Co jsou to halogeny? Chemické vlastnosti, vlastnosti, vlastnosti výroby

Halogeny jsou silně výrazné nekovové. Tito zahrnují fluorid, astatin, jód, brom, chlor a umělý prvek nazývaný ununseptium (tennessine). Tyto látky mají širokou škálu chemických funkcí a měly by být podrobněji popsány.

Vysoká oxidační aktivita

Toto je první jasně vyjádřená vlastnost, kterou je třeba zmínit. Všechny halogeny mají vysokou oxidativní aktivitu, ale především fluor. Dále dolů: chlór, brom, jod, astatin, ununseptium. Fluor však bez výjimky reaguje se všemi kovy. Navíc většina z nich, která se objevuje v atmosféře tohoto prvku, se samovolně vznítí a tento proces je doprovázen uvolněním velkého množství tepla.

Pokud se fluor nezahřívá, pak v tomto případě reaguje s mnoha nekovovými látkami. Například se sírou, uhlíkem, křemíkem, fosforem. Reakce jsou vysoce exotermní a mohou být doprovázeny výbuchem.

Je třeba také poznamenat, že fluorid oxiduje všechny ostatní halogeny při zahřátí. Schéma je následující: Hal₂ + F₂ = 2HalF. A zde Hal je chlor, brom a jod. A v takových sloučeninách je stupeň jejich oxidace +1.

A další chemická vlastnost halogen-fluoru je jeho reakce s těžkými inertními plyny pod vlivem ozáření. Jsou také nazývány ušlechtilými. Takové plyny zahrnují hélium, neon, argon, krypton, xenon, radon a nedávno objevený Oganeson.

Interakce s komplexními látkami

Toto je další chemická vlastnost halogenů. Chcete-li komplexní látky, jak je známo, jsou sloučeniny sestávající ze dvou nebo více prvků. Stejný fluor se v takových reakcích projevuje velmi energicky. Jsou doprovázeny výbuchem. A tady například ve tvaru vzorce vypadá reakce s vodou: 2F₂ + 2H₂O → 4HF + O₂.

Chlor je také reaktivní, i když jeho aktivita je nižší než aktivita fluoridu. Reaguje však na všechny jednoduché látky, kromě vzácných plynů, dusíku a kyslíku. Zde je jeden příklad: Si + 2Cl₂ → SiCl₄ + 662 kJ.

Ale reakce chlóru s vodíkem je obzvláště zajímavá. Pokud není správné osvětlení a teplota, pak se mezi nimi nic nestane. Ale pokud zvýšíte jas a zahřejete, bude zde exploze a řetězový mechanismus. Reakce probíhá pod vlivem fotonů, kvantů elektromagnetického záření, které disociují Cl₂ na atomech. Následuje celý řetězec reakcí a v každé z nich se vytvoří částice, která iniciuje začátek následující fáze.

Brom

Jak již bylo možné si všimnout, nejvíce se říká o fluoru a trochu méně o chloru. To vše proto, že chemické vlastnosti halogenů se trvale snižují z fluoridu na astatin.

Brom je nějaký prostředník v řadě. Je lepší než ostatní halogeny rozpouštějí ve vodě. Výsledný roztok je znám jako bromová voda, silná látka schopná oxidovat nikl, železo, chrom, kobalt a mangan.

Když hovoříme o chemických vlastnostech halogenu, stojí za zmínku, že podle své aktivity zaujímá mezipolohu mezi proslulým chlórem a jodem. Mimochodem, když reaguje s jodidovými roztoky, uvolní se volný jód. Vypadá to takto: Br₂ + 2Kl → I₂ + 2KBr.

Také brom může reagovat s nekovymi látkami (telurem a selenem) a v kapalném stavu interaguje se zlatem, což vede k tomu, že bromid AuBr₃. Je také schopen spojit organické molekuly s trojitou vazbou. Pokud se zahřeje v přítomnosti katalyzátoru, může reagovat s benzenem za vzniku brombenzenu C_6.H₅Br, co se nazývá substituční reakce.

