοτήτων των αλογόνων της ομάδας από πάνω προς τα κάτω, η οποία με τη σειρά της οδηγεί σε αύξηση των βασικών ιδιοτήτων των ενώσεων που περιέχουν οξυγόνο.

Το φθόριο σχηματίζει ενώσεις με το οξυγόνο
Και
, όπου το O εμφανίζει θετική κατάσταση οξείδωσης +2 ή +1. Επομένως, αυτές οι ουσίες δεν είναι οξείδια. Όπως όλες οι ενώσεις αλογόνου που περιέχουν οξυγόνο, λαμβάνονται επίσης κυρίως έμμεσα.

Τα αλογόνα σχηματίζουν απλές ουσίες (με τα ίδια ονόματα), τα μόρια των οποίων αποτελούνται από δύο άτομα που συνδέονται με έναν μόνο ομοιοπολικό δεσμό. Εξάλλουφά 2 ΚαιCl 2 υπό κανονικές συνθήκες - αέρια,Br 2 - υγρό,Εγώ 2 - στερεά ουσία.

Η αντοχή του δεσμού στα μόρια των απλών ουσιών μειώνεται από χλώριο σε ιώδιο. Το F2 πέφτει έξω από αυτό το σχέδιο, η ισχύς του δεσμού του οποίου είναι σημαντικά μικρότερη από την αντοχή του δεσμού στο μόριο Cl 2 (Πίνακας 4).

Τέτοιες ανώμαλες ιδιότητες του φθορίου μπορούν να εξηγηθούν από την απουσία κενού d-υποεπιπέδου στο εξωτερικό ηλεκτρονικό στρώμα των ατόμων του.

Τα άτομα του χλωρίου και άλλων αλογόνων έχουν ελεύθερα d-τροχιακά και επομένως υπάρχει μια πρόσθετη αλληλεπίδραση δότη-δέκτη μεταξύ τους στα μόρια απλών ουσιών, η οποία ενισχύει τον δεσμό. Αυτό φαίνεται στο παρακάτω διάγραμμα:

Όπως προκύπτει από τον Πίνακα 4, η ενέργεια ιονισμού, η ενέργεια συγγένειας ηλεκτρονίων και η σχετική ηλεκτραρνητικότητα των ατόμων αλογόνου στην ομάδα μειώνονται από πάνω προς τα κάτω. Σύμφωνα με αυτό, οι μη μεταλλικές ιδιότητες των αλογόνων και, επομένως, η οξειδωτική ικανότητα των ατόμων τους και των απλών ουσιών που σχηματίζουν στην ομάδα από πάνω προς τα κάτω θα μειωθούν επίσης.

Κάθε ανάντη αλογόνο μπορεί να εκτοπίσει τα κατάντη από τις ενώσεις τους με υδρογόνο και μέταλλα. Για παράδειγμα, το Cl 2 μπορεί να εκτοπίσει το Br 2 και το I 2. Και το Br 2 μπορεί να εκτοπίσει μόνο το I 2:

Сl 2 + 2HBr = Br 2 + 2HCl

Br 2 + 2NaІ = І 2 + 2NaBr

Αυτές οι αντιδράσεις συνήθως συμβαίνουν σε υδατικά διαλύματα, επομένως το F2 δεν συμμετέχει σε αυτές, καθώς αποσυνθέτει ενεργειακά το νερό:

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

Τα υπόλοιπα αλογόνα είναι σχετικά ελαφρώς διαλυτά σε Η2Ο και, σε ακόμη μικρότερο βαθμό, αλληλεπιδρούν αναστρέψιμα με αυτό σύμφωνα με το ακόλουθο σχήμα:

G 2 + H 2 O
NG + ΜΚΟ

Επιπλέον, όταν μετακινείται από το χλώριο στο ιώδιο, η ισορροπία αυτής της αντίδρασης μετατοπίζεται όλο και περισσότερο προς τα αριστερά και για το I 2 είναι πρακτικά αχαρακτήριστη.

Λύσεις Cl 2 Και Br 2 στο νερό ονομάζονται νερό χλωρίου και βρωμίου, αντίστοιχα. Εκτός από τα ίδια τα αλογόνα, αυτά τα διαλύματα περιέχουν προϊόντα της αλληλεπίδρασής τους με το H 2 O, γεγονός που τους προσδίδει ορισμένες συγκεκριμένες ιδιότητες.

10221 0

Η ομάδα 17 περιλαμβάνει F, Cl, Br, I, At (Πίνακες 1 και 2). Η λέξη αλογόνο ("αλογόνο" + "γεν") σημαίνει "σχηματισμός άλατος". Όλα τα στοιχεία είναι αμέταλλα. Έχουν 7 ηλεκτρόνια στο εξωτερικό περίβλημα. Λόγω της υψηλής ηλεκτραρνητικότητας και αντιδραστικότητάς τους, δεν βρίσκονται σε ελεύθερη μορφή στη φύση. Λόγω της εύκολης προσθήκης ενός ηλεκτρονίου, σχηματίζουν ιόντα αλογονιδίου και επομένως υπάρχουν με τη μορφή διατομικών μορίων. Τα άτομα στα μόρια συνδέονται με έναν ομοιοπολικό δεσμό ως αποτέλεσμα της κοινής χρήσης ενός ζεύγους ηλεκτρονίων, ένα από το άτομο. Τα μόρια αλογόνου συγκρατούνται μεταξύ τους από ασθενείς δυνάμεις van der Waals, γεγονός που εξηγεί την υψηλή πτητότητά τους.

Τραπέζι 1 . Μερικές φυσικές και χημικές ιδιότητες μετάλλων της ομάδας 17

Όλα τα αλογόνα είναι τοξικά, έχουν χαρακτηριστική πικάντικη οσμή και χρώμα, η ένταση των οποίων αυξάνεται προς το κάτω μέρος της ομάδας. Αυτή η ομάδα αποτελείται από τα πιο αντιδραστικά στοιχεία του Περιοδικού Πίνακα. Οι ατομικές και ιονικές ακτίνες των αλογόνων, καθώς και τα μήκη των δεσμών σε μόρια, αυξάνονται προς το κάτω μέρος της ομάδας στον Περιοδικό Πίνακα. Αντίθετα, η ενέργεια διάστασης του δεσμού και η δύναμή του μειώνονται, με εξαίρεση το φθόριο.

Τα αλογονίδια αλκαλιμετάλλων (ομάδα 1) είναι ενώσεις ιοντικού τύπου. Στα αλογονίδια μετάλλων αλκαλικών γαιών (ομάδα 2), εκτός από τα ιοντικά, υπάρχουν ενώσεις μερικώς ομοιοπολικού τύπου. Καθώς μετακινείστε από αριστερά προς τα δεξιά κατά μήκος μιας περιόδου, τα αλογονίδια των στοιχείων γίνονται πιο ομοιοπολικά. Η ομοιοπολική φύση των αλογονιδίων αυξάνεται επίσης καθώς κινείται κανείς προς τα κάτω στην ομάδα. Επιπλέον, εάν ένα μέταλλο μπορεί να υπάρχει σε πολλές καταστάσεις οξείδωσης, τότε ο δεσμός του με το αλογονίδιο στη χαμηλότερη από αυτές είναι ιοντικής φύσης και στην υψηλότερη είναι ομοιοπολικός. Τόσο τα ιοντικά όσο και τα ομοιοπολικά αλογονίδια δισθενών μετάλλων τείνουν να κρυσταλλώνονται σε στρώματα πλέγματα. Η εξαίρεση είναι CCl 2, με δομή πολυμερούς. Τα ιόντα αλογονιδίου είναι συνδέτες σε πολλά σύμπλοκα ιόντα, εκτοπίζοντας λιγότερο ισχυρούς συνδέτες όπως το νερό.

Τα αλογονίδια του αργύρου είναι ασταθή στο ηλιακό φως, αποσυντίθενται σε μέταλλο και αλογόνο. Αυτή η ιδιότητα χρησιμοποιείται στην ασπρόμαυρη φωτογραφία. Τα βρωμίδια ήταν τα πιο φωτοευαίσθητα Αγ. Τα αλογονίδια του υδρογόνου, τα οποία είναι από τα πιο γνωστά ισχυρά οξέα, χρησιμοποιούνται ευρέως. Η οξύτητα των υδατικών διαλυμάτων τους αυξάνεται προς τον πυθμένα της ομάδας. Η εξαίρεση είναι το υδροφθόριο. Το υδατικό του διάλυμα ( υδροφθορικό οξύ) έχει ελαφρά οξύτητα λόγω της αντοχής του δεσμού H - Fκαι μια μικρή σταθερά διάστασης οξέος.

Πίνακας 2.Περιεκτικότητα στο σώμα, τοξικές (TD) και θανατηφόρες δόσεις (LD) μετάλλων της ομάδας 17

Φθόριο (F) — όσον αφορά την επικράτηση, κατατάσσεται στην 13η θέση μεταξύ των στοιχείων του φλοιού της γης, του πιο δραστικού στοιχείου, του πιο ισχυρού από τους βιομηχανικά παραγόμενους οξειδωτικούς παράγοντες. Σε αέρια μορφή έχει ανοιχτό κίτρινο χρώμα. Στη βιομηχανία χρησιμοποιούνται κυρίως οι οργανικές του ενώσεις, τα πολυμερή και όλα τα άλατα CaF 2 - ως ροή στη μεταλλουργία, και AlF 3 - κατά την παραγωγή Ο Αλ. Μεγάλες ποσότητες φά 2 παρήχθησαν στην πυρηνική βιομηχανία για απόκτηση U.F. 6 στις διαδικασίες εμπλουτισμού πυρηνικών καυσίμων.

Στενή διάταξη ατόμων σε ένα μόριο φάοδηγεί σε ισχυρή απώθηση μεταξύ μη δεσμευτικών ηλεκτρονίων, γεγονός που εξηγεί την εξασθένηση του δεσμού στο μόριο. Επομένως, το φθόριο στη στοιχειακή κατάσταση είναι στη μορφή φά 2 δεν βρίσκεται, αλλά υπάρχει ως ιόν φθορίου σε κρυόλιθος Να 3 AlF 6 και αργυραδάμαντας (φθορίτης) CaF 2 .

Το F έχει πάντα κατάσταση οξείδωσης -1. Η μικρή ομοιοπολική ακτίνα του επιτρέπει να σχηματίζει ενώσεις με υψηλούς αριθμούς συντονισμού. Για παράδειγμα, SF 6 υπάρχει, α S.J. 6 δεν μπορεί να σχηματιστεί. Τα ιόντα φθορίου μετάλλου έχουν μικρό μέγεθος ιόντων φά- προκαλεί υψηλές ενθαλπίες πλέγματος και θερμοδυναμική σταθερότητα.

Λόγω της υψηλής οξειδωτικής ικανότητας του φθορίου, τα αλογόνα μπορούν να αντιδράσουν μεταξύ τους, σχηματίζοντας ενώσεις ενδοαλογόνων(«ιντεραλογονίδια») ClF, ClF 3, BrF 5, IF 7, στην οποία η κατάσταση οξείδωσης άλλων αλογόνων κυμαίνεται από +1 έως +7.

Μετά την επώαση του ήπατος αρουραίου με NaFΤο απορροφούμενο φθόριο συγκεντρώνεται στα μιτοχόνδρια και τους πυρήνες των ηπατοκυττάρων. Απορροφάται από τον οστικό ιστό (δόντια, οστά, χόνδροι) 3 φορές πιο ενεργά από ό,τι από το αίμα. Το F απεκκρίνεται κυρίως από τα νεφρά. Η τοξική επίδραση των ιόντων φθορίου οφείλεται στο γεγονός ότι δεσμεύουν και έτσι αδρανοποιούν τους ενεργοποιητές ιόντων των ενζυμικών συστημάτων ΑΝΩΝΥΜΗ ΕΤΑΙΡΙΑ 2+ , Mg 2+ με το σχηματισμό φτωχά διαλυτών φθοριωδών. Σύνθετα ιόντα PF - , B.F. 4 - , SiF 6 2-, λόγω της ισχύος των ομοιοπολικών δεσμών στα μόριά τους, είναι βιολογικά ανενεργοί. φά- αναστέλλει τις μεταλλοπρωτεΐνες.

Χλώριο (Cl) - βρίσκεται στη φύση κυρίως με τη μορφή αλατιού NaCl. Λαμβάνεται από αυτό με ηλεκτρόλυση Cl 2 - βαρύ κιτρινοπράσινο αέριο με έντονη οσμή. Στη βιομηχανία χρησιμοποιείται ως λευκαντικό και στην παραγωγή οργανοχλωρικών διαλυτών και πολυμερών. Επιπλέον, χρησιμοποιείται ευρέως για την αποστείρωση νερού σε υδραγωγεία σε συγκεντρώσεις (0,6-6)x10 -5 mol/kg. Ωστόσο, όταν το νερό είναι μολυσμένο με οργανικές ουσίες που περιέχουν άζωτο, η χλωρίωση του νερού είναι επικίνδυνη επειδή τα άτομα Clμπορεί να αντικαταστήσει άτομα Η σε μόρια αλκανίων και αλκενίων σε φωτολυτικές αντιδράσεις, δηλαδή όταν ακτινοβοληθεί με ορατό φως με μήκος κύματος 200-800 nm. Σε αυτή την περίπτωση, σχηματίζονται τοξικές οργανοχλωρικές ενώσεις - παράγωγα διοξίνη, ειδικότερα, εξαιρετικά τοξικό 2,3,7,8-τετραχλωροδιβενζο- n-διοξίνη (Εικ. 1). Οι "διοξίνες" αναφέρονται γενικά σε πολυχλωριωμένες διβενζο-και-διοξίνες. Όλα αυτά, ακόμη και σε πολύ χαμηλές συγκεντρώσεις, μειώνουν απότομα την ανθρώπινη ανοσία στις ιογενείς λοιμώξεις και επηρεάζουν τον γενετικό μηχανισμό.

Ρύζι. 1.Διοξίνες (2,3,7,8-τετραχλωροδιβενζο-π-διοξίνη)

Συνδέσεις με Ο 2 (χλωριούχο HClO, «υποχλωριώδη» άλατα. χλωριούχο HClO 2, «χλωριώδη» άλατα. υποχλωριώδες HClO 3, «χλωρικά» άλατα. χλώριο HClO 4 οξέα, υπερχλωρικά άλατα, καθώς και τα ανιόντα και τα οξείδια τους) είναι οξειδωτικοί παράγοντες. χρησιμοποιούνται ως απολυμαντικά.

Η περιεκτικότητα σε χλώριο στους ιστούς των θηλαστικών είναι κοντά στην περιεκτικότητά του στο θαλασσινό νερό. Ιόντα χλωρίου Cl- κατανέμονται σχεδόν ομοιόμορφα στο σώμα των ζωντανών όντων σε αξιοσημείωτες ποσότητες (από 70 έως 103 mmol/l). Απεκκρίνονται από τα νεφρά. Το υγρό χλώριο προκαλεί σοβαρά εγκαύματα στο δέρμα και το αέριο χλώριο ερεθίζει σοβαρά τα μάτια και τους πνεύμονες, σχηματίζοντας υδροχλωρικά και υποχλωρικά οξέα με το υγρό των ιστών. Μπορεί να αναπτυχθεί πνευμονία στους πνεύμονες.

Βρώμιο (Br) - ένα παχύρρευστο σκούρο κόκκινο υγρό με έντονη οσμή και βαρείς καφέ ατμούς. Είναι το μόνο μη μέταλλο που είναι υγρό σε θερμοκρασία δωματίου. Χρησιμοποιείται ως πρόσθετο καυσίμου, ως αναστολέας καύσης σε πυρίμαχα υλικά, σε χρώματα και φυτοφάρμακα και στη φωτογραφία. Ωστόσο, ο βιολογικός ρόλος είναι ελάχιστα μελετημένος Br 2 δηλητηριώδες. Αναλογία Br/Clστο αίμα είναι περίπου 0,01, και Br- βρίσκεται κυρίως στο πλάσμα. Συνοδεύει το χλώριο στις μεταβολικές διεργασίες και απεκκρίνεται στα ούρα.

