المجموعة السابعة من عناصر الجدول الدوري. الخصائص العامة لعناصر المجموعة السابعة، مجموعة فرعية ثانوية من الجدول الدوري لـ D. I. Mendeleev الخصائص العامة لعناصر المجموعة 7

9 ف 1 ق 2 2 ق 2 2 ص 5

17سل3س23ع5

35 ر 3 د 10 4 ث 2 4 ص 5

53 ط 4 د 10 5 ث 2 5 ص 5

85 في 4f 14 5d 10 6s 2 6p 5

العناصر الخمسة للمجموعة الفرعية الرئيسية للمجموعة السابعة لها اسم مجموعة شائع "الهالوجينات" (هال)، والذي يعني "منتجة الملح".

تشمل المجموعة الفرعية من الهالوجينات الفلور والكلور والبروم واليود والأستاتين (الأستاتين عنصر مشع، ولم تتم دراسته إلا قليلاً). هذه هي العناصر p لمجموعة النظام الدوري لـ D.I. مندليف. وعلى مستوى الطاقة الخارجي، تحتوي ذراتها على 7 إلكترونات ns 2 np 5. وهذا ما يفسر القواسم المشتركة في خصائصها.

خصائص عناصر مجموعة الهالوجين الفرعية

إنهم يضيفون بسهولة إلكترونًا واحدًا لكل منهم، مما يُظهر حالة أكسدة قدرها -1. تتمتع الهالوجينات بهذه الدرجة من الأكسدة في المركبات التي تحتوي على الهيدروجين والمعادن.

ومع ذلك، يمكن لذرات الهالوجين، بالإضافة إلى الفلور، أن تظهر أيضًا حالات أكسدة إيجابية: +1، +3، +5، +7. يتم شرح القيم المحتملة لحالات الأكسدة من خلال البنية الإلكترونية، والتي يمكن تمثيلها لذرات الفلور من خلال الرسم التخطيطي

نظرًا لكونه العنصر الأكثر سالبية كهربية، فإن الفلور يمكنه قبول إلكترون واحد فقط لكل مستوى فرعي 2p. يحتوي على إلكترون واحد غير مزدوج، لذلك يمكن أن يكون الفلور أحادي التكافؤ فقط، وتكون حالة الأكسدة دائمًا -1.

يتم التعبير عن التركيب الإلكتروني لذرة الكلور بالرسم البياني:

تحتوي ذرة الكلور على إلكترون واحد غير متزاوج في المستوى الفرعي 3p وتكون الحالة الطبيعية (غير المثارة) للكلور أحادية التكافؤ. لكن بما أن الكلور موجود في الدورة الثالثة، فهو يحتوي على خمسة مدارات إضافية من المستوى الفرعي الثالث، والتي يمكن أن تستوعب 10 إلكترونات.

في الحالة المثارة لذرة الكلور، تنتقل الإلكترونات من المستوى الفرعي 3p و3s إلى المستوى الفرعي 3d (كما هو موضح بالأسهم في الشكل). يؤدي فصل (اقتران) الإلكترونات الموجودة في نفس المدار إلى زيادة التكافؤ بمقدار وحدتين. من الواضح أن الكلور ونظائره (باستثناء الفلور) يمكن أن يظهر فقط تكافؤ متغير فردي 1، 3، 5، 7 وحالات الأكسدة الإيجابية المقابلة. لا يحتوي الفلور على مدارات حرة، مما يعني أنه أثناء التفاعلات الكيميائية لا يوجد فصل للإلكترونات المزدوجة في الذرة. لذلك، عند النظر في خصائص الهالوجينات، من الضروري دائمًا مراعاة خصائص الفلور ومركباته.

المحاليل المائية لمركبات الهيدروجين من الهالوجينات هي الأحماض: HF - هيدروفلوريك (الفلوريك)، حمض الهيدروكلوريك - هيدروكلوريك (هيدروكلوريك)، HBr - هيدروبروميك، HI - هيدرووديك.

يحدد الهيكل المتطابق للطبقة الإلكترونية الخارجية (ns 2 np 5) التشابه الكبير بين العناصر.

مواد بسيطة - غير المعادن F 2 (غاز)، Cl 2 (غاز)، Br 2 (ل)، ل 2 (صلب).