Jod

Dalšími nejaktivnějšími chemickými vlastnostmi halogenů v tabulce je jód. Jeho zvláštnost spočívá v tom, že tvoří řadu různých kyselin. Patří sem:

• Jodid vodíku. Bezbarvá kapalina s štiplavým zápachem. Silná kyselina, která je silným redukčním činidlem.
• Jodovitý. Nestabilní, mohou existovat pouze ve velmi zředěných řešeních.
• Jod. Vlastnosti jsou stejné jako předchozí. Tvoří soli s jódem.
• Iodnovataya. Krystalická bezbarvá látka se skleněným leskem. Rozpustný ve vodě, náchylný k polymeraci. Vlastní oxidační vlastnosti.
• Jod. Hygroskopická krystalická látka. Používá se v analytické chemii jako oxidační látka.

K obecným chemickým vlastnostem halogen-jodu je vysoká aktivita. Přestože je méně než chlor s bromem a zvláště není srovnatelný s fluorem. Nejznámější reakcí je interakce jódu se škrobem, což vede k jeho modrému barvení.

Astat

O tom i o něm je třeba říci pár slov v pokračování diskuse o celkových vlastnostech halogenů. Fyzikální a chemické vlastnosti astatu jsou blízké těm, které má notoricky známý jód a polonium (radioaktivní prvek). Zde je jeho stručný popis:

• Vytvoří nerozpustnou sůl AgAt, stejně jako všechny halogeny.
• Může být oxidován do stavu At, stejně jako jód.
• S kovy tvoří sloučeniny, vykazující oxidační stav -1. Stejně jako všechny halogeny.
• Reaguje s jodem a bromem a vytváří interhalogenové sloučeniny. Jodid a bromid astatinu, aby byly přesnější (AtI a AtBr).
• Rozpustí se v kyselinách dusičné a kyseliny chlorovodíkové.
• Pokud na ni působíte vodíkem, vytváří se plynný hydrát vodíku - slabá plynná kyselina.
• Stejně jako všechny halogeny může nahradit vodík v molekule methanu.
• Má charakteristické alfa-záření. Jeho přítomností je stanovena přítomnost astatinu.

Mimochodem, zavedení atstatinu ve formě roztoku do lidského těla se léčí štítnou žlázou. Při radioterapii se tento prvek používá aktivně.

Tennessee

A musí věnovat pozornost, protože mluvíme o chemických vlastnostech halogenů. Spojení s tennesinem není příliš dobře známé, neboť jeho přesné charakteristiky jsou stále předmětem diskuse, protože byl zařazen do tabulky až v roce 2014.

S největší pravděpodobností je to semimetální. Nemá téměř žádnou oxidativní schopnost, a proto je nejslabší z halogenů, protože jeho elektrony z jádra jsou příliš daleko. Ale existuje vysoká pravděpodobnost, že tennessin bude ten halogen, jehož redukční vlastnost bude vyšší než oxidační.

Reakce s vodíkem byla experimentálně provedena. TsH je nejjednodušší spojení. Výsledný Tennesinovodorod pokračuje ve většině trendů pro halogenidy vodíku.

Fyzikální vlastnosti

Měly by být projednány stručně. Takže:

• Fluor je jedovatý světle žlutý plyn s ostrým zápachem.
• Chlor je lehký zelený plyn. Má také ostrý zápach a je více jedovatý než fluorid.
• Bróm je červenohnědá těžká kapalina. Jeho výpary jsou velmi jedovaté.
• Jód je tmavě šedá pevná látka s kovovým leskem.
• Astat je modro-černá pevná látka. Vypadá to jako jód.

Příprava halogenů

O tom - nakonec. Chemické vlastnosti a výroba halogenů jsou přímo spojeny. První způsobuje druhou. Zde jsou způsoby, jak získat tyto látky:

• Elektrolýzou tavenin nebo roztoků halogenidů - jejich sloučenin s jinými prvky nebo radikály.
• Použití interakce jejich pevných solí a kyseliny sírové. To se však týká pouze HF a HCl.
• HBr a HI lze získat hydrolýzou halogenidů fosforu.
• Oxidace halogenových kyselin.
• HClO se získá hydrolýzou ve vodných roztocích chloru.
• HOBr se vytváří kvůli interakci vody a halogenu.

Ale obecně existuje mnohem více způsobů získání, to jsou jen příklady. Koneckonců, halogeny jsou široce používány v průmyslu. Fluor se používá k výrobě maziva, chlór se používá k bělení a dezinfekci, brom se používá v medicíně a výrobě fotografických materiálů a ani nemusím mluvit o jódu.