Ιώδιο (Ι) - ένα σκληρό μαύρο γυαλιστερό μη μέταλλο. Εξυψώνεται εύκολα. Χρησιμοποιείται ως απολυμαντικό διάλυμα αλκοόλης, σε πρόσθετα τροφίμων, βαφές, καταλύτες και στη φωτογραφία. Ανήκει στα βιολογικά απαραίτητα («ουσιώδη») στοιχεία και αποτελεί μέρος των θυρεοειδικών ορμονών. Η έλλειψή του θεωρείται παράγοντας προδιάθεσης για την ανάπτυξη καρκίνου του θυρεοειδούς και του μαστού.

Εγώσυσσωρεύεται επιλεκτικά στον θυρεοειδή αδένα (πάνω από 80%). Ιωδιούχο Εγώ- εισήλθε στο σώμα, συγκεντρώνεται γρήγορα στον αδένα, όπου η συγκέντρωσή του είναι 25-500 φορές υψηλότερη από ό,τι στο αίμα. Στον θυρεοειδή αδένα, το ιωδίδιο οξειδώνεται σε ιώδιο, το οποίο, υπό την επίδραση ενός συγκεκριμένου ενζύμου, ιωδίζει τους αρωματικούς δακτυλίους της τυροσίνης στα μόρια της θυρεοσφαιρίνης για να σχηματίσει λιπόφιλες αυξητικές ορμόνες - θυροξίνη, ιωδοθυρονίνη, τριιωδοθυρονίνη. Το ιώδιο σε συγκέντρωση 5x10 -5 M αποσυνδέει την οξειδωτική φωσφορυλίωση στα μιτοχόνδρια και σχηματίζει εύκολα αδιάλυτες χηλικές ενώσεις με διπλά φορτισμένα μεταλλικά ιόντα, ειδικά με Mg 2+ και βουλευτής 2+. Η δραστηριότητα του θυρεοειδούς αδένα ενεργοποιείται από το ιώδιο που περιέχει θυρεοειδοτρόπος ορμόνη της υπόφυσης.

Η έλλειψη ιωδίου στην ανθρώπινη τροφή οδηγεί σε υποθυρεοειδισμό και νόσο του Graves (βρογχοκήλη). Το ιώδιο βρίσκεται σε αξιοσημείωτες ποσότητες στα φύκια (καστανά φύκια του γένους Λαμινάρια) με τη μορφή μονο- και διιωδοτυροσίνης, καθώς και μονο- και διιωδοθυρονίνης, η οποία επιτρέπει σε αυτά τα φύκια να χρησιμοποιούνται για παθήσεις του θυρεοειδούς ως φυσική πηγή έτοιμων πρόδρομων ουσιών της αυξητικής ορμόνης.

Σε βιογεωχημικές επαρχίες με έλλειψη ιωδίου, τα άλατά του προστίθενται στο επιτραπέζιο αλάτι, αλλά αυτό δεν φέρνει θετικά αποτελέσματα. Έχει βρεθεί ότι η έλλειψη ιωδίου μπορεί να καταπολεμηθεί πολύ πιο αποτελεσματικά με την προσθήκη φυσικών προϊόντων που περιέχουν ιώδιο, ιδίως φυκιών, σε προϊόντα διατροφής, για παράδειγμα, ψωμί. Προηγουμένως, το ιώδιο εξήχθη από την τέφρα των καφέ φυκιών, τώρα - από πηγές πετρελαίου και αλατιού. Σημειώστε ότι ένα από τα βασικά ένζυμα του μεταβολισμού του ιωδίου ( δεϊωδινάση), που εξασφαλίζει την ομοιόσταση της θυροξίνης, ανήκει στις σεληνοπρωτεΐνες. Κατά συνέπεια, η καταπολέμηση της ανεπάρκειας ιωδίου στο πλαίσιο της ανεπάρκειας Seείναι ανούσιο, και λαμβάνοντας υπόψη τον μηχανισμό ανάδρασης, είναι επιβλαβές.

Αστατίνη (At) - ένα ραδιενεργό μη μέταλλο που λαμβάνεται με βομβαρδισμό νετρονίων του ισοτόπου 209 Bi. Λόγω του μικρού χρόνου ημιζωής του, δεν έχει μελετηθεί πολύ.

Ιατρικά βιοοργανικά. Ο Γ.Κ. Μπαράσκοφ

Τα στοιχεία που περιλαμβάνονται στην ομάδα VII του περιοδικού πίνακα χωρίζονται σε δύο υποομάδες: την κύρια - την υποομάδα αλογόνου - και τη δευτερεύουσα - την υποομάδα μαγγανίου. Το υδρογόνο τοποθετείται στην ίδια ομάδα, αν και το άτομό του έχει ένα μόνο ηλεκτρόνιο στο εξωτερικό επίπεδο σθένους και θα πρέπει να τοποθετηθεί στην ομάδα I. Ωστόσο, το υδρογόνο έχει πολύ λίγα κοινά τόσο με τα στοιχεία της κύριας υποομάδας - τα αλκαλικά μέταλλα, όσο και με τα στοιχεία της δευτερεύουσας υποομάδας - χαλκό, ασήμι και χρυσό. Ταυτόχρονα, όπως τα αλογόνα, προσθέτει ένα ηλεκτρόνιο σε αντιδράσεις με ενεργά μέταλλα και σχηματίζει υδρίδια που έχουν κάποιες ομοιότητες με τα αλογονίδια.

Η υποομάδα των αλογόνων περιλαμβάνει φθόριο, χλώριο, βρώμιο, ιώδιο και αστατίνη. Τα πρώτα τέσσερα στοιχεία βρίσκονται στη φύση, το τελευταίο λαμβάνεται τεχνητά και επομένως έχει μελετηθεί πολύ λιγότερο από τα άλλα αλογόνα. Η λέξη αλογόνο σημαίνει σχηματισμός άλατος. Τα στοιχεία της υποομάδας έλαβαν αυτό το όνομα λόγω της ευκολίας με την οποία αντιδρούν με πολλά μέταλλα, σχηματίζοντας άλατα.

Όλα τα αλογόνα έχουν μια δομή εξωτερικού κελύφους s2p5. Επομένως, δέχονται εύκολα ένα ηλεκτρόνιο, σχηματίζοντας ένα σταθερό κέλυφος ηλεκτρονίων ευγενούς αερίου (s2р6). Το φθόριο έχει τη μικρότερη ατομική ακτίνα στην υποομάδα για τα υπόλοιπα αυξάνεται στη σειρά 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.

Από όλα τα αλογόνα, μόνο το φθόριο, το οποίο βρίσκεται στην περίοδο II, δεν έχει μη συμπληρωμένο επίπεδο d. Για το λόγο αυτό, δεν μπορεί να έχει περισσότερα από ένα ασύζευκτα ηλεκτρόνια και εμφανίζει μόνο σθένος -1. Στα άτομα άλλων αλογόνων, η στάθμη d δεν είναι γεμάτη, γεγονός που τους επιτρέπει να έχουν διαφορετικό αριθμό μη ζευγαρωμένων ηλεκτρονίων και να εμφανίζουν τα σθένη -1, +1, +3, +5 και +7 που παρατηρούνται στις ενώσεις οξυγόνου του χλώριο, βρώμιο και ιώδιο.

Η υποομάδα του μαγγανίου περιλαμβάνει το μαγγάνιο, το τεχνήτιο και το ρήνιο. Σε αντίθεση με τα αλογόνα, τα στοιχεία της υποομάδας του μαγγανίου έχουν μόνο δύο ηλεκτρόνια στο εξωτερικό ηλεκτρονικό επίπεδο και επομένως δεν παρουσιάζουν την ικανότητα να προσκολλούν ηλεκτρόνια, σχηματίζοντας αρνητικά φορτισμένα ιόντα.

ΕΛΕΙΠΤΗ Δευτεροβάθμια ΕΚΠΑΙΔΕΥΣΗ στη Ρωσική Ομοσπονδία, στάδιο απόκτησης ολοκληρωμένης δευτεροβάθμιας εκπαίδευσης. γνώσεις που αποκτήθηκαν στο γυμνάσιο. Όσοι έχουν ολοκληρώσει την 8η (9η) τάξη συνεχίζουν την εκπαίδευσή τους στο λύκειο ή σε ιδρύματα επαγγελματικής εκπαίδευσης.

Evgeniy Petrovich CHELYSHEV (γεν. 1921), Ρώσος κριτικός λογοτεχνίας, ακαδημαϊκός της Ρωσικής Ακαδημίας Επιστημών (1991· ακαδημαϊκός της Ακαδημίας Επιστημών της ΕΣΣΔ από το 1987). Εργασίες για προβλήματα της ινδικής λογοτεχνίας.

ΕΝΘΟΥΣΙΑΣΜΟΣ (ελληνικά: enthusiasmos), έμπνευση, αγαλλίαση στη διαδικασία επίτευξης ενός στόχου.

Τα στοιχεία που περιλαμβάνονται στην ομάδα VII του περιοδικού πίνακα χωρίζονται σε δύο υποομάδες: την κύρια - την υποομάδα αλογόνου - και τη δευτερεύουσα - την υποομάδα μαγγανίου. Το υδρογόνο τοποθετείται επίσης σε αυτήν την ομάδα, αν και το άτομό του έχει ένα μόνο ηλεκτρόνιο στο εξωτερικό επίπεδο σθένους και θα πρέπει να τοποθετηθεί στην ομάδα I. Ωστόσο, το υδρογόνο έχει πολύ λίγα κοινά τόσο με τα στοιχεία της κύριας υποομάδας - τα αλκαλικά μέταλλα, όσο και με τα στοιχεία της δευτερεύουσας υποομάδας - χαλκό, ασήμι και χρυσό. Ταυτόχρονα, όπως τα αλογόνα, προσθέτει ένα ηλεκτρόνιο σε αντιδράσεις με ενεργά μέταλλα και σχηματίζει υδρίδια που έχουν κάποιες ομοιότητες με τα αλογονίδια.

Η υποομάδα των αλογόνων περιλαμβάνει φθόριο, χλώριο, βρώμιο, ιώδιο και αστατίνη. Τα πρώτα τέσσερα στοιχεία βρίσκονται στη φύση, το τελευταίο λαμβάνεται τεχνητά και επομένως έχει μελετηθεί πολύ λιγότερο από τα άλλα αλογόνα. Η λέξη αλογόνο σημαίνει σχηματισμός άλατος. Τα στοιχεία της υποομάδας έλαβαν αυτό το όνομα λόγω της ευκολίας με την οποία αντιδρούν με πολλά μέταλλα, σχηματίζοντας άλατα Όλα τα αλογόνα έχουν τη δομή του εξωτερικού κελύφους ηλεκτρονίων s 2 p 5. Επομένως, δέχονται εύκολα ένα ηλεκτρόνιο, σχηματίζοντας ένα σταθερό κέλυφος ηλεκτρονίων ευγενούς αερίου (s 2 p 6). Το φθόριο έχει τη μικρότερη ατομική ακτίνα στην υποομάδα για το υπόλοιπο αυξάνεται στη σειρά 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 .

Ένα χαρακτηριστικό γνώρισμα των αμέταλλων είναι ο μεγαλύτερος (σε σύγκριση με τα μέταλλα) αριθμός ηλεκτρονίων στο εξωτερικό ενεργειακό επίπεδο των ατόμων τους. Αυτό καθορίζει τη μεγαλύτερη ικανότητά τους να προσκολλούν πρόσθετα ηλεκτρόνια και να παρουσιάζουν υψηλότερη οξειδωτική δράση από τα μέταλλα. Ιδιαίτερα ισχυρές οξειδωτικές ιδιότητες, δηλαδή η ικανότητα προσθήκης ηλεκτρονίων, παρουσιάζουν τα αμέταλλα που βρίσκονται στη 2η και 3η περίοδο των ομάδων VI-VII. Αν συγκρίνουμε τη διάταξη των ηλεκτρονίων στα τροχιακά στα άτομα του φθορίου, του χλωρίου και άλλων αλογόνων, τότε μπορούμε να κρίνουμε τις διακριτικές τους ιδιότητες. Το άτομο φθορίου δεν έχει ελεύθερα τροχιακά. Επομένως, τα άτομα φθορίου μπορούν να εμφανίσουν μόνο σθένος Ι και κατάσταση οξείδωσης 1. Ο ισχυρότερος οξειδωτικός παράγοντας είναι το φθόριο. Στα άτομα άλλων αλογόνων, για παράδειγμα στο άτομο του χλωρίου, υπάρχουν ελεύθερα d-τροχιακά στο ίδιο ενεργειακό επίπεδο. Χάρη σε αυτό, η σύζευξη ηλεκτρονίων μπορεί να συμβεί με τρεις διαφορετικούς τρόπους. Στην πρώτη περίπτωση, το χλώριο μπορεί να εμφανίσει κατάσταση οξείδωσης +3 και να σχηματίσει χλωρώδες οξύ HClO2, το οποίο αντιστοιχεί σε άλατα - χλωρίτες, για παράδειγμα χλωριώδες κάλιο KClO2. Στη δεύτερη περίπτωση, το χλώριο μπορεί να σχηματίσει ενώσεις στις οποίες η κατάσταση οξείδωσης του χλωρίου είναι +5. Τέτοιες ενώσεις περιλαμβάνουν το υποχλωριώδες οξύ HClO3 και τα άλατα - χλωρικά του, για παράδειγμα χλωρικό κάλιο KClO3 (άλας Berthollet). Στην τρίτη περίπτωση, το χλώριο εμφανίζει κατάσταση οξείδωσης +7, για παράδειγμα στο υπερχλωρικό οξύ HClO4 και τα άλατά του, τα υπερχλωρικά (σε υπερχλωρικό κάλιο KClO4).

Ιδιαίτερες αναλυτικές αντιδράσεις ιόντων Mn 2+

1.5.5. Η οξείδωση με βισμουθικό νάτριο NaBiO 3 προχωρά σύμφωνα με την εξίσωση:

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

Η αντίδραση συμβαίνει στο κρύο. Εκτέλεση της αντίδρασης:Προσθέστε 3-4 σταγόνες διαλύματος HNO 3 6 M και 5-6 σταγόνες H 2 O σε 1-2 σταγόνες διαλύματος άλατος μαγγανίου, και στη συνέχεια προστίθεται λίγη σκόνη NaBiO 3 με μια σπάτουλα. Αφού αναμίξετε το περιεχόμενο του δοκιμαστικού σωλήνα, αφήστε το να σταθεί για 1-2 λεπτά, στη συνέχεια φυγοκεντρήστε για να διαχωριστεί η περίσσεια του βισμουθικού νατρίου. Παρουσία Mn 2+, το διάλυμα γίνεται πορφυρό ως αποτέλεσμα του σχηματισμού μαγγανικού οξέος, που είναι ένας από τους πιο ισχυρούς οξειδωτικούς παράγοντες.

1.5.6. Οξείδωση του PbO 2 με διοξείδιο του μολύβδου σε μέσο νιτρικού οξέος όταν θερμαίνεται:

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

Εκτέλεση της αντίδρασης:Πάρτε λίγη σκόνη PbO 2 και τοποθετήστε τη σε δοκιμαστικό σωλήνα, προσθέστε 4-5 σταγόνες 6 M HNO 3 εκεί και θερμάνετε με ανάδευση. Η εμφάνιση ενός μωβ χρώματος υποδηλώνει την παρουσία Mn 2+.

1.5.7. Σημαντικές στην ανάλυση είναι οι αντιδράσεις Mn 2+ με ανθρακικά μετάλλων αλκαλίων, όξινο φωσφορικό νάτριο, αντιδράσεις οξείδωσης με υπερθειικό αμμώνιο, οξείδωση βενζιδίνης με ενώσεις Mn 4+, αναγωγή AgCl σε μεταλλικό άργυρο με ιόντα Mn 2+.

88. Στοιχεία της ομάδας VIII Β. Τυπικές ιδιότητες των πιο σημαντικών ενώσεων. Βιολογικός ρόλος. Αναλυτικές αντιδράσεις για ιόντα Fe 3+ και Fe 2+.