عند تكوين روابط تساهمية، تستخدم الهالوجينات في أغلب الأحيان إلكترونًا واحدًا غير متزاوج متوفر في ذرة غير مستثارة، وتظهر B = I.

حالات التكافؤ من ذرات CI، Br، I.

من خلال تكوين روابط مع ذرات عناصر أكثر سالبية كهربية، يمكن لذرات الكلور والبروم واليود الانتقال من حالة التكافؤ الأرضي إلى حالة مثارة، والتي يصاحبها انتقال الإلكترونات إلى المدارات الشاغرة للمستوى الفرعي d. في هذه الحالة، يزداد عدد الإلكترونات غير المتزاوجة، ونتيجة لذلك يمكن لذرات CI، Br، I أن تشكل عددًا أكبر من الروابط التساهمية:

الفرق بين F والهالوجينات الأخرى

في ذرة F، توجد إلكترونات التكافؤ في مستوى الطاقة الثاني، والذي يحتوي فقط على مستويات فرعية s وp. وهذا يستبعد إمكانية انتقال ذرات F إلى حالات مثارة، وبالتالي فإن الفلور في جميع المركبات يُظهر ثابتًا B يساوي I. بالإضافة إلى ذلك، فإن الفلور هو العنصر الأكثر سالبية كهربية، ونتيجة لذلك يكون له أيضًا ثابت c. يا. -1.

أهم مركبات الهالوجين

I. هاليدات الهيدروجين HHal.

II الهاليدات المعدنية (أملاح الأحماض الهيدروهاليكية) هي مركبات الهالوجين الأكثر عددًا واستقرارًا

ثالثا. مركبات الهالوجين العضوية

رابعا. المواد المحتوية على الأكسجين:

أكاسيد غير مستقرة، والتي يمكن اعتبار وجود 6 أكاسيد منها موثوقًا (Cl 2 O، ClO 2، Cl 2 O 7، Br 2 O، BrO 2، I 2 O 5)؛

أحماض أوكسوادس غير مستقرة، والتي يتم عزل 3 أحماض منها فقط كمواد فردية (HClO 4، HlO 3، HlO 4)؛

أملاح الأحماض الأوكسية، وخاصة الكلوريتات والكلورات والبيركلورات.

تنقسم العناصر المدرجة في المجموعة السابعة من الجدول الدوري إلى مجموعتين فرعيتين: المجموعة الرئيسية - مجموعة الهالوجين الفرعية - والثانوية - مجموعة المنغنيز الفرعية. ويوضع الهيدروجين أيضًا في هذه المجموعة، على الرغم من أن ذرته تحتوي على إلكترون واحد على مستوى التكافؤ الخارجي ويجب وضعه في المجموعة الأولى. ومع ذلك، فإن الهيدروجين لديه القليل جدًا من القواسم المشتركة مع كل من عناصر المجموعة الفرعية الرئيسية - المعادن القلوية، وعناصر المجموعة الفرعية الثانوية - النحاس والفضة والذهب. وفي الوقت نفسه، مثل الهالوجينات، فإنه يضيف إلكترونًا في التفاعلات مع المعادن النشطة ويشكل هيدريدات لها بعض أوجه التشابه مع الهاليدات.

تشمل المجموعة الفرعية للهالوجينات الفلور والكلور والبروم واليود والأستاتين. العناصر الأربعة الأولى موجودة في الطبيعة، أما العنصر الأخير فيتم الحصول عليه صناعيا، وبالتالي تمت دراسته بشكل أقل بكثير من الهالوجينات الأخرى. كلمة الهالوجين تعني تكوين الملح. حصلت عناصر المجموعة الفرعية على هذا الاسم بسبب سهولة تفاعلها مع العديد من المعادن لتكوين الأملاح، وجميع الهالوجينات لها هيكل الغلاف الإلكتروني الخارجي s 2 p 5. لذلك، فإنها تستقبل الإلكترون بسهولة، وتشكل غلافًا إلكترونيًا مستقرًا للغاز النبيل (s 2 p 6). يمتلك الفلور أصغر نصف قطر ذري في المجموعة الفرعية، أما بالنسبة للباقي فهو يزيد في السلسلة 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 .