Υποομάδα σιδήρου- χημικά στοιχεία της ομάδας 8 του περιοδικού πίνακα χημικών στοιχείων (σύμφωνα με την απαρχαιωμένη ταξινόμηση - στοιχεία της δευτερεύουσας υποομάδας της ομάδας VIII). Η ομάδα περιλαμβάνει σίδερο Fe, ρουθήνιο Ru και ωσμίο Os. Με βάση την ηλεκτρονική διαμόρφωση του ατόμου, το τεχνητά συντιθέμενο στοιχείο ανήκει επίσης στην ίδια ομάδα Hassiy Hs, το οποίο ανακαλύφθηκε το 1984 στο Ερευνητικό Κέντρο Βαρέων Ιόντων (Γερμανικό). Gesellschaft für Schwerionenforschung, GSI), Darmstadt, Γερμανία ως αποτέλεσμα βομβαρδισμού στόχου μολύβδου (208 Pb) με δέσμη ιόντων σιδήρου-58 από τον επιταχυντή UNILAC. Ως αποτέλεσμα του πειράματος, συντέθηκαν 3 265 πυρήνες Hs, οι οποίοι ταυτοποιήθηκαν αξιόπιστα από τις παραμέτρους της αλυσίδας α-διάσπασης. Ταυτόχρονα και ανεξάρτητα, η ίδια αντίδραση μελετήθηκε στο JINR (Dubna, Ρωσία), όπου, με βάση την παρατήρηση 3 γεγονότων α-διάσπασης του πυρήνα 253 Es, συνήχθη επίσης το συμπέρασμα ότι σε αυτή την αντίδραση ο πυρήνας 265 Hs, θέμα σε α-διάσπαση, συντέθηκε. Όλα τα στοιχεία της ομάδας 8 περιέχουν 8 ηλεκτρόνια στη στιβάδα σθένους τους. Δύο στοιχεία της ομάδας - το ρουθήνιο και το όσμιο - ανήκουν στην οικογένεια μετάλλων πλατίνας. Όπως και σε άλλες ομάδες, τα μέλη της ομάδας 8 παρουσιάζουν μοτίβα ηλεκτρονικής διαμόρφωσης, ειδικά στα εξωτερικά τους κελύφη, αν και, παραδόξως, το ρουθήνιο δεν ακολουθεί αυτή την τάση. Ωστόσο, τα στοιχεία αυτής της ομάδας παρουσιάζουν ομοιότητες στις φυσικές ιδιότητες και τη χημική συμπεριφορά: Ο σίδηρος σπάνια βρίσκεται στη φύση στην καθαρή του μορφή. Η επικράτηση του σιδήρου στον φλοιό της γης είναι 4,65% (4η θέση μετά το οξυγόνο, το πυρίτιο και το αλουμίνιο). Ο σίδηρος πιστεύεται επίσης ότι αποτελεί το μεγαλύτερο μέρος του πυρήνα της γης.

Το ρουθήνιο είναι το μόνο μέταλλο πλατίνας που βρίσκεται σε ζωντανούς οργανισμούς. (Σύμφωνα με ορισμένες πηγές - επίσης πλατίνα). Συγκεντρώνεται κυρίως στον μυϊκό ιστό. Το υψηλότερο οξείδιο του ρουθηνίου είναι εξαιρετικά τοξικό και, ως ισχυρός οξειδωτικός παράγοντας, μπορεί να προκαλέσει καύση εύφλεκτων ουσιών.

Αναλυτικές αντιδράσεις

Το εξακυανοσιδηρικό κάλιο (III) K 3 με το κατιόν Fe 2+ σχηματίζει ένα μπλε ίζημα του "Turnboole blue":

3FeSO 4 + 2K 3 → Fe 3 2 ↓+ 3K 2 SO 4,

3Fe 2+ + 2Fe(CN) 6 3– → Fe 3 2 ↓.

Το ίζημα δεν διαλύεται σε οξέα, αλλά αποσυντίθεται με αλκάλια για να σχηματίσει Fe(OH) 2. Εάν υπάρχει περίσσεια του αντιδραστηρίου, το ίζημα γίνεται πράσινο. Στην αντίδραση παρεμβάλλονται ιόντα Fe 3+, τα οποία σε υψηλές συγκεντρώσεις δίνουν στο αντιδραστήριο καφέ χρώμα στο διάλυμα, και ιόντα Mn 2+ και Bi 3+, τα οποία δίνουν στο αντιδραστήριο ασθενώς χρωματισμένα ιζήματα, διαλυτά σε οξέα. Εκτέλεση αντιδράσεων.Τοποθετήστε 1–2 σταγόνες διαλύματος FeSO 4 σε δοκιμαστικό σωλήνα και προσθέστε 1 σταγόνα του αντιδραστηρίου. Διαιρέστε το προκύπτον ίζημα σε δύο μέρη, προσθέστε 1-2 σταγόνες διαλύματος 2 M HC1 στο πρώτο και 1-2 σταγόνες διαλύματος αλκαλίου 2 M στο δεύτερο. Οι συνθήκες αντίδρασης είναι με αραιά διαλύματα σε όξινο περιβάλλον, pH = 3.

1.5.2.> Οξείδωση Fe 2+ σε Fe 3+. Το ιόν Fe 2+ είναι ένας αρκετά ισχυρός αναγωγικός παράγοντας και μπορεί να οξειδωθεί υπό τη δράση ενός αριθμού οξειδωτικών παραγόντων, για παράδειγμα, H 2 O 2, KMnO 4, K 2 Cr 2 O 7 σε όξινο περιβάλλον κ.λπ.

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

Κατά τη διεξαγωγή συστηματικής ανάλυσης, το Fe 2+ θα πρέπει να ανακαλυφθεί σε προκαταρκτικές δοκιμές, επειδή στη διαδικασία διαχωρισμού ομάδων, το Fe 2+ μπορεί να οξειδωθεί σε Fe 3+.

Ιδιαίτερες αναλυτικές αντιδράσεις ιόντων Fe 3+

1.5.3. Το εξακυανοφερρικό κάλιο (II) K 4 με κατιόντα Fe 3+ σχηματίζει ένα σκούρο μπλε ίζημα του «μπλε της Πρωσίας»:

4Fe 3+ + 3Fe(CN) 6 4– → Fe 4 3 ↓.

Το ίζημα είναι πρακτικά αδιάλυτο σε οξέα, αλλά αποσυντίθεται με αλκάλια για να σχηματίσει Fe(OH) 3 . Σε περίσσεια του αντιδραστηρίου, το ίζημα διαλύεται αισθητά. Εκτέλεση της αντίδρασης.Προσθέστε 1 σταγόνα αντιδραστηρίου σε 1–2 σταγόνες διαλύματος FeCl 3. Διαιρέστε το προκύπτον ίζημα σε δύο μέρη. Προσθέστε 2-3 σταγόνες διαλύματος 2 M HC1 στο ένα μέρος, 1-2 σταγόνες διαλύματος NaOH 2 M στο άλλο, ανακατέψτε.

1.5.4. Θειοκυανικό κάλιο (ροδανίδιο) Το KNCS με ιόντα Fe 3+ σχηματίζει ένα ερυθρό σύμπλεγμα του αίματος. Ανάλογα με τη συγκέντρωση του θειοκυανικού, μπορούν να σχηματιστούν σύμπλοκα διαφορετικών συνθέσεων:

Fe 3+ + NCS – ↔ Fe(NCS) 2+,

Fe 3+ + 2NCS – ↔ Fe(NCS) 2+,

και τα λοιπά. έως Fe 3+ + 6NCS – ↔ Fe(NCS) 6 3– ,

Η αντίδραση είναι αναστρέψιμη, επομένως το αντιδραστήριο λαμβάνεται σε περίσσεια. Ο προσδιορισμός παρεμβάλλεται από ιόντα που σχηματίζουν σταθερά σύμπλοκα με Fe 3+, για παράδειγμα, ιόντα φθορίου, άλατα φωσφορικού, οξαλικού και κιτρικού οξέος.

89. Στοιχεία της ομάδας Ι Β. Τυπικές ιδιότητες των πιο σημαντικών ενώσεων, βιολογικός ρόλος. Βακτηριοκτόνο δράση των ιόντων Ag + και Cu 2+. Αναλυτικές αντιδράσεις σε ιόντα αργύρου και χαλκού.

n = 4 Cu ns1(n-1)d10, εξωτερικό επίπεδο - 1 ē,

προεξωτερική - 18 ē

n = 5 Ag Μη ζευγαρωμένο ē - ένας(αστοχία, ολίσθηση), αλλά

n = 6 Au 18 - ηλεκτρονικό στρώμα, σταθερό στην υποομάδα

ψευδάργυρος, δεν έχει ακόμη σταθεροποιηθεί πλήρως εδώ και

μπορεί να χάσει το ē, επομένως είναι πιθανές οι CO

Μόνο d-στοιχεία της ομάδας IB σχηματίζουν ενώσεις στις οποίες το CO υπερβαίνει την ομάδα Ν και είναι πιο σταθερό για Cu2+, Ag+, Au+3

Μια χαρακτηριστική ιδιότητα των διπλά φορτισμένων ιόντων χαλκού είναι η ικανότητά τους να συνδυάζονται με μόρια αμμωνίας για να σχηματίσουν σύνθετα ιόντα Ο χαλκός είναι ένα από τα ιχνοστοιχεία. Fe, Cu, Mn, Mo, B, Zn, Co έλαβαν αυτό το όνομα λόγω του ότι μικρές ποσότητες τους είναι απαραίτητες για την κανονική λειτουργία των φυτών. Τα μικροστοιχεία αυξάνουν τη δραστηριότητα των ενζύμων, προάγουν τη σύνθεση ζάχαρης, αμύλου, πρωτεϊνών, νουκλεϊκών οξέων, βιταμινών και ενζύμων. Το ασήμι είναι μέταλλο χαμηλής ενεργότητας. Στην ατμόσφαιρα του αέρα δεν οξειδώνεται ούτε σε θερμοκρασία δωματίου ούτε όταν θερμαίνεται. Το συχνά παρατηρούμενο μαύρισμα των ασημένιων αντικειμένων είναι αποτέλεσμα του σχηματισμού μαύρου θειούχου αργύρου - AgS 2 - στην επιφάνειά τους. Αυτό συμβαίνει υπό την επίδραση του υδρόθειου που περιέχεται στον αέρα, καθώς και όταν τα αντικείμενα αργύρου έρχονται σε επαφή με προϊόντα διατροφής που περιέχουν ενώσεις θείου 4Ag + 2H 2 S + O 2 -> 2Ag 2 S + 2H 2 OV. Επομένως, τα υδροχλωρικά και τα αραιά θειικά οξέα δεν έχουν καμία επίδραση σε αυτό. Ο άργυρος συνήθως διαλύεται σε νιτρικό οξύ, το οποίο αλληλεπιδρά μαζί του σύμφωνα με την εξίσωση: Ag + 2HNO 3 -> AgNO 3 + NO 2 + H 2 O Ο άργυρος σχηματίζει μια σειρά αλάτων, τα διαλύματα των οποίων περιέχουν άχρωμα κατιόντα Ag + όταν είναι αλκάλια δρουν σε διαλύματα αλάτων αργύρου, είναι πιθανό να αναμένεται να ληφθεί AgOH, αλλά αντ' αυτού καταβυθίζεται ένα καφέ ίζημα οξειδίου του αργύρου (I): 2AgNO 3 + 2NaOH -> Ag 2 O + 2NaNO 3 + H 2 O Εκτός από τον άργυρο (I ) οξείδιο, τα οξείδια AgO και Ag 2 O 3 Ο νιτρικός άργυρος (lapis ) - AgNO 3 - σχηματίζει άχρωμους διαφανείς κρυστάλλους, εξαιρετικά διαλυτούς στο νερό. Χρησιμοποιείται στην παραγωγή φωτογραφικών υλικών, στην κατασκευή κατόπτρων, στην ηλεκτρολυτική επιμετάλλωση και στην ιατρική, όπως και ο χαλκός, έτσι και ο άργυρος έχει την τάση να σχηματίζει σύνθετες ενώσεις αργύρου (για παράδειγμα: οξείδιο του αργύρου - Ag 2 O και χλωριούχο άργυρο AgCl), διαλύονται εύκολα σε υδατικό διάλυμα αμμωνίας Σύνθετες ενώσεις κυανιούχου αργύρου χρησιμοποιούνται για τον γαλβανικό άργυρο, αφού κατά την ηλεκτρόλυση των διαλυμάτων αυτών των αλάτων εναποτίθεται στην επιφάνεια ένα πυκνό στρώμα λεπτού κρυσταλλικού αργύρου. των προϊόντων Όλες οι ενώσεις αργύρου μειώνονται εύκολα με την απελευθέρωση της μεταλλικής απλίκας. Εάν προστεθεί λίγη γλυκόζη ή φορμαλίνη ως αναγωγικός παράγοντας σε διάλυμα αμμωνίας οξειδίου του αργύρου (I) σε γυάλινο δοχείο, τότε απελευθερώνεται μεταλλικός άργυρος με τη μορφή ενός πυκνού γυαλιστερού στρώματος καθρέφτη στην επιφάνεια του γυαλιού. Τα ιόντα αργύρου καταστέλλουν την ανάπτυξη βακτηρίων και, ακόμη και σε πολύ χαμηλές συγκεντρώσεις, αποστειρώνουν το πόσιμο νερό. Στην ιατρική, για την απολύμανση των βλεννογόνων, χρησιμοποιούνται κολλοειδή διαλύματα αργύρου σταθεροποιημένα με ειδικά πρόσθετα (protargol, collargol κ.λπ.) Ο άργυρος (μαζί με άλλα βαρέα μέταλλα όπως ο χαλκός, ο κασσίτερος, ο υδράργυρος) είναι ικανό να ασκήσει βακτηριοκτόνο δράση. επίδραση σε μικρές συγκεντρώσεις (το λεγόμενο ολιγοδυναμικό αποτέλεσμα) . Ένα έντονο βακτηριοκτόνο αποτέλεσμα (η ικανότητα να σκοτώνονται αξιόπιστα ορισμένα βακτήρια) παρατηρείται σε συγκεντρώσεις ιόντων αργύρου πάνω από 0,15 mg/l. Σε ποσότητα 0,05 - 0,1 mg/l, τα ιόντα αργύρου έχουν μόνο βακτηριοστατική δράση (την ικανότητα να αναστέλλουν την ανάπτυξη και την αναπαραγωγή βακτηρίων).Αν και ο ρυθμός απολύμανσης του αργύρου δεν είναι τόσο υψηλός όσο αυτός του όζοντος ή των ακτίνων UV, τα ιόντα αργύρου μπορούν να παραμείνουν στο νερό για μεγάλο χρονικό διάστημα, παρέχοντας μακροχρόνια απολύμανση.Ο μηχανισμός δράσης του αργύρου δεν είναι ακόμη πλήρως κατανοητός. Οι επιστήμονες πιστεύουν ότι το απολυμαντικό αποτέλεσμα παρατηρείται όταν θετικά φορτισμένα ιόντα αργύρου και χαλκού σχηματίζουν ηλεκτροστατικούς δεσμούς με την αρνητικά φορτισμένη επιφάνεια των κυττάρων μικροοργανισμών. Αυτοί οι ηλεκτροστατικοί δεσμοί δημιουργούν ένταση που μπορεί να βλάψει τη διαπερατότητα των κυττάρων και να μειώσει τη διείσδυση ζωτικών ποσοτήτων θρεπτικών ουσιών σε αυτά. Διεισδύοντας στο εσωτερικό των κυττάρων, τα ιόντα αργύρου και χαλκού αλληλεπιδρούν με αμινοξέα, τα οποία αποτελούν μέρος των πρωτεϊνών και χρησιμοποιούνται στη διαδικασία της φωτοσύνθεσης. Ως αποτέλεσμα, η διαδικασία μετατροπής της ηλιακής ακτινοβολίας σε τροφή και ενέργεια για τους μικροοργανισμούς διακόπτεται, γεγονός που οδηγεί στο θάνατό τους Ως αποτέλεσμα πολυάριθμων μελετών, η αποτελεσματική βακτηριοκτόνος δράση των ιόντων αργύρου στους περισσότερους παθογόνους μικροοργανισμούς, καθώς και στους ιούς. επιβεβαιώθηκε. Ωστόσο, οι ποικιλίες μικροοργανισμών που σχηματίζουν σπόρους είναι πρακτικά μη ευαίσθητοι στον άργυρο Ο εμπλουτισμός του νερού με ιόντα αργύρου μπορεί να πραγματοποιηθεί με διάφορους τρόπους: άμεση επαφή του νερού με την επιφάνεια του αργύρου, επεξεργασία του νερού με διάλυμα αλάτων αργύρου και ηλεκτρολυτικό. μέθοδος.

Ποιοτική αντίδραση σε ιόντα χαλκού
Το εξακυανοφερρικό κάλιο (2) K 4 σχηματίζει με διάλυμα άλατος χαλκού ένα κόκκινο-καφέ ίζημα Cu 2, αδιάλυτο σε αραιά οξέα, αλλά διαλυτό σε διάλυμα αμμωνίας.
Cu 2+ + 4+ ® Cu 2 ¯Σε 3 σταγόνες διαλύματος CuSO 4 προσθέστε 2 σταγόνες διαλύματος άλατος K 4. Παρατηρήστε το σχηματισμό ενός κόκκινου ιζήματος. Φυγοκεντρήστε το ίζημα και προσθέστε 3-5 σταγόνες διαλύματος αμμωνίας σε αυτό.

Αντιδράσεις για την ανίχνευση ιόντων χαλκού Cu2+

Δράση του ομαδικού αντιδραστηρίου H2S. Το υδρόθειο σχηματίζει μαύρο ίζημα θειούχου χαλκού (II) σε οξινισμένα διαλύματα αλάτων χαλκού: CuS: CuSO4 + H2S = CuS + H2SO4, Cu2+ + H2S = CuS + 2H+.

Δράση υδροξειδίου του αμμωνίου NH4OH. Το υδροξείδιο του αμμωνίου NH4OH, λαμβανόμενο σε περίσσεια, σχηματίζει με άλατα χαλκού ένα σύμπλοκο κατιόν τετρααμμίνης χαλκού (II) έντονου μπλε χρώματος:

CuSO4 + 4NH4OH = SO4 + 4H2O,

Cu2+ + 4NH4OH = + + 4H2O.

Αντιδράσεις ανίχνευσης ιόντων αργύρου Ag+

Δράση του αντιδραστηρίου ομάδας HC1. Το υδροχλωρικό οξύ σχηματίζει, με διαλύματα αλάτων Ag+, ένα λευκό ίζημα χλωριούχου αργύρου AgCl, το οποίο είναι πρακτικά αδιάλυτο στο νερό:

Ag+ + Cl- = AgCl.

Ανίχνευση κατιόντος αργύρου. Το υδροχλωρικό οξύ και τα διαλύματα των αλάτων του (δηλαδή, ιόντα χλωριούχου Cl-) σχηματίζουν, με διαλύματα αλάτων Ag+, ένα πρακτικά αδιάλυτο στο νερό λευκό ίζημα χλωριούχου αργύρου AgCl, το οποίο διαλύεται καλά σε περίσσεια διαλύματος NH4OH. Σε αυτή την περίπτωση, σχηματίζεται ένα υδατοδιαλυτό σύμπλοκο άλας αργύρου, χλωριούχο άργυρο διαμίνη. Με την επακόλουθη δράση του νιτρικού οξέος, το σύμπλοκο ιόν καταστρέφεται και ο χλωριούχος άργυρος κατακρημνίζεται ξανά (αυτές οι ιδιότητες των αλάτων αργύρου χρησιμοποιούνται για την ανίχνευση του):

AgNO3 + HCl = AgCl + HNO3,

AgCl + 2NH4OH = Cl + 2H2O,

Cl + 2HNO3 = AgCl + 2NH4NO3.

90. Στοιχεία ΙΙ Β ομάδας. Τυπικές ιδιότητες των πιο σημαντικών ενώσεων, βιολογικός ρόλος. Πολύπλοκη φύση των ενζύμων που περιέχουν χαλκό και ψευδάργυρο. Αναλυτικές αντιδράσεις για ιόντα Zn 2+.

Τα ένζυμα είναι φυσικοί καταλύτες πρωτεϊνών. Ορισμένα ένζυμα έχουν μια καθαρά πρωτεϊνική σύνθεση και δεν απαιτούν άλλες ουσίες για να επιδείξουν τη δραστηριότητά τους. Ωστόσο, υπάρχει μια μεγάλη ομάδα ενζύμων των οποίων η δράση εμφανίζεται μόνο παρουσία ορισμένων μη πρωτεϊνικών ενώσεων. Αυτές οι ενώσεις ονομάζονται συμπαράγοντες. Οι συμπαράγοντες μπορεί να είναι, για παράδειγμα, ιόντα μετάλλων ή οργανικές ενώσεις πολύπλοκης δομής - συνήθως ονομάζονται συνένζυμα. Έχει διαπιστωθεί ότι για την κανονική λειτουργία του ενζύμου, μερικές φορές απαιτούνται τόσο ένα συνένζυμο όσο και ένα μεταλλικό ιόν, σχηματίζοντας ένα τριμερές σύμπλοκο μαζί με το μόριο του υποστρώματος. Έτσι, τα μέταλλα αποτελούν μέρος των βιολογικών μηχανών ως αναντικατάστατο μέρος. Τα ιόντα μαγνησίου χρειάζονται για να εργαστούν στη μεταφορά υπολειμμάτων φωσφορικού οξέος και τα ιόντα καλίου χρειάζονται επίσης για τους ίδιους σκοπούς. Η υδρόλυση των πρωτεϊνών απαιτεί ιόντα ψευδαργύρου κ.λπ. Παρακάτω θα εξετάσουμε λεπτομερώς αυτά τα θέματα Τα ένζυμα, κατά κανόνα, επιταχύνουν τον ίδιο τύπο αντιδράσεων και μόνο μερικά από αυτά δρουν σε μία μόνο συγκεκριμένη και μοναδική αντίδραση. Τέτοια ένζυμα, τα οποία έχουν απόλυτη εξειδίκευση, περιλαμβάνουν, ειδικότερα, την ουρεάση, η οποία αποσυνθέτει την ουρία. Τα περισσότερα ένζυμα δεν είναι τόσο αυστηρά στην επιλογή του υποστρώματος. Η ίδια υδρολάση, για παράδειγμα, είναι ικανή να καταλύει την υδρολυτική αποσύνθεση αρκετών διαφορετικών εστέρων Καθώς η χημική πλευρά της βιολογικής έρευνας εμβαθύνθηκε και οι χημικοί έγιναν όλο και περισσότερο βοηθοί και συνεργάτες βιολόγων, ο αριθμός των πρόσφατα ανακαλυφθέντων ενζύμων αυξανόταν σταθερά. σύντομα έπρεπε να μετρηθούν όχι σε δεκάδες, αλλά σε εκατοντάδες. Αυτή η διεύρυνση του φάσματος των βιολογικών καταλυτών προκάλεσε κάποιες δυσκολίες στην ταξινόμηση και ονοματολογία των ενζύμων. Έτσι, εάν ένα ένζυμο δρα στο σάκχαρο μαλτόζη, τότε ονομαζόταν "μαλτάση", εάν στη λακτόζη - "λακτάση", κλπ. Επί του παρόντος, έχει υιοθετηθεί μια ονοματολογία στην οποία το όνομα αντικατοπτρίζει επίσης τη χημική λειτουργία του ενζύμου. Το σωματίδιο "aza" προορίζεται για απλά ένζυμα. Εάν ένα σύμπλεγμα ενζύμων εμπλέκεται στην αντίδραση, χρησιμοποιείται ο όρος «σύστημα».

Τα ένζυμα χωρίζονται σε έξι κατηγορίες:

Οξειδορεδουκτάσες. Πρόκειται για ένζυμα που καταλύουν αντιδράσεις οξειδοαναγωγής. Παραδείγματα οξειδορεδουκτασών περιλαμβάνουν πυροσταφυλική αφυδρογονάση, η οποία αφαιρεί το υδρογόνο από το πυροσταφυλικό οξύ, καταλάση, η οποία αποσυνθέτει το υπεροξείδιο του υδρογόνου, κ.λπ.

Τα στοιχεία που περιλαμβάνονται στην ομάδα VII του περιοδικού πίνακα χωρίζονται σε δύο υποομάδες: την κύρια - την υποομάδα αλογόνου - και τη δευτερεύουσα - την υποομάδα μαγγανίου. Το υδρογόνο τοποθετείται στην ίδια ομάδα, αν και το άτομό του έχει ένα μόνο ηλεκτρόνιο στο εξωτερικό επίπεδο σθένους και θα πρέπει να τοποθετηθεί στην ομάδα I. Ωστόσο, το υδρογόνο έχει πολύ λίγα κοινά τόσο με τα στοιχεία της κύριας υποομάδας - τα αλκαλικά μέταλλα, όσο και με τα στοιχεία της δευτερεύουσας υποομάδας - χαλκό, ασήμι και χρυσό. Ταυτόχρονα, όπως τα αλογόνα, προσθέτει ένα ηλεκτρόνιο σε αντιδράσεις με ενεργά μέταλλα και σχηματίζει υδρίδια που έχουν κάποιες ομοιότητες με τα αλογονίδια.

Η υποομάδα των αλογόνων περιλαμβάνει φθόριο, χλώριο, βρώμιο, ιώδιο και αστατίνη. Τα πρώτα τέσσερα στοιχεία βρίσκονται στη φύση, το τελευταίο λαμβάνεται τεχνητά και επομένως έχει μελετηθεί πολύ λιγότερο από τα άλλα αλογόνα. Η λέξη αλογόνο σημαίνει σχηματισμός άλατος. Τα στοιχεία της υποομάδας έλαβαν αυτό το όνομα λόγω της ευκολίας με την οποία αντιδρούν με πολλά μέταλλα, σχηματίζοντας άλατα.

Όλα τα αλογόνα έχουν τη δομή του εξωτερικού κελύφους ηλεκτρονίων s 2 p 5. Επομένως, δέχονται εύκολα ένα ηλεκτρόνιο, σχηματίζοντας ένα σταθερό κέλυφος ηλεκτρονίων ευγενούς αερίου (s 2 p 6). Το φθόριο έχει τη μικρότερη ατομική ακτίνα στην υποομάδα για το υπόλοιπο αυξάνεται στη σειρά F

Από όλα τα αλογόνα, μόνο το φθόριο, το οποίο βρίσκεται στην περίοδο II, δεν έχει μη συμπληρωμένο επίπεδο d. Για το λόγο αυτό, δεν μπορεί να έχει περισσότερα από ένα ασύζευκτα ηλεκτρόνια και εμφανίζει μόνο σθένος -1. Στα άτομα άλλων αλογόνων, η στάθμη d δεν είναι γεμάτη, γεγονός που τους δίνει την ευκαιρία να έχουν διαφορετικό αριθμό μη ζευγαρωμένων ηλεκτρονίων και να παρουσιάζουν σθένος -1, +1, +3, +5 και +7, που παρατηρείται στο οξυγόνο. ενώσεις χλωρίου, βρωμίου και ιωδίου.

Η υποομάδα του μαγγανίου περιλαμβάνει το μαγγάνιο, το τεχνήτιο και το ρήνιο. Σε αντίθεση με τα αλογόνα, τα στοιχεία της υποομάδας του μαγγανίου έχουν μόνο δύο ηλεκτρόνια στο εξωτερικό ηλεκτρονικό επίπεδο και επομένως δεν παρουσιάζουν την ικανότητα να προσκολλούν ηλεκτρόνια, σχηματίζοντας αρνητικά φορτισμένα ιόντα.

Το μαγγάνιο είναι άφθονο στη φύση και χρησιμοποιείται ευρέως στη βιομηχανία.

Το τεχνήτιο είναι ραδιενεργό, δεν βρίσκεται στη φύση, αλλά ελήφθη τεχνητά (πρώτα οι E. Segre και C. Perrier, 1937). Αυτό το στοιχείο σχηματίζεται λόγω της ραδιενεργής διάσπασης του ουρανίου. Το ρήνιο είναι ένα από τα ιχνοστοιχεία. Δεν σχηματίζει ανεξάρτητα ορυκτά, αλλά βρίσκεται ως σύντροφος ορισμένων ορυκτών, ιδιαίτερα του μολυβδαινίου. Ανακαλύφθηκε από τους V. και I. Noddak το 1925. Τα κράματα με μικρές προσθήκες ρηνίου έχουν αυξημένη αντοχή στη διάβρωση. Η προσθήκη ρηνίου στα κράματά του αυξάνει τη μηχανική τους αντοχή. Αυτή η ιδιότητα του ρηνίου επιτρέπει τη χρήση του αντί του ευγενούς μετάλλου ιριδίου. Τα θερμοστοιχεία πλατίνας-πλατίνας-ρηνίου λειτουργούν καλύτερα από τα θερμοζεύγη πλατίνας-πλατίνας-ιριδίου, αλλά δεν μπορούν να χρησιμοποιηθούν σε πολύ υψηλές θερμοκρασίες, αφού σχηματίζεται η πτητική ένωση Re 2 O 7.

65. Υδρογόνο

Το υδρογόνο ανακαλύφθηκε από έναν Άγγλο φυσικό και ήταν ο G. Cavendish το 1766.

Όντας στη φύση.Η περιεκτικότητα σε υδρογόνο στον φλοιό της γης, ή αλλιώς το clarke του, είναι 0,15%. Αυτό το στοιχείο είναι μέρος πολλών ορυκτών, όλων των οργανικών ενώσεων, καθώς και του νερού, που καλύπτει σχεδόν τα 3/4 της επιφάνειας του πλανήτη. Στην ελεύθερη κατάσταση, το υδρογόνο βρίσκεται σε μικρές ποσότητες στην ανώτερη ατμόσφαιρα και ορισμένα φυσικά εύφλεκτα αέρια.

Φυσικές ιδιότητες.Υπό κανονικές συνθήκες, το υδρογόνο είναι ένα άχρωμο και άοσμο αέριο. Το υδρογόνο είναι το ελαφρύτερο από όλα τα στοιχεία: 14,5 φορές ελαφρύτερο από τον αέρα, ελαφρώς διαλυτό στο νερό (2 όγκοι υδρογόνου διαλύονται σε 100 όγκους νερού σε θερμοκρασία δωματίου). Σε θερμοκρασία 253 C και ατμοσφαιρική πίεση, το υδρογόνο περνά σε υγρή κατάσταση και στους 259 C στερεοποιείται. Λόγω του μικρού μοριακού του βάρους, διαχέεται εύκολα (διέρχεται) μέσα από πορώδη χωρίσματα και ακόμη και μέσα από ένα θερμαινόμενο μεταλλικό διαχωριστικό. Αυτός είναι ο λόγος που οι λαστιχένιες μπάλες, γεμάτες με υδρογόνο και δεμένες πολύ προσεκτικά, ξεφουσκώνουν μετά από λίγο. Σε υψηλές θερμοκρασίες, το υδρογόνο είναι πολύ διαλυτό σε πολλά μέταλλα (νικέλιο, πλατίνα, παλλάδιο).

Στη φύση, το υδρογόνο υπάρχει με τη μορφή τριών ισοτόπων: πρωτίου - με αριθμό μάζας 1, δευτέριο - με μάζα αριθμό 2 και τρίτιο - με αριθμό μάζας 3. Το 99,98% του φυσικού υδρογόνου είναι πρωτίου.

Χημικές ιδιότητες.Το άτομο υδρογόνου έχει μόνο ένα ηλεκτρόνιο, οπότε όταν σχηματίζει χημικές ενώσεις μπορεί εύκολα να το δώσει, είτε να σχηματίσει ένα κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων, είτε να προσθέσει ένα άλλο ηλεκτρόνιο, σχηματίζοντας ένα εξωτερικό περίβλημα δύο ηλεκτρονίων, όπως το ευγενές αέριο ήλιο.

Λόγω του μικρού φορτίου του πυρήνα, το άτομο υδρογόνου έλκει τα ηλεκτρόνια σχετικά ασθενώς και μπορεί να τα προσκολλήσει μόνο εάν ένα άλλο στοιχείο τα εγκαταλείψει εύκολα. Τέτοια στοιχεία είναι τα μέταλλα αλκαλίων και αλκαλικών γαιών, τα οποία, όταν θερμαίνονται σε ατμόσφαιρα υδρογόνου, σχηματίζουν ενώσεις που μοιάζουν με άλατα - υδρίδια:

2 K+ H 2 = 2 KN (υδρίδιο του καλίου)

Ca + H 2 = CaH 2 (υδρίδιο ασβεστίου)

Το υδρογόνο χαρακτηρίζεται περισσότερο από ενώσεις στις οποίες εμφανίζει θετική κατάσταση οξείδωσης. Αλληλεπιδρά με πολλά αμέταλλα. Ανάλογα με τη δραστηριότητα των μη μετάλλων, η αντίδραση μπορεί να προχωρήσει με διαφορετικούς ρυθμούς. Έτσι, το υδρογόνο αλληλεπιδρά πάντα με το φθόριο εκρηκτικά:

F 2 + H 2 = 2 HF (υδροφθόριο)

Το χλώριο αλληλεπιδρά με το υδρογόνο πολύ πιο ήρεμα: στο σκοτάδι και χωρίς θέρμανση η αντίδραση προχωρά αρκετά αργά, στο φως πολύ πιο γρήγορα και με την παρουσία ενός εκκινητή (σπινθήρα, θέρμανση) - αμέσως και με έκρηξη. Επομένως, ένα μείγμα χλωρίου και υδρογόνου είναι εκρηκτικό και απαιτεί εξαιρετική προσοχή κατά το χειρισμό. Το υδρογόνο καίγεται καλά σε ατμόσφαιρα χλωρίου. Σε όλες τις περιπτώσεις, η αντίδραση του υδρογόνου με το χλώριο προχωρά σύμφωνα με την εξίσωση

H 2 + C1 2 = 2 HC1 (υδροχλώριο)

Το υδρογόνο αντιδρά πολύ αργά με το βρώμιο και το ιώδιο.