السمة المميزة لللافلزات هي وجود عدد أكبر (مقارنة بالمعادن) من الإلكترونات في مستوى الطاقة الخارجي لذراتها. وهذا يحدد قدرتها الأكبر على ربط إلكترونات إضافية وإظهار نشاط مؤكسد أعلى من المعادن. تظهر خصائص الأكسدة القوية بشكل خاص، أي القدرة على إضافة الإلكترونات، في اللافلزات الموجودة في الفترتين الثانية والثالثة من المجموعات السادس إلى السابع. وإذا قارنا ترتيب الإلكترونات في المدارات في ذرات الفلور والكلور والهالوجينات الأخرى، فيمكننا الحكم على خصائصها المميزة. لا تحتوي ذرة الفلور على مدارات حرة. لذلك، يمكن لذرات الفلور أن تظهر فقط التكافؤ I وحالة الأكسدة 1. أقوى عامل مؤكسد هو الفلور. وفي ذرات الهالوجينات الأخرى، على سبيل المثال في ذرة الكلور، توجد مدارات d حرة عند نفس مستوى الطاقة. وبفضل هذا، يمكن أن يحدث الاقتران الإلكتروني بثلاث طرق مختلفة. في الحالة الأولى، يمكن أن يظهر الكلور حالة أكسدة تبلغ +3 ويشكل حمض الكلوروس HClO2، والذي يتوافق مع الأملاح - كلوريت، على سبيل المثال كلوريت البوتاسيوم KClO2. في الحالة الثانية، يمكن أن يشكل الكلور مركبات تكون فيها حالة أكسدة الكلور +5. وتشمل هذه المركبات حمض هيبوكلوروس HClO3 وأملاحه - كلورات، على سبيل المثال كلورات البوتاسيوم KClO3 (ملح بيرثوليت). في الحالة الثالثة، يظهر الكلور حالة أكسدة قدرها +7، على سبيل المثال في حمض البيركلوريك HClO4 وأملاحه، البيركلورات (في بيركلورات البوتاسيوم KClO4).

تفاعلات تحليلية خاصة لأيونات Mn2+

1.5.5. تتم الأكسدة مع بزموت الصوديوم NaBiO 3 وفقًا للمعادلة:

2Mn(NO3) 2 + 5NaBiO3 + 16HNO3 = 2HMnO4 + 5Bi(NO3) 3 + 5NaNO3 + 7H2O.

يحدث التفاعل في البرد. تنفيذ رد الفعل:أضف 3-4 قطرات من محلول 6 M HNO 3 و5-6 قطرات من H 2 O إلى 1-2 قطرات من محلول ملح المنغنيز، وبعد ذلك يضاف القليل من مسحوق NaBiO 3 باستخدام ملعقة. بعد خلط محتويات أنبوب الاختبار، اتركه لمدة 1-2 دقيقة، ثم قم بالطرد المركزي لفصل بزموت الصوديوم الزائد. وفي وجود المنغنيز 2+ يتحول المحلول إلى اللون الأرجواني نتيجة تكوين حمض المنغنيز الذي يعد من أقوى العوامل المؤكسدة.

1.5.6. أكسدة PbO 2 مع ثاني أكسيد الرصاص في وسط حمض النيتريك عند تسخينه:

2Mn(NO3) 2 + 5PbO2 + 6HNO3 → 2HMnO4 + 5Pb(NO3) 2 + 2H2O.

تنفيذ رد الفعل:خذ القليل من مسحوق PbO 2 وضعه في أنبوب اختبار، وأضف 4-5 قطرات من 6 M HNO 3 هناك، وقم بتسخينه مع التحريك. ظهور اللون الأرجواني يدل على وجود المنغنيز 2+.

1.5.7. من المهم في التحليل تفاعلات المنغنيز 2+ مع كربونات الفلزات القلوية، فوسفات هيدروجين الصوديوم، تفاعلات الأكسدة مع كبريتات الأمونيوم، أكسدة البنزيدين مع مركبات المنغنيز 4+، اختزال AgCl إلى الفضة المعدنية مع أيونات المنغنيز 2+.

88. عناصر المجموعة الثامنة ب. الخصائص النموذجية لأهم المركبات. الدور البيولوجي. ردود الفعل التحليلية لأيونات الحديد 3+ والحديد 2+.