Το υδρογόνο αντιδρά με το οξυγόνο εξίσου ενεργά όπως και με το χλώριο.

2 H 2 + O 2 = 2 H 2 O

Ένα μείγμα υδρογόνου και οξυγόνου είναι επίσης εκρηκτικό και, παρουσία ενός εκκινητή, εκρήγνυται.

Το υδρογόνο αντιδρά με άλλα αμέταλλα είτε σε υψηλές θερμοκρασίες είτε σε υψηλές θερμοκρασίες. θερμοκρασία και πίεση. Για παράδειγμα, το υδρογόνο αντιδρά με το θείο μόνο όταν θερμαίνεται και με το άζωτο - υπό θερμότητα και υψηλή πίεση:

H 2 + S = H 2 S (υδρόθειο)

3 H 2 + N 2 = 2 NH 3 (αμμωνία)

Το υδρογόνο μπορεί να αφαιρέσει οξυγόνο ή αλογόνα από πολλά μέταλλα και αμέταλλα. Σε αυτή την περίπτωση, δρα ως αναγωγικός παράγοντας:

CuO + H 2 = Cu + H 2 O

CuCl 2 + H 2 = Cu + 2 HC1

Αυτές οι αντιδράσεις χρησιμοποιούνται στη μεταλλουργία για την παραγωγή ελεύθερων μετάλλων. Εμφανίζονται συνήθως σε υψηλές θερμοκρασίες. Όσο πιο ενεργό είναι το μέταλλο, τόσο υψηλότερη είναι η θερμοκρασία που απαιτείται για τη μείωση του.

Το ατομικό υδρογόνο είναι πιο ενεργό από το μοριακό υδρογόνο, επομένως όλες οι χαρακτηριστικές αντιδράσεις του υδρογόνου με το ατομικό υδρογόνο προχωρούν πιο ενεργητικά. Εάν το μοριακό υδρογόνο μειώνει τα μέταλλα από τα άλατα μόνο όταν θερμαίνεται, τότε το ατομικό υδρογόνο μπορεί να αναγάγει πολλά μέταλλα από τα άλατά τους ακόμη και σε υδατικά διαλύματα.

Ο σχηματισμός ενός μορίου υδρογόνου από τα άτομα του συνοδεύεται από την απελευθέρωση μεγάλης ποσότητας θερμότητας:

H + H = H 2 + 435 kJ

Εάν κατευθύνετε ένα ρεύμα αερίου που περιέχει ατομικό υδρογόνο σε ένα στερεό σώμα, τότε λόγω. θερμότητα που απελευθερώνεται λόγω του σχηματισμού μορίων υδρογόνου από άτομα, η θερμοκρασία της επιφάνειας του σώματος θα αυξηθεί στους 4000 °C. Αυτή η αντίδραση χρησιμοποιείται στη συγκόλληση.

Παραλαβή.Σε εργαστηριακές συνθήκες, λαμβάνεται υδρογόνο:

1) η αλληλεπίδραση ενός μετάλλου (συνήθως ψευδάργυρου) με υδροχλωρικό οξύ ή

αραιωμένο θείο. οξύ:

Zn + 2 HCl = ZnС1 2 + H 2 

Σε ιοντική μορφή, η εξίσωση είναι:

Zn + 2 N  = Zn 2  + N 2 

Η αντίδραση διεξάγεται σε συσκευή Kipp (Εικ. 40). Ο κοκκοποιημένος ψευδάργυρος φορτώνεται στη μεσαία σφαίρα και η επάνω, με τη βρύση κλειστή, γεμίζεται με διάλυμα οξέος Στη συσκευή λειτουργίας, το οξύ από την επάνω σφαίρα πέφτει στο κάτω δοχείο, από όπου εισέρχεται στη μεσαία σφαίρα. , όπου αντιδρά με τον ψευδάργυρο Η αντίδραση με τη βρύση ανοιχτή συνεχίζεται μέχρις ότου ο ψευδάργυρος είναι κλειστός, το υδρογόνο δεν βγαίνει από τη μεσαία σφαίρα και μετατοπίζει το οξύ από αυτό στο κάτω δοχείο. Η περίσσεια περνάει στην επάνω σφαίρα Μόλις ανοίξει η βρύση, το οξύ έρχεται ξανά σε επαφή με τον ψευδάργυρο και σχηματίζεται υδρογόνο.

2) αλληλεπίδραση με αλκάλια μετάλλων των οποίων τα υδροξείδια έχουν αμφοτερικές ιδιότητες (αλουμίνιο, ψευδάργυρος):

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) ηλεκτρόλυση νερού, στην οποία προστίθεται ηλεκτρολύτης - θειικό αλκάλιο ή μέταλλο αλκαλίου - για να αυξηθεί η περιεκτικότητα σε ηλεκτρικό νερό. Τα χλωρίδια είναι λιγότερο κατάλληλα για το σκοπό αυτό, αφού η ηλεκτρολυτική αποσύνθεσή τους παράγει χλώριο στην άνοδο.

Στη βιομηχανία, το υδρογόνο παράγεται με άλλους τρόπους:

1) με επεξεργασία καυτού άνθρακα με υδρατμό σε ειδικές συσκευές - γεννήτριες αερίου. Ως αποτέλεσμα της αλληλεπίδρασης των υδρατμών με τον άνθρακα, σχηματίζεται το λεγόμενο αέριο νερού, που αποτελείται από υδρογόνο και μονοξείδιο του άνθρακα:

C + H 2 O = CO + H 2

Όταν το αέριο νερού υποβάλλεται σε επεξεργασία με ατμό παρουσία καταλύτη σιδήρου, το μονοξείδιο του άνθρακα μετατρέπεται σε διοξείδιο, το οποίο διαλύεται εύκολα στο νερό σε υψηλή πίεση ή σε αλκαλικά διαλύματα:

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) μετατροπή (μετατροπή) μεθανίου με υδρατμούς, διοξείδιο του άνθρακα ή μείγμα υδρατμών και διοξειδίου του άνθρακα:

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

Αυτές οι διεργασίες λαμβάνουν χώρα σε θερμοκρασία περίπου 1000 °C παρουσία καταλύτη με βάση το νικέλιο με πρόσθετα οξειδίων μαγνησίου, αλουμινίου και άλλων μετάλλων. Το μείγμα που προκύπτει μπορεί να χρησιμοποιηθεί ως πρώτη ύλη για την παραγωγή διαφόρων οργανικών ουσιών (μεθανόλη, αλδεΰδες, υδρογονάνθρακες κ.λπ.) ή για την παραγωγή υδρογόνου (το μείγμα επεξεργάζεται με υδρατμό, όπως φαίνεται παραπάνω).

3) ως παραπροϊόν της παραγωγής υδροξειδίων χλωρίου και αλκαλιμετάλλων με ηλεκτρόλυση διαλυμάτων των χλωριδίων τους.

Εφαρμογή.Το υδρογόνο είναι μια πολύτιμη πρώτη ύλη για τη χημική βιομηχανία. Χρησιμοποιείται για την παραγωγή αμμωνίας, μεθανόλης, αλδεΰδων, υδρογονανθράκων, μετατροπής υγρών λιπών σε στερεά (υδρογόνωση) και παραγωγής υγρού καυσίμου με υδρογόνωση άνθρακα και μαζούτ. Στη μεταλλουργία, το υδρογόνο χρησιμοποιείται ως αναγωγικός παράγοντας για οξείδια ή χλωρίδια για την παραγωγή μετάλλων και μη μετάλλων (γερμάνιο, πυρίτιο, γάλλιο, ζιρκόνιο, άφνιο, μολυβδαίνιο, βολφράμιο κ.λπ.). Λόγω της υψηλής θερμοκρασίας καύσης σε οξυγόνο, το υδρογόνο χρησιμοποιείται επίσης στην κοπή και συγκόλληση μετάλλων (αυτογενή).

66. Χλώριο

Το χλώριο ανακαλύφθηκε από τον Σουηδό χημικό K. W. Scheele το 1774.

Όντας στη φύση.Λόγω της υψηλής δραστηριότητάς του, το χλώριο δεν εμφανίζεται σε ελεύθερη κατάσταση στη φύση. Οι φυσικές του ενώσεις είναι ευρέως γνωστές - χλωρίδια αλκαλίων και μετάλλων αλκαλικών γαιών, τα πιο κοινά από τα οποία είναι το αλάτι NaCl, ο συλβινίτης - ένα μείγμα χλωριούχου καλίου και νατρίου - και ο καρναλλίτης KS1 MgC1 2 6H 2 O. Τα χλωρίδια βρίσκονται ως ακαθαρσίες στο αυτά τα ορυκτά άλλα μέταλλα. Σημαντικές ποσότητες χλωριούχων μετάλλων βρίσκονται στο θαλασσινό νερό.

Φυσικές ιδιότητες.Υπό κανονικές συνθήκες, το χλώριο είναι ένα κιτρινοπράσινο αέριο με έντονη οσμή και είναι δηλητηριώδες. Είναι 2,5 φορές βαρύτερο από τον αέρα. Περίπου 2 όγκοι χλωρίου διαλύονται σε 1 όγκο νερού στους 20°C. Αυτό το διάλυμα ονομάζεται νερό χλωρίου. Σε ατμοσφαιρική πίεση, το χλώριο μετατρέπεται σε υγρή κατάσταση στους 34°C και στερεοποιείται στους 101°C. Σε θερμοκρασία δωματίου, γίνεται υγρό μόνο σε πίεση 600 kPa (6 atm). Το χλώριο είναι εξαιρετικά διαλυτό σε πολλούς οργανικούς διαλύτες, ιδιαίτερα στον τετραχλωράνθρακα, με τον οποίο δεν αντιδρά.

Χημικές ιδιότητες.Το εξωτερικό ηλεκτρονικό επίπεδο του ατόμου χλωρίου περιέχει 7 ηλεκτρόνια (s 2 p 5), επομένως προσθέτει εύκολα ένα ηλεκτρόνιο, σχηματίζοντας το ανιόν Cl . Λόγω της παρουσίας ενός μη γεμισμένου επιπέδου d, 1, 3, 5 και 7 μη ζευγαρωμένα ηλεκτρόνια μπορούν να εμφανιστούν στο άτομο χλωρίου, επομένως σε ενώσεις που περιέχουν οξυγόνο μπορεί να έχει κατάσταση οξείδωσης +1, +3, +5 και + 7.

Ελλείψει υγρασίας, το χλώριο είναι αρκετά αδρανές, αλλά με την παρουσία ακόμη και ίχνων υγρασίας η δραστηριότητά του αυξάνεται απότομα. Το 0n αλληλεπιδρά καλά με τα μέταλλα:

2 Fe + 3 С1 2 = 2 FeС1 3 (χλωριούχος σίδηρος (III)

Cu + C1 2 = CuC1 2 (χλωριούχος χαλκός (II).

και πολλά αμέταλλα:

H 2 + C1 2 = 2 HCl (υδροχλώριο)

2 S + C1 2 = S 2 Cl 2 (χλωριούχο θείο (1))

Si + 2 С1 2 = SiС1 4 (χλωριούχο πυρίτιο (IV))

2 P + 5 C1 2 = 2 PC1 5 (χλωριούχος φώσφορος (V))

Το χλώριο δεν αλληλεπιδρά άμεσα με το οξυγόνο, τον άνθρακα και το άζωτο.

Όταν το χλώριο διαλύεται στο νερό, σχηματίζονται δύο οξέα: το υδροχλωρικό ή υδροχλωρικό και το υποχλωριώδες:

C1 2 + H 2 O = HCl + HClO

Όταν το χλώριο αντιδρά με ψυχρά αλκαλικά διαλύματα, σχηματίζονται τα αντίστοιχα άλατα αυτών των οξέων:

С1 2 + 2 NaОН = NaС1 + NaClО + Н 2 О

Τα διαλύματα που προκύπτουν ονομάζονται νερό Javel, το οποίο, όπως και το νερό με χλώριο, έχει ισχυρές οξειδωτικές ιδιότητες λόγω της παρουσίας του ιόντος ClO και χρησιμοποιείται για τη λεύκανση υφασμάτων και χαρτιού. Με θερμά διαλύματα αλκαλίων, το χλώριο σχηματίζει τα αντίστοιχα άλατα υδροχλωρικού και υπερχλωρικού οξέος:

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

Το χλωρικό κάλιο που προκύπτει ονομάζεται άλας Berthollet.

Όταν θερμαίνεται, το χλώριο αλληλεπιδρά εύκολα με πολλές οργανικές ουσίες. Στους κορεσμένους και αρωματικούς υδρογονάνθρακες αντικαθιστά το υδρογόνο, σχηματίζοντας μια οργανοχλωρική ένωση και υδροχλώριο και ενώνει ακόρεστους υδρογονάνθρακες στη θέση ενός διπλού ή τριπλού δεσμού. Σε πολύ υψηλές θερμοκρασίες, το χλώριο απομακρύνει πλήρως το υδρογόνο από τον άνθρακα. Αυτό παράγει υδροχλώριο και αιθάλη. Επομένως, η χλωρίωση των υδρογονανθράκων σε υψηλή θερμοκρασία συνοδεύεται πάντα από σχηματισμό αιθάλης.

Το χλώριο είναι ένας ισχυρός οξειδωτικός παράγοντας, επομένως αλληλεπιδρά εύκολα με πολύπλοκες ουσίες που περιέχουν στοιχεία που μπορούν να οξειδωθούν σε κατάσταση υψηλότερου σθένους.

2 FeС1 2 + С1 2 = 2 FeС1 3

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

Παραλαβή.Σε εργαστηριακές συνθήκες, το χλώριο λαμβάνεται με τη δράση του πυκνού υδροχλωρικού οξέος σε διάφορους οξειδωτικούς παράγοντες, για παράδειγμα, διοξείδιο του μαγγανίου (όταν θερμαίνεται), υπερμαγγανικό κάλιο ή άλας βερθολίτη:

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

Στη βιομηχανία, το χλώριο παράγεται με ηλεκτρόλυση διαλυμάτων ή τήγματα χλωριούχων μετάλλων αλκαλίων. Κατά την ηλεκτρόλυση ενός τετηγμένου χλωριούχου μετάλλου αλκαλίου, ένα αλκαλιμέταλλο απελευθερώνεται στην κάθοδο και το χλώριο απελευθερώνεται στην άνοδο:

2 Na  + 2e  = 2 Na

2 Сl   2е  = Сl 2

Σε διάλυμα, το χλωριούχο μέταλλο αλκαλίου διασπάται σε ιόντα:

NaС1  Na  + С1 

Το νερό, ως αδύναμος ηλεκτρολύτης, διασπάται επίσης σε ιόντα:

H 2 O  H  + OH 

Όταν ένα ηλεκτρικό ρεύμα διέρχεται από ένα τέτοιο διάλυμα, ένα λιγότερο ενεργό κατιόν υδρογόνου εκκενώνεται στην κάθοδο δύο κατιόντων - Na  και H , και στην άνοδο δύο ανιόντων - OH  και Cl  - ένα ιόν χλωρίου:

2 N  + 2 e  = N 2

2 Cl 2 e  = C1 2

Καθώς προχωρά η ηλεκτρόλυση, ιόντα ΟΗ συσσωρεύονται στον χώρο της καθόδου και σχηματίζεται καυστική σόδα. Δεδομένου ότι το χλώριο μπορεί να αντιδράσει με το μετάξι, οι χώροι καθόδου και ανόδου διαχωρίζονται από ένα ημιπερατό διάφραγμα αμιάντου.

Εφαρμογή.Η ετήσια παγκόσμια κατανάλωση χλωρίου ξεπερνά το 1 εκατομμύριο τόνους Χρησιμοποιείται για τη λεύκανση χαρτιού και υφασμάτων, την απολύμανση του πόσιμου νερού και την παραγωγή διαφόρων προϊόντων. φυτοφάρμακα, υδροχλωρικό οξύ, οργανοχλωρικές ουσίες και διαλύτες, καθώς και στην εργαστηριακή πρακτική.

Υδροχλώριο και υδροχλωρικό οξύ.Το υδροχλώριο είναι ένα άχρωμο αέριο με πικάντικη, αποπνικτική οσμή. Σε ατμοσφαιρική πίεση και θερμοκρασία 84 С μετατρέπεται σε υγρή κατάσταση και στους 112 С σκληραίνει. Το υδροχλώριο είναι 1,26 φορές βαρύτερο από τον αέρα. Περίπου 500 λίτρα υδροχλωρίου διαλύονται σε 1 λίτρο νερού στους 0°C.

Το ξηρό υδροχλώριο είναι αρκετά αδρανές και δεν αντιδρά ακόμη και με ενεργά μέταλλα, και παρουσία ιχνών υγρασίας μια τέτοια αντίδραση προχωρά αρκετά έντονα.

Το υδροχλώριο μπορεί να προστεθεί σε ακόρεστους υδρογονάνθρακες στη θέση ενός διπλού ή τριπλού δεσμού, σχηματίζοντας οργανοχλωρικές ενώσεις.

Σε εργαστηριακές συνθήκες, το υδροχλώριο παράγεται από τη δράση του πυκνού θειικού οξέος σε ξηρό χλωριούχο νάτριο:

NaCl + H 2 SO 4 = NaHSO 4 + HCl

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

Η πρώτη από αυτές τις αντιδράσεις συμβαίνει σε χαμηλή θερμοκρασία και η δεύτερη σε υψηλότερη θερμοκρασία. Επομένως, είναι προτιμότερο να λαμβάνεται υδροχλώριο στο εργαστήριο σύμφωνα με την πρώτη εξίσωση και να λαμβάνεται όσο θειικό οξύ απαιτείται για να σχηματιστεί όξινο θειικό νάτριο.

Στη βιομηχανία, το υδροχλώριο παράγεται από τη δράση του πυκνού θειικού οξέος σε ξηρό χλωριούχο νάτριο σε υψηλή θερμοκρασία (σύμφωνα με τη δεύτερη εξίσωση), καθώς και με την καύση υδρογόνου σε ατμόσφαιρα χλωρίου:

H 2 + Cl 2 = 2 HC1

Το υδροχλώριο σχηματίζεται σε σημαντικές ποσότητες ως υποπροϊόν κατά τη χλωρίωση των κορεσμών και των αρωματικών υδρογονανθράκων.

Ένα διάλυμα υδροχλωρίου σε νερό ονομάζεται υδροχλωρικό οξύ. Αυτό είναι ένα ισχυρό οξύ, αντιδρά με όλα τα μέταλλα της σειράς τάσης στα αριστερά του υδρογόνου, με βασικά και αμφοτερικά οξείδια, βάσεις και άλατα:

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 

Εκτός από τις ιδιότητες που είναι εγγενείς στα ισχυρά οξέα, αυτό το οξύ χαρακτηρίζεται επίσης από αναγωγικές ιδιότητες: το πυκνό υδροχλωρικό οξύ αντιδρά με διάφορα ισχυρά οξειδωτικά μέσα για να σχηματίσει ελεύθερο χλώριο.

Τα άλατα του υδροχλωρικού οξέος ονομάζονται χλωρίδια. Τα περισσότερα από αυτά είναι πολύ διαλυτά στο νερό και διασπώνται πλήρως σε ιόντα. Οι χαμηλές διαλυμένες ουσίες είναι ο χλωριούχος μόλυβδος PbCl 2, ο χλωριούχος άργυρος AgCl, ο χλωριούχος υδράργυρος (Ι) Hg 2 Cl 2 (καλομέλα) και η χλωριούχος κιμωλία (Ι) CuCl.

Το υδροχλωρικό οξύ παρασκευάζεται με διάλυση υδροχλωρίου σε νερό. Αυτή η διαδικασία πραγματοποιείται σε ειδικούς πύργους απορρόφησης, στους οποίους τροφοδοτείται υγρό από πάνω προς τα κάτω και αέριο από κάτω προς τα πάνω (αρχή αντιρροής). Σε έναν τέτοιο πύργο, φρέσκα τμήματα νερού στο πάνω μέρος του πύργου συναντούν ένα ρεύμα αερίου που περιέχει λίγο υδροχλώριο και ένα αέριο με υψηλή περιεκτικότητα σε υδροχλώριο στο κάτω μέρος του πύργου συναντά συμπυκνωμένο υδροχλωρικό οξύ. Δεδομένου ότι η διαλυτότητα ενός αερίου σε ένα υγρό είναι ευθέως ανάλογη με τη συγκέντρωσή του στην αέρια φάση και αντιστρόφως ανάλογη με τη συγκέντρωσή του στο διάλυμα, αυτή η μέθοδος επιτυγχάνει πλήρη εκχύλιση υδροχλωρίου από το αέριο και λαμβάνει ένα συμπυκνωμένο διάλυμα υδροχλωρικού οξέος. Ένα υδατικό διάλυμα υδροχλωρίου κορεσμένο σε θερμοκρασία δωματίου δεν μπορεί να περιέχει περισσότερο από 42 wt. % υδροχλώριο και η πυκνότητά του δεν υπερβαίνει το 1,20 g/cm3. Το υδροχλωρικό οξύ που διατίθεται στο εμπόριο περιέχει 36-37 υδροχλώριο και έχει πυκνότητα 1,19 g/cm 3 .

Το υδροχλωρικό οξύ αποθηκεύεται και μεταφέρεται σε χαλύβδινες δεξαμενές επικαλυμμένες εσωτερικά με ελαστικό ανθεκτικό στα οξέα ή σε γυάλινους κυλίνδρους.

Το υδροχλώριο, το υδροχλωρικό οξύ και τα άλατά του χρησιμοποιούνται ευρέως στη βιομηχανία και στην εργαστηριακή πρακτική. Το υδροχλώριο χρησιμοποιείται στην οργανική σύνθεση για τη λήψη οργανικών ενώσεων χλωρίου. Το υδροχλωρικό οξύ χρησιμοποιείται για τη λήψη αλάτων, μετάλλων τουρσί, καθώς και ως αντιδραστήριο σε χημικά εργαστήρια.

Από τα άλατα του υδροχλωρικού οξέος, τα πιο ευρέως χρησιμοποιούμενα είναι:

πέτρα, ή μάγειραςάλας NaCl. Χρησιμοποιείται ως πρώτη ύλη για την παραγωγή χλωρίου, μετάλλου νατρίου, καυστικής σόδας, υδροχλωρίου και σόδας, καθώς και στη βιομηχανία τροφίμων.

χλωριούχο κάλιοΚΣ1. Χρησιμοποιείται ως λίπασμα καλίου, καθώς και ως πρώτη ύλη για την παραγωγή άλλων αλάτων καλίου και καυστικού καλίου.

χλωριούχο ασβέστιο CaC1 2 . Το άνυδρο αλάτι χρησιμοποιείται για την ξήρανση αερίων και πολλών οργανικών υγρών και ως ξηραντικό σε ξηραντήρες. Σε αυτή την περίπτωση, σχηματίζεται κρυσταλλικό ένυδρο CuCl 2 ·nH 2 O (n = 2-6). Ένα κορεσμένο υδατικό διάλυμα χλωριούχου ασβεστίου χρησιμοποιείται για τον εμπλουτισμό των πρώτων υλών με τη μέθοδο επίπλευσης.

χλωριούχο βάριοВаС1 2 . Χρησιμοποιείται ως φυτοφάρμακο στη γεωργία.

χλωριούχο ψευδάργυρο ZnCl2. Χρησιμοποιείται στη συγκόλληση για την αφαίρεση μεμβρανών οξειδίου (μεταλλική χάραξη), καθώς και για τον εμποτισμό ξύλινων αντικειμένων για την προστασία τους από τη σήψη όταν θάβονται στο έδαφος.

Ενώσεις οξυγόνου του χλωρίου. Το χλώριο σχηματίζει τέσσερα οξέα που περιέχουν οξυγόνο: υποχλωριώδες, χλωριώδες, υποχλωριώδες και υπερχλωρικό.

Υποχλωριώδες οξύΤο HClO σχηματίζεται από την αλληλεπίδραση του χλωρίου με το νερό, καθώς και των αλάτων του με ισχυρά μεταλλικά οξέα. Είναι ένα ασθενές οξύ και είναι πολύ ασταθές. Η σύσταση των προϊόντων της αντίδρασης αποσύνθεσής του εξαρτάται από τις συνθήκες. Με έντονο φωτισμό υποχλωριώδους οξέος, παρουσία αναγωγικού παράγοντα στο διάλυμα, καθώς και παρατεταμένη παραμονή, αποσυντίθεται με την απελευθέρωση ατομικού οξυγόνου:

HClO = HCl + O

Παρουσία ουσιών που απομακρύνουν το νερό, σχηματίζεται οξείδιο χλωρίου (Ι):

2 HClO = 2 H 2 O + Cl 2 O

3 HClO = 2 HCl + HClO 3

Επομένως, όταν το χλώριο αλληλεπιδρά με ένα ζεστό αλκαλικό διάλυμα, τα άλατα δεν σχηματίζονται από υδροχλωρικά και υποχλωρικά οξέα, αλλά από υδροχλωρικά και υποχλωρικά οξέα:

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

Τα άλατα του υποχλωριώδους οξέος - υδροχλωρικά - είναι πολύ ισχυροί οξειδωτικοί παράγοντες. Σχηματίζονται όταν το χλώριο αντιδρά με τα αλκάλια στο κρύο. Ταυτόχρονα σχηματίζονται άλατα υδροχλωρικού οξέος. Από αυτά τα μείγματα, τα πιο ευρέως χρησιμοποιούμενα είναι η χλωρίνη και το νερό ακόντιου.

Χλωρικός ή λευκαντικός ασβέστηςΤο CaOCl 2, ή CaCl (ClO), σχηματίζεται από την αλληλεπίδραση του χλωρίου με το κονιοποιημένο υδροξείδιο του ασβεστίου - χνούδι:

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

Η ποιότητα του λευκαντικού καθορίζεται από την περιεκτικότητα σε υποχλωριώδες άλας σε αυτό. Έχει πολύ ισχυρές οξειδωτικές ιδιότητες και μπορεί ακόμη και να οξειδώσει τα άλατα μαγγανίου σε υπερμαγγανικό:

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

Υπό την επίδραση του διοξειδίου του άνθρακα που περιέχεται στον αέρα, αποσυντίθεται με την απελευθέρωση χλωρίου:

CaOCl 2 + CO 2 = CaCO 3 + Cl 2

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

Η χλωρίνη χρησιμοποιείται ως λευκαντικό και απολυμαντικό.

ουσία.

Χλωριώδες οξύΤο HClO 2 σχηματίζεται από τη δράση πυκνού θειικού οξέος σε χλωρίτες αλκαλιμετάλλων, τα οποία λαμβάνονται ως ενδιάμεσα προϊόντα κατά την ηλεκτρόλυση διαλυμάτων χλωριούχων μετάλλων αλκαλίων απουσία διαφράγματος μεταξύ των χώρων καθόδου και ανόδου. Είναι ένα ασθενές, ασταθές οξύ, ένας πολύ ισχυρός οξειδωτικός παράγοντας σε όξινο περιβάλλον. Όταν αλληλεπιδρά με το υδροχλωρικό οξύ, απελευθερώνεται χλώριο:

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

Το χλωριώδες νάτριο χρησιμοποιούνται για την παραγωγή διοξειδίου του χλωρίου, για την απολύμανση του νερού και επίσης ως λευκαντικό.

Χλωρικό οξύΤο HClO 3 σχηματίζεται από τη δράση των αλάτων του -

χλωρικά - θειικό οξύ. Αυτό είναι ένα πολύ ασταθές οξύ, ένας πολύ ισχυρός οξειδωτικός παράγοντας. Μπορεί να υπάρχει μόνο σε αραιά διαλύματα. Εξατμίζοντας ένα διάλυμα HClO 3 σε χαμηλή θερμοκρασία σε κενό, μπορείτε να αποκτήσετε ένα παχύρρευστο διάλυμα που περιέχει περίπου 40% υπερχλωρικό οξύ. Σε υψηλότερη περιεκτικότητα σε οξύ, το διάλυμα αποσυντίθεται εκρηκτικά. Η εκρηκτική αποσύνθεση συμβαίνει επίσης σε χαμηλότερες συγκεντρώσεις παρουσία αναγωγικών παραγόντων. Σε αραιά διαλύματα, το υπερχλωρικό οξύ παρουσιάζει οξειδωτικές ιδιότητες και οι αντιδράσεις προχωρούν αρκετά ήρεμα:

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

Άλατα υπερχλωρικού οξέος - χλωρικά - σχηματίζονται κατά την ηλεκτρόλυση των διαλυμάτων χλωρίου απουσία διαφράγματος μεταξύ των χώρων καθόδου και ανόδου, καθώς και όταν το χλώριο διαλύεται σε ένα θερμό αλκαλικό διάλυμα, όπως φαίνεται παραπάνω. Το χλωρικό κάλιο (άλας Berthollet) που σχηματίζεται κατά την ηλεκτρόλυση είναι ελαφρώς διαλυτό στο νερό και διαχωρίζεται εύκολα από άλλα άλατα με τη μορφή λευκού ιζήματος. Όπως το οξύ, τα χλωρικά άλατα είναι αρκετά ισχυροί οξειδωτικοί παράγοντες:

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

Τα χλωρικά άλατα χρησιμοποιούνται για την παραγωγή εκρηκτικών, καθώς και για την παραγωγή οξυγόνου σε εργαστηριακές συνθήκες και αλάτων χλωρικού οξέος - υπερχλωρικών. Όταν το άλας Berthollet θερμαίνεται παρουσία διοξειδίου του μαγγανίου MnO 2, το οποίο παίζει το ρόλο του καταλύτη, απελευθερώνεται οξυγόνο. Εάν θερμάνετε το χλωρικό κάλιο χωρίς καταλύτη, αυτό αποσυντίθεται για να σχηματίσει άλατα καλίου υδροχλωρικού και υπερχλωρικού οξέος:

2 KClO 3 = 2 KCl + 3 O 2

4 KClO 3 = KCl + 3 KClO 4

Με επεξεργασία υπερχλωρικών με πυκνό θειικό οξύ είναι δυνατό να ληφθεί υπερχλωρικό οξύ:

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

Αυτό είναι το ισχυρότερο οξύ. Είναι το πιο σταθερό από όλα τα οξέα χλωρίου που περιέχουν οξυγόνο, αλλά το άνυδρο οξύ μπορεί να αποσυντεθεί εκρηκτικά όταν θερμαίνεται, ανακινείται ή έρχεται σε επαφή με αναγωγικούς παράγοντες. Τα αραιά διαλύματα υπερχλωρικού οξέος είναι αρκετά σταθερά και ασφαλή στη χρήση. Τα χλωρικά άλατα του καλίου, του ρουβιδίου, του καισίου, του αμμωνίου και των περισσότερων οργανικών βάσεων είναι ελάχιστα διαλυτά στο νερό.

Στη βιομηχανία, το υπερχλωρικό κάλιο λαμβάνεται με ηλεκτρολυτική οξείδωση του άλατος Berthollet:

2 H  + 2 e  = H 2  (στην κάθοδο)

ClO 3  2 e  + H 2 O = ClO 4  + 2 H  (στην άνοδο)

67. Βρώμιο

Το βρώμιο ανακαλύφθηκε το 1826 από τον Γάλλο χημικό A. J. Balard.

Όντας στη φύση. Το βρώμιο δεν εμφανίζεται σε ελεύθερη κατάσταση στη φύση. Επίσης δεν σχηματίζει ανεξάρτητα ορυκτά και οι ενώσεις του (στις περισσότερες περιπτώσεις με αλκαλιμέταλλα) είναι ακαθαρσίες ορυκτών που περιέχουν χλώριο, όπως ορυκτό αλάτι, συλβινίτης και καρναλίτης. Ενώσεις βρωμίου βρίσκονται επίσης στα νερά ορισμένων λιμνών και γεωτρήσεων.