مجموعة فرعية من الحديد- العناصر الكيميائية للمجموعة 8 من الجدول الدوري للعناصر الكيميائية (حسب التصنيف القديم - عناصر المجموعة الفرعية الثانوية للمجموعة الثامنة). تتضمن المجموعة حديدالحديد، الروثينيومرو و الأوسيميومنظام التشغيل. واستنادا إلى التكوين الإلكتروني للذرة، فإن العنصر المصطنع ينتمي أيضا إلى نفس المجموعة حاسي Hs، الذي تم اكتشافه عام 1984 في مركز أبحاث الأيونات الثقيلة (الألمانية). Gesellschaft für Schwerionenforschung، GSI)، دارمشتات، ألمانيا نتيجة قصف هدف من الرصاص (208 Pb) بشعاع من أيونات الحديد 58 من مسرع UNILAC. ونتيجة للتجربة، تم تصنيع 3265 نواة Hs، والتي تم تحديدها بشكل موثوق من خلال معلمات سلسلة اضمحلال ألفا. في وقت واحد وبشكل مستقل، تمت دراسة نفس التفاعل في JINR (دوبنا، روسيا)، حيث، بناءً على ملاحظة 3 أحداث لتحلل ألفا في نواة 253 Es، تم أيضًا استنتاج أنه في هذا التفاعل نواة 265 Hs، موضوع إلى α- الاضمحلال، تم تصنيعه. تحتوي جميع عناصر المجموعة 8 على 8 إلكترونات في مستويات التكافؤ الخاصة بها. ينتمي عنصران من المجموعة - الروثينيوم والأوسيميوم - إلى عائلة معدن البلاتين. كما هو الحال في المجموعات الأخرى، يظهر أعضاء عناصر المجموعة 8 أنماطًا من التكوين الإلكتروني، خاصة في أغلفةهم الخارجية، على الرغم من أنه من الغريب أن الروثينيوم لا يتبع هذا الاتجاه. ومع ذلك، فإن عناصر هذه المجموعة تظهر أيضًا أوجه تشابه في الخواص الفيزيائية والسلوك الكيميائي: نادرًا ما يوجد الحديد في الطبيعة في شكله النقي، وغالبًا ما يوجد في نيازك الحديد والنيكل. يبلغ معدل انتشار الحديد في القشرة الأرضية 4.65% (المركز الرابع بعد الأكسجين والسيليكون والألمنيوم). ويُعتقد أيضًا أن الحديد يشكل معظم لب الأرض.

مجموعة فرعية من المنغنيز- العناصر الكيميائية للمجموعة 7 من الجدول الدوري للعناصر الكيميائية (حسب التصنيف القديم عناصر المجموعة الفرعية الثانوية للمجموعة السابعة). تضم المجموعة معادن انتقالية المنغنيزمن، التكنيشيومح و الرينيوميكرر. واستنادا إلى التكوين الإلكتروني للذرة، ينتمي العنصر أيضا إلى نفس المجموعة بوريوم Bh، توليفها بشكل مصطنع.

كما هو الحال في المجموعات الأخرى، يُظهر أعضاء عائلة العناصر هذه أنماطًا من التكوين الإلكتروني، وخاصة الأغلفة الخارجية، مما يؤدي إلى تشابه في الخواص الفيزيائية والسلوك الكيميائي:

تحتوي عناصر المجموعة 7 على 7 إلكترونات تكافؤ. كلها معادن حرارية بيضاء فضية. في سلسلة Mn - Tc - Re، يتناقص النشاط الكيميائي. الموصلية الكهربائية للرينيوم أقل بحوالي 4 مرات من التنغستن. ويعتبر هذا المعدن مادة ممتازة لصناعة خيوط المصابيح الكهربائية، وهي أقوى وأكثر متانة من خيوط التنغستن التقليدية. في الهواء، يتم تغطية المنغنيز المعدني المضغوط بطبقة رقيقة من الأكسيد، مما يحميه من المزيد من الأكسدة حتى عند تسخينه. على العكس من ذلك، في حالة سحق ناعما، فإنه يتأكسد بسهولة تامة.

اثنان من العناصر الأربعة في المجموعة، التكنيشيوم والبوريوم، مشعان بنصف عمر قصير إلى حد ما، ولهذا السبب لا يوجدان في الطبيعة.