Φυσικές ιδιότητες. Το βρώμιο είναι ένα εξαιρετικά πτητικό κόκκινο-καφέ υγρό με μια δυσάρεστη, αποπνικτική οσμή. Βράζει στους 58,8°C και στερεοποιείται στους 7,3°C. 35 g βρωμίου διαλύονται σε 1 λίτρο νερού στους 20°C.

Το βρώμιο διαλύεται πολύ καλύτερα σε οργανικούς διαλύτες.

Χημικές ιδιότητες. Οι χημικές ιδιότητες του βρωμίου είναι παρόμοιες με το χλώριο. Το εξωτερικό ηλεκτρονικό επίπεδο του ατόμου του περιέχει 7 ηλεκτρόνια (s 2 p 5), επομένως προσθέτει εύκολα ένα ηλεκτρόνιο, σχηματίζοντας ένα ιόν Br . Λόγω της παρουσίας ενός μη γεμισμένου επιπέδου d, το βρώμιο μπορεί να έχει 1, 3, 5 και 7 ασύζευκτα ηλεκτρόνια και σε ενώσεις που περιέχουν οξυγόνο εμφανίζει κατάσταση οξείδωσης +1, +3, +5 και +7.

Όπως το χλώριο, το βρώμιο αλληλεπιδρά με μέταλλα και αμέταλλα:

2 Al + 3 Br 2 = 2 AlBr 3 (βρωμιούχο αλουμίνιο)

H 2 + Br 2 = 2 HBr (υδροβρώμιο)

2 P + 3 Br 2 = 2 PBr 3 (βρωμιούχος φώσφορος (III))

Όλες οι αντιδράσεις βρωμίου προχωρούν λιγότερο ενεργητικά από το χλώριο. Το βρώμιο επίσης αντιδρά λιγότερο έντονα με το νερό. Όταν διαλύεται στο νερό, μόνο μέρος του βρωμίου αντιδρά, σχηματίζοντας υδροβρωμικά και υποβρωμικά οξέα:

Br 2 + H 2 O  НВr + НВrО

Όταν το βρώμιο διαλύεται σε αλκαλικό διάλυμα στο κρύο, σχηματίζονται άλατα

αυτά τα οξέα:

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

Το βρώμιο επίσης αντιδρά λιγότερο έντονα με κορεσμένους και ακόρεστους υδρογονάνθρακες από ότι το χλώριο:

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

CH 2 =CH 2 + Br 2 = CH 2 BrCH 2 Br

Το βρώμιο, όπως και το χλώριο, είναι οξειδωτικός παράγοντας. Έτσι, οξειδώνει εύκολα το θειικό οξύ σε θειικό οξύ:

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

Εάν προστεθεί βρώμιο νερό σε διάλυμα υδρόθειου, το κόκκινο-καφέ χρώμα εξαφανίζεται και το διάλυμα γίνεται θολό λόγω της απελευθέρωσης θείου:

H 2 S + Br 2 = 2 HBr + S

Παραλαβή. Σε εργαστηριακές συνθήκες, το βρώμιο λαμβάνεται με δράση σε διάφορους οξειδωτικούς παράγοντες του υδροβρωμικού οξέος ή των αλάτων του σε ένα μέσο θειικού οξέος:

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

Στη βιομηχανία, το βρώμιο λαμβάνεται με τη δράση του χλωρίου σε διάφορα βρωμίδια:

2 KBr + Cl 2 = 2 KCl + Br 2

Εφαρμογή. Το βρώμιο χρησιμοποιείται για την παραγωγή διαφόρων οργανοβρωμικών ενώσεων που χρησιμοποιούνται στη βιομηχανία χρωμάτων και βερνικιών και στη φαρμακευτική βιομηχανία. Σημαντικές ποσότητες βρωμίου καταναλώνονται για την παραγωγή βρωμιούχου αργύρου, το οποίο χρησιμοποιείται ως φωτοευαίσθητη ουσία στην κατασκευή φιλμ και φωτογραφικών υλικών.

Υδροβρωμίδιο και υδροβρωμικό οξύ. Το υδροβρώμιο είναι ένα άχρωμο αέριο με έντονη οσμή, το οποίο μετατρέπεται σε υγρό στους -66,8°C και στερεοποιείται στους -87°C. Περίπου 500 λίτρα υδροβρωμίου διαλύονται σε 1 λίτρο νερού στους 0°C.

Οι χημικές ιδιότητες του υδροβρωμιούχου και του υδατικού διαλύματός του, του υδροβρωμικού οξέος, είναι παρόμοιες με τις ιδιότητες του υδροχλωρίου και του υδροχλωρικού οξέος, με τη μόνη διαφορά ότι το υδροβρωμικό οξύ είναι ισχυρότερο οξύ και το υδροβρώμιο είναι ισχυρότερος αναγωγικός παράγοντας.

Το υδροβρώμιο προσκολλάται εύκολα στον διπλό ή τριπλό δεσμό ακόρεστων υδρογονανθράκων, σχηματίζοντας παράγωγα βρωμίου των αντίστοιχων οργανικών ενώσεων:

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

Προπυλένιο Ισοπροπυλοβρωμίδιο

Λόγω της εύκολης οξείδωσης του υδροβρωμιούχου, δεν μπορεί να ληφθεί με τη δράση του πυκνού θειικού οξέος σε βρωμιούχα αλκαλιμετάλλου όταν θερμαίνεται, καθώς το θειικό οξύ οξειδώνει τα βρωμιούχα

για να ελευθερωθεί βρώμιο:

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

Το υδροβρώμιο χωρίς βρώμιο λαμβάνεται με αντίδραση τριβρωμιούχου φωσφόρου με νερό:

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

Το υδροβρωμικό οξύ χρησιμοποιείται για την παραγωγή βρωμιδίων διαφόρων μετάλλων, ιδιαίτερα του βρωμιούχου αργύρου, το οποίο χρησιμοποιείται στην παραγωγή υλικών φωτοευαίσθητης μεμβράνης.

Τα περισσότερα άλατα του υδροβρωμικού οξέος (βρωμικό οξύ) είναι πολύ διαλυτά στο νερό. Αδιάλυτα άλατα είναι ο βρωμιούχος άργυρος AgBr, ο βρωμιούχος υδράργυρος (I) Hg 2 Br 2, ο βρωμιούχος χαλκός (I) CuBr και ο βρωμιούχος μόλυβδος PbBr 2.

Ενώσεις οξυγόνου βρωμίουπαρόμοια με τις ενώσεις οξυγόνου του χλωρίου, αλλά τα οξέα είναι ασθενέστεροι ηλεκτρολύτες και ασθενέστεροι οξειδωτικοί παράγοντες. Εκτός από το βρωμικό κάλιο KBrO 3, το οποίο χρησιμοποιείται στην αναλυτική χημεία και στην εργαστηριακή πρακτική, δεν έχουν καμία πρακτική σημασία.

68. Ιώδιο

Το ιώδιο ανακαλύφθηκε από τον Γάλλο χημικό άλατος B. Courtois το 1811.

Όντας στη φύση. Οι ενώσεις ιωδίου δεν σχηματίζουν ανεξάρτητα κοιτάσματα, αλλά βρίσκονται ως ακαθαρσίες σε ορυκτά χλωρίου. Τα άλατα ιωδίου βρίσκονται στα νερά των γεωτρήσεων. Σημαντικές ποσότητες ιωδίου βρίσκονται σε ορισμένα φύκια, το βόδι των οποίων μπορεί να χρησιμοποιηθεί ως πρώτη ύλη για την παραγωγή αυτού του στοιχείου.

Φυσικές ιδιότητες. Το ιώδιο είναι μια στερεή, σκούρα γκρίζα κρυσταλλική ουσία με αμυδρή μεταλλική λάμψη. Όταν θερμαίνεται αργά, εξαχνώνεται εύκολα, παράγοντας μοβ ατμούς. Όταν θερμαίνεται γρήγορα, το ιώδιο λιώνει στους 114°C και βράζει στους 183°C. Είναι εξαιρετικά διαλυτό σε οργανικούς διαλύτες και σε υδατικό διάλυμα ΚΙ. Παρουσία CI, η διαλυτότητά του στο νερό είναι πολύ χαμηλή (στους 20 °C, 290 mg ιωδίου διαλύονται σε 1 λίτρο νερού).

Χημικές ιδιότητες. Οι χημικές ιδιότητες του ιωδίου είναι παρόμοιες με το χλώριο και το βρώμιο, αλλά είναι λιγότερο ενεργές. Αντιδρά με το υδρογόνο μόνο όταν θερμαίνεται και η αντίδραση δεν προχωρά εντελώς:

I 2 + H 2 = 2 HI (υδροιώδιο)

Όταν θερμαίνεται, το ιώδιο αντιδρά με τον φώσφορο:

2 P+ 3I 2 = 2 PI 3 (ιωδιούχος φώσφορος (III))

Παρουσία νερού, που παίζει το ρόλο του καταλύτη, το ιώδιο αντιδρά έντονα, σχεδόν εκρηκτικά, με το αλουμίνιο:

2 Al + 3I 2 = 2 AlI 3 (ιωδιούχο αλουμίνιο)

Το ιώδιο σχεδόν δεν αντιδρά με το νερό, αλλά αντιδρά παρόμοια με τα αλκάλια

χλώριο και βρώμιο:

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

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

Το ιώδιο έχει οξειδωτικές ιδιότητες, τις οποίες εμφανίζει παρουσία ισχυρών αναγωγικών παραγόντων. Αλληλεπιδρά εύκολα με το θειικό οξύ και το υδρόθειο:

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

H 2 S + I 2 = 2 HI + S

Όταν το ιώδιο αντιδρά με το θειοθειικό, δεν σχηματίζει θειικό, όπως

στην περίπτωση χλωρίου ή βρωμίου και τετραθειονικού:

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

Αυτή η αντίδραση χρησιμοποιείται στην αναλυτική χημεία. Η μέθοδος ανάλυσης που βασίζεται στην εφαρμογή της ονομάζεται ιωδομετρική. Η ολοκλήρωση της αντίδρασης καθορίζεται από την εμφάνιση ή την εξαφάνιση ενός μπλε χρώματος, το οποίο προκαλείται από την αλληλεπίδραση του ιωδίου με το άμυλο.

Παραλαβή. Στο εργαστήριο, το ιώδιο μπορεί να ληφθεί παρόμοια με την παραγωγή χλωρίου ή βρωμίου με τη δράση του υδροϊωδικού οξέος σε διάφορους οξειδωτικούς παράγοντες (KMnO 4, MnO 2, KClO 3, KBrO 3 και ακόμη και FeCl 3 και CuSO 4):

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

КВrО 3 + 6 НI = КВr + 5 I 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

Στη βιομηχανία, το ιώδιο λαμβάνεται με τη δράση του χλωρίου στα ιωδίδια:

2 KI + CI 2 = 2 KCl + I 2

Εφαρμογή. Το ιώδιο χρησιμοποιείται στην εργαστηριακή πρακτική και την ιατρική. Περιλαμβάνεται σε πολλά φαρμακευτικά σκευάσματα και ως υδατικό διάλυμα αλκοόλης 5% χρησιμοποιείται για τη θεραπεία τραυμάτων. Η έλλειψη ιωδίου στον οργανισμό οδηγεί σε σοβαρές ασθένειες (βρογχοκήλη).

Ιωδιούχο υδρογόνο και υδροϊωδικό οξύ. Το ιωδιούχο υδρογόνο είναι ένα άχρωμο αέριο με έντονη οσμή, το οποίο μετατρέπεται σε υγρό στους 35,4°C και στερεοποιείται στους 50,8°C. Περίπου 500 λίτρα υδροϊωδίου διαλύονται σε 1 λίτρο νερό, σχηματίζοντας υδροϊωδικό οξύ. Μεταξύ των οξέων χωρίς οξυγόνο, είναι το ισχυρότερο οξύ. Είναι πολύ πιο ισχυρό από τα υδροχλωρικά και ακόμη και τα υδροβρωμικά οξέα.

Το υδροϊωδικό οξύ είναι ένας πολύ ισχυρός αναγωγικός παράγοντας, επομένως οξειδώνεται ακόμη και από το ατμοσφαιρικό οξυγόνο, με αποτέλεσμα το διάλυμά του να γίνεται καφέ:

4 HI + O 2 = 2 H 2 O + 2 I 2

Στο φως, η οξείδωση συμβαίνει πιο έντονα από ό,τι στο σκοτάδι, έτσι τα διαλύματα υδροϊωδικού οξέος αποθηκεύονται σε σκούρα γυάλινα δοχεία.

Τα περισσότερα άλατα του υδροϊωδικού οξέος - τόσο o d όσο και d o v - είναι πολύ διαλυτά στο νερό. Αδιάλυτα άλατα υδροϊωδίου

Τα οξέα είναι ιωδιούχος άργυρος AgI, ιωδιούχος υδράργυρος Hg 2 I 2, ιωδιούχος χαλκός CuI και ιωδιούχος μόλυβδος PbI 2.

Το ιωδιούχο υδρογόνο παράγεται από τη δράση του νερού στο τριιωδιούχο φώσφορο:

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

Είναι αδύνατο να ληφθεί υδροιώδιο με τη δράση του θειικού οξέος σε ιωδίδια αλκαλιμετάλλων, καθώς σχεδόν όλο το ιώδιο οξειδώνεται από πυκνό θειικό οξύ σε ελεύθερο ιώδιο:

2 KI + 2 H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + SO 2 + I 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

Το υδροϊωδικό οξύ χρησιμοποιείται μόνο στην εργαστηριακή πρακτική.

Ενώσεις οξυγόνου ιωδίουπαρόμοια με τις ενώσεις οξυγόνου του βρωμίου. Τα αδύναμα οξέα HIO, HIO 3 και HIO 4 είναι επίσης ασθενείς οξειδωτικοί παράγοντες. Βρίσκουν εφαρμογή μόνο στην εργαστηριακή πρακτική.

69. Φθόριο

Το φθόριο ελήφθη για πρώτη φορά σε ελεύθερη κατάσταση από τον Γάλλο χημικό A. Moissan το 1886.

Όντας στη φύση. Από τα άλατα φθορίου, ο φθορίτης (φθορίτης) CaF 2 είναι το πιο κοινό στη φύση. Το φθόριο με τη μορφή φθοριούχου ασβεστίου περιλαμβάνεται επίσης στον απατίτη. 3Ca 3 (PO 4) 2 CaF 2 (ή Ca 5 (PO 4) 3 F).

Φυσικές ιδιότητες. Υπό κανονικές συνθήκες, το φθόριο είναι ένα άχρωμο αέριο με έντονη οσμή, το οποίο σε παχιά στρώματα είναι πρασινοκίτρινο. Στους 181,1 С το φθόριο μετατρέπεται σε υγρή κατάσταση και στους 219,6 С στερεοποιείται. Η διαλυτότητα του φθορίου δεν έχει μελετηθεί, καθώς καταστρέφει σχεδόν όλους τους διαλύτες.

Χημικές ιδιότητες.Το εξωτερικό στρώμα ηλεκτρονίων του ατόμου φθορίου περιέχει 7 ηλεκτρόνια (s 2 p 5). Δεδομένου ότι αυτό το στρώμα βρίσκεται πιο κοντά στον πυρήνα από αυτό των ατόμων χλωρίου, βρωμίου και ιωδίου, το φθόριο προσελκύει ηλεκτρόνια πιο έντονα από όλα τα αλογόνα. Αυτό εξηγεί την εξαιρετικά υψηλή χημική του δράση. Το φθόριο δεν έχει επίπεδο d, επομένως δεν μπορεί να έχει περισσότερα από ένα μη ζευγαρωμένα ηλεκτρόνια και να παρουσιάζει καταστάσεις σθένους εκτός από μία.

Το φθόριο αντιδρά με όλα σχεδόν τα στοιχεία και οι αντιδράσεις προχωρούν πιο έντονα από ό,τι με το χλώριο ή το οξυγόνο. Στην επιφάνεια ορισμένων μετάλλων (Pb, Cu, Ni, Mg) σχηματίζεται ένα πυκνό φιλμ φθορίου, το οποίο εμποδίζει την περαιτέρω αντίδραση.

Τα μη μέταλλα σε μορφή σκόνης αντιδρούν με το φθόριο πολύ έντονα, αλλά σε συμπαγή μορφή - πολύ πιο δύσκολο. Ο άνθρακας με τη μορφή αιθάλης καίγεται αμέσως σε μια ατμόσφαιρα φθορίου και ο γραφίτης αντιδρά με το φθόριο μόνο σε υψηλές θερμοκρασίες. Το φθόριο δεν αλληλεπιδρά άμεσα με το οξυγόνο και το άζωτο.

Παραλαβή. Το ελεύθερο φθόριο είναι πολύ δύσκολο να απομονωθεί λόγω της υψηλής αντιδραστικότητάς του. Λαμβάνεται σε μικρές ποσότητες με ηλεκτρόλυση τήγματος διφθοριούχου καλίου KF·HF σε εξοπλισμό μολύβδου (φθοριούχος μόλυβδος PbF 2 που σχηματίζεται στην εσωτερική επιφάνεια των τοιχωμάτων του ηλεκτρολύτη προστατεύει τη συσκευή από την καταστροφή).

Εφαρμογή. Το ελεύθερο φθόριο χρησιμοποιείται για την παραγωγή φθοριούχων οργανικών ενώσεων, οι οποίες χρησιμοποιούνται ως πρώτες ύλες για την παραγωγή φθοριοπλαστικών (Teflon), λιπαντικών ελαίων υψηλής θερμοκρασίας και υγρών για ψυκτικές μηχανές (φρέον).

Υδροφθόριο, υδροφθορικό οξύ. Το υδροφθόριο είναι ένα αέριο με έντονη οσμή. Στους 19,9°C μετατρέπεται σε υγρή κατάσταση και στους 83,1°C στερεοποιείται. Το υγρό υδροφθόριο αναμιγνύεται με νερό σε οποιαδήποτε αναλογία Ένα διάλυμα υδροφθορίου στο νερό ονομάζεται υδροφθορικό οξύ ή υδροφθορικό οξύ. Σε αντίθεση με άλλα υδραλογονικά οξέα, το υδροφθορικό οξύ είναι ένα ασθενές οξύ. Αντιδρά καλά με πολλά μέταλλα, βασικά οξείδια, βάσεις και άλατα. Παρουσία ισχυρών οξέων, πολλά σπάνια μέταλλα που δεν διαλύονται σε άλλα οξέα (τιτάνιο, ζιρκόνιο, νιόβιο, ταντάλιο κ.λπ.) διαλύονται σε αυτό. Το υδροφθορικό οξύ σχηματίζει πολύ ισχυρά σύμπλοκα φθορίδια με πολλά μέταλλα: H 3 FeF 6, H 2 TiF 6, H 3 AlF 6. Το άλας νατρίου Na 3 AlF 6, ακόμη και σε τήγμα, διασπάται για να σχηματίσει το ιόν AlF 6 3. Το υδροφθόριο και το υδροφθορικό οξύ αντιδρούν με το διοξείδιο του πυριτίου για να σχηματίσουν την πτητική ένωση SiF 4:

SiO 2 + 4 НF = SiF 4 + 2 Н 2 О

Δεδομένου ότι το γυαλί περιέχει σημαντική ποσότητα διοξειδίου του πυριτίου, το υδροφθορικό οξύ διαβρώνει το γυαλί, επομένως μπορεί να αποθηκευτεί σε δοχεία κατασκευασμένα από πολυμερή υλικά (πολυαιθυλένιο, φθοροπλαστικό ή εβονίτη) ή σε γυαλί, επικαλυμμένα στο εσωτερικό με ένα στρώμα παραφίνης.

Το υδροφθόριο χρησιμοποιείται για την παραγωγή οργανοφθοριούχων ενώσεων, στην παραγωγή φθοριοπλαστικών, στη μεταλλουργία σπάνιων μετάλλων και επίσης ως παράγοντα χάραξης στην επιφανειακή επεξεργασία ορισμένων μετάλλων.

Το υδροφθόριο λαμβάνεται με τη δράση πυκνού θειικού οξέος σε φθοράναμμα CaF 2:

CaF 2 + H 2 SO 4 = CaSO 4 + 2 HF

Το υδροφθόριο σχηματίζεται επίσης ως υποπροϊόν κατά την επεξεργασία των απατιτών,

70. Μαγγάνιο

Το μαγγάνιο αποκτήθηκε για πρώτη φορά από τους K.V. και Yu.

Όντας στη φύση. Από την άποψη της κατανομής στη φύση, το μαγγάνιο κατατάσσεται μετά το σίδηρο. Η περιεκτικότητά του στον φλοιό της γης είναι 0,1%. Το κύριο ορυκτό στο οποίο βρίσκεται το μαγγάνιο στα μεταλλεύματα είναι ο πυρολουσίτης MnO 2 . Εκτός από τα μεταλλεύματα μαγγανίου πυρολουσίτη, υπάρχουν μεταλλεύματα μαγγανίου που περιέχουν βραουνίτη Mn 2 O 3, μαγγανίτη MnO(OH), hausmannite Mn 3 O 4 και spar μαγγάνιο MnCO 3. Επιπλέον, το μαγγάνιο με τη μορφή οξειδίων βρίσκεται σχεδόν σε όλα τα μεταλλεύματα σιδήρου.

Φυσικές ιδιότητες. Το μαγγάνιο είναι ένα ασημί-λευκό μέταλλο, η πυκνότητά του είναι 7,2 g/cm3. Είναι σκληρό και εύθραυστο, λιώνει στους 1260°C και βράζει στους 2120°C. Όταν εκτίθεται στον αέρα, το μέταλλο καλύπτεται με ετερόκλητες κηλίδες ενός φιλμ οξειδίου, το οποίο το προστατεύει από περαιτέρω οξείδωση. Με τον σίδηρο, το μαγγάνιο σχηματίζει κράματα με οποιαδήποτε αναλογία συστατικών (σιδηρομαγγάνιο).

Χημικές ιδιότητες. Το μαγγάνιο σχηματίζει διάφορες ενώσεις στις οποίες εμφανίζει καταστάσεις οξείδωσης +2, +3, +4, +6 και +7. Οι ενώσεις μαγγανίου με άλλες καταστάσεις οξείδωσης είναι ασυνήθιστες και είναι πολύ σπάνιες.

Όταν το μεταλλικό μαγγάνιο αλληλεπιδρά με διάφορα αμέταλλα, σχηματίζονται ενώσεις μαγγανίου (II):

Mn + C 2 = MnCl 2 (χλωριούχο μαγγάνιο (II))

Mn + S = MnS (θειούχο μαγγάνιο (II))

3 Mn + 2 P = Mn 3 P 2 (φωσφίδιο μαγγανίου (II))

3 Mn + N 2 = Mn 3 N 2 (νιτρίδιο μαγγανίου (II))

2 Mn + N 2 = Mn 2 Si (πυριτικό μαγγάνιο (II))

Το μαγγάνιο διαλύεται εύκολα σε μη οξειδωτικά οξέα με την απελευθέρωση υδρογόνου:

Mn + 2 HCl = MnCl 2 + H 2

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

Διαλύεται επίσης στο νερό παρουσία ενώσεων που δίνουν όξινη αντίδραση κατά την υδρόλυση:

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

Η διάλυση του μαγγανίου σε οξειδωτικά οξέα συνοδεύεται από την απελευθέρωση αναγωγικών προϊόντων αυτών των οξέων:

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

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

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

Το μαγγάνιο μπορεί να μειώσει πολλά οξείδια μετάλλων και ως εκ τούτου χρησιμοποιείται στη μεταλλουργία:

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

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

Σε μια κατάσταση λεπτής διασποράς (σκόνη), το μαγγάνιο είναι πιο αντιδραστικό από ότι σε μια συμπαγή κατάσταση.

Παραλαβή. Το μέταλλο μαγγανίου λαμβάνεται με αναγωγή των φρυγμένων οξειδίων του με αλουμίνιο. Δεδομένου ότι το αλουμίνιο αντιδρά πολύ βίαια με το διοξείδιο του μαγγανίου, χρησιμοποιείται φρυγμένος πυρολουσίτης. Όταν ο πυρολουσίτης διαπυρώνεται, σχηματίζεται οξείδιο του μαγγανίου Mn 3 O 4, το οποίο αντιδρά πιο ήρεμα με το αλουμίνιο:

3 MnO 2 = Mn 3 O 4 + O 2

3 Mn 3 O 4 + 8 Al = 4 Al 2 O 3  9 Mn

Για να ληφθεί σιδηρομαγγάνιο, που χρησιμοποιείται στη μεταλλουργία, ένα μείγμα σιδηρομεταλλεύματος και πυρολουσίτη ανάγεται με οπτάνθρακα σε ηλεκτρικούς κλιβάνους:

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

Εφαρμογή. Το μαγγάνιο με τη μορφή σιδηρομαγγανίου χρησιμοποιείται στη σιδηρούχα μεταλλουργία.

Ενώσεις οξυγόνου μαγγανίου. Το μαγγάνιο σχηματίζει οξείδια MnO, Mn 2 O 3, MnO 2, MnO 3, Mn 2 O 7, υδροξείδια Mn(OH) 2, Mn(OH) 4, H 2 MnO 4, HMnO 4 και αντίστοιχες ενώσεις.

Το μονοξείδιο του μαγγανίου MnO είναι μια πρασινωπό-γκρι σκόνη που έχει βασικές ιδιότητες και επομένως αντιδρά με οξέα και οξείδια οξέος:

MnO + 2 HCl = MnCl 2 + H 2 O

MnO + SO 3 = MnSO 4

Το μονοξείδιο του μαγγανίου είναι πρακτικά αδιάλυτο στο νερό.

Υδροξείδιο μαγγανίου (II) Το Mn(OH) 2 είναι μια λευκή ουσία που οξειδώνεται εύκολα στον αέρα σε καστανό υδροξείδιο του μαγγανίου (IV):

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

Το υδροξείδιο του μαγγανίου (II) σχηματίζεται από την αλληλεπίδραση των αλάτων του με τα αλκάλια:

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

Το υδροξείδιο του μαγγανίου (II) έχει βασικές ιδιότητες. Αντιδρά με οξέα και οξείδια:

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

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

Το υδροξείδιο του μαγγανίου (II) έχει αναγωγικές ιδιότητες. Παρουσία ισχυρών οξειδωτικών παραγόντων, μπορεί να οξειδωθεί σε υπερμαγγανικό:

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

Εάν η ποσότητα του οξειδωτικού παράγοντα είναι ανεπαρκής, σχηματίζεται διοξείδιο του μαγγανίου:

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

Τα περισσότερα άλατα μαγγανίου (II) είναι πολύ διαλυτά στο νερό. Όταν στεγνώσουν, οι κρυσταλλικές ενυδατώσεις τους χρωματίζονται ελαφρώς ροζ. Τα αδιάλυτα άλατα του μαγγανίου (II) είναι το ανθρακικό MnCO 3, το σουλφίδιο MnS και το φωσφορικό Mn 3 (PO 4) 2. Όταν εκτίθεται σε ισχυρούς οξειδωτικούς παράγοντες σε όξινο περιβάλλον, το μαγγάνιο (II), ανάλογα με την ποσότητα του οξειδωτικού παράγοντα, μπορεί να μετατραπεί σε MnO 2 ή υπερμαγγανικό:

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

Το οξείδιο του μαγγανίου (III) Mn 2 O 3 εμφανίζεται στη φύση με τη μορφή του ορυκτού βραουνίτη. Στο εργαστήριο, το MnO 2 σχηματίζεται με προσεκτική θέρμανση σε θερμοκρασία 530-940 °C:

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

Σε υψηλότερες θερμοκρασίες, η αποσύνθεση του διοξειδίου συνοδεύεται από το σχηματισμό οξειδίου Mn 3 O 4.

3 MnO 2 = Mn 3 O 4 + O 2

Οι ενώσεις μαγγανίου (III) δεν έχουν πρακτική σημασία,

Διοξείδιο του μαγγανίου MnO 2 ή οξείδιο του μαγγανίου (IV), μια σκούρα γκρίζα ουσία. Όταν θερμαίνεται στον αέρα στους 530 °C, το διοξείδιο του μαγγανίου αποσυντίθεται, απελευθερώνοντας οξυγόνο, όπως φαίνεται παραπάνω, σε κενό ή παρουσία αναγωγικού παράγοντα, αυτή η αντίδραση προχωρά πολύ πιο έντονα.

Όταν το διοξείδιο του μαγγανίου βράζει με πυκνό νιτρικό οξύ, σχηματίζεται ένα άλας μαγγανίου (II) και απελευθερώνεται οξυγόνο:

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

Το διοξείδιο του μαγγανίου σε όξινο περιβάλλον παρουσιάζει οξειδωτικές ιδιότητες:

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

Όταν το οξείδιο του μαγγανίου (IV) συντήκεται με αλκάλια χωρίς πρόσβαση αέρα, σχηματίζεται μαγγανίτης ή μαγγανικό άλας (IV):

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

Παρουσία ατμοσφαιρικού οξυγόνου, το οποίο έπαιξε το ρόλο ενός οξειδωτικού παράγοντα, σχηματίζεται ένα μαγγανικό άλας (VI) κατά τη σύντηξη:

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

Το μαγγανικό κάλιο K 2 MnO 4 διασπάται αυθόρμητα σε υπερμαγγανικό κάλιο και διοξείδιο του μαγγανίου:

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

Το υπερμαγγανικό κάλιο KMnO 4 χρησιμοποιείται ευρέως στην εργαστηριακή πρακτική, τη βιομηχανία, την ιατρική και την καθημερινή ζωή. Είναι πολύ ισχυρός οξειδωτικός παράγοντας. Ανάλογα με το περιβάλλον, το μαγγάνιο με την παρουσία ενός αναγωγικού παράγοντα μπορεί να αναχθεί σε διαφορετικές καταστάσεις οξείδωσης. Σε όξινο περιβάλλον ανάγεται πάντα σε 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

Το μαγγανικό κάλιο K 2 MnO 4 και το διοξείδιο του μαγγανίου συμπεριφέρονται παρόμοια.

Σε ένα αλκαλικό περιβάλλον, το υπερμαγγανικό κάλιο ανάγεται σε μαγγανικό:

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

Σε ουδέτερο ή ελαφρώς αλκαλικό περιβάλλον, το υπερμαγγανικό κάλιο ανάγεται σε διοξείδιο του μαγγανίου:

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

Η τελευταία αντίδραση χρησιμοποιείται στην αναλυτική χημεία για τον ποσοτικό προσδιορισμό του μαγγανίου.

Προηγουμένως, το υπερμαγγανικό κάλιο παρασκευαζόταν με την οξείδωση είτε διοξειδίου του μαγγανίου είτε μαγγανικού καλίου. Το διοξείδιο του μαγγανίου οξειδώθηκε με νιτρικά άλατα όταν συντήχθηκε με αλκάλια:

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

Το προκύπτον μαγγανικό κάλιο σε διάλυμα αποσυντίθεται αυθόρμητα σε υπερμαγγανικό κάλιο και διοξείδιο του μαγγανίου:

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

Σύμφωνα με τη δεύτερη μέθοδο, το μαγγανικό κάλιο οξειδώθηκε με χλώριο:

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

Επί του παρόντος, το υπερμαγγανικό κάλιο λαμβάνεται με ηλεκτρολυτική οξείδωση του μαγγανικού:

MnO 4 2   e  = MnO 4 

Το υπερμαγγανικό κάλιο χρησιμοποιείται ευρέως τόσο στη βιομηχανία όσο και στην εργαστηριακή πρακτική. Χρησιμοποιείται για τη λεύκανση βαμβακιού, μαλλιού, κλώση ινών, διαύγαση ελαίων και οξείδωση διαφόρων οργανικών ουσιών. Στην εργαστηριακή πρακτική, χρησιμοποιείται για την παραγωγή χλωρίου και οξυγόνου:

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

Στην αναλυτική χημεία, το υπερμαγγανικό κάλιο χρησιμοποιείται για τον ποσοτικό προσδιορισμό ουσιών με αναγωγικές ιδιότητες (Fe 2 , Sn 2 , AsO 3 3 , H 2 O 2 κ.λπ.). Αυτή η μέθοδος ανάλυσης ονομάζεται υπερμαγγανατομετρία.