يعد المنغنيز أحد العناصر المشتركة، حيث يشكل 0.03% من إجمالي عدد الذرات الموجودة في القشرة الأرضية. تحتوي العديد من الصخور على كميات صغيرة من المنغنيز. وفي الوقت نفسه، هناك أيضًا تراكمات لمركبات الأكسجين الخاصة به، خاصة على شكل معدن البيرولوسيت MnO 2 . ويبلغ الإنتاج العالمي السنوي من خامات المنغنيز حوالي 5 ملايين طن.

يمكن الحصول على المنغنيز النقي عن طريق التحليل الكهربائي لمحاليل أملاحه. يتم استهلاك حوالي 90٪ من إجمالي إنتاج المنغنيز في صناعة السبائك المختلفة القائمة على الحديد. ولذلك، فإن سبائكها ذات النسبة العالية من الحديد - المنغنيز الحديدي (60-90٪ منغنيز) - عادة ما يتم صهرها مباشرة من الخامات، والتي يتم استخدامها بعد ذلك لإدخال المنغنيز في سبائك أخرى. يتم صهر المنغنيز الحديدي من خليط من خامات المنجنيز والحديد في الأفران الكهربائية، ويتم اختزال المنجنيز بالكربون وفقا للتفاعل:

لم يتم العثور على التكنيتيوم في القشرة الأرضية. تم الحصول على كميات صغيرة جدًا منه صناعيًا، وقد وجد أن خواصه الكيميائية أقرب بكثير إلى الرينيوم منها إلى المنغنيز. ومع ذلك، لم يتم بعد إجراء دراسة تفصيلية للعنصر ومركباته.

محتوى الرينيوم في القشرة الأرضية صغير جدًا (9·10−9%). هذا العنصر متناثر للغاية: فحتى معظم المعادن الغنية بالرينيوم (الموليبدينيت) تحتوي عليه بكميات لا تتجاوز عادة 0.002٪ بالوزن. لم يجد الرينيوم ومشتقاته أي استخدام واسع النطاق حتى الآن. ومع ذلك، في عام 2007، بلغ الإنتاج العالمي من الرينيوم حوالي 45 طنا. وهو أيضًا عنصر نشط كيميائيًا.

إلى السابع مجموعة النظام الدوري D.I. يتضمن مندلييف الفلور 9F والكلور 17Cl والبروم 35Br واليود 53I والأستاتين 85At (ليس له نظائر مستقرة). F، Cl، Br، وتسمى "الهالوجينات" (مترجمة من اليونانية - الأملاح). ويرجع هذا الاسم إلى خاصية تكوين الأملاح عند التفاعل المباشر مع المعادن.
التكوين الإلكتروني للطبقة الخارجية هو ns2nр5. يرجع التغير في الخواص الكيميائية في السلسلة F – Cl – Br – I – At إلى الزيادة المستمرة في أحجام مدارات التكافؤ ns- و n . مع زيادة العدد الذري لعنصر ما، تزداد كثافته، وتزداد درجات الغليان والانصهار، وتزداد قوة الأحماض المهلجنة، وتقل تفاعليتها.
الهالوجينات هي لافلزات نموذجية، وتحت تأثير عوامل الاختزال يتم تحويلها بسهولة إلى أيونات الهاليد G. وتتناقص ألفة الذرة للإلكترون أسفل المجموعة. تتفاعل الهالوجينات بقوة مع المعادن وتشكل مركبات أيونية مع معادن s. يضعف الطابع الأيوني للهاليدات إلى حد ما مع زيادة العدد الذري للعنصر ويكون نتيجة لانخفاض السالبية الكهربية. كلما كانت العناصر أكثر سالبية كهربية، تظهر الهالوجينات حالات أكسدة إيجابية.
تختلف خصائص الفلور بشكل ملحوظ عن خصائص الهالوجينات الأخرى. لا تحتوي على مدارات d شاغرة، وإلكترونات 2s22p5 محمية بشكل ضعيف من النواة، مما يؤدي إلى ارتفاع كثافة الإلكترونات وطاقة التأين والسالبية الكهربية. لذلك، بالنسبة للفلور فقط، تكون حالة الأكسدة -1.0، وبالنسبة للهالوجينات الأخرى 1 (أقصى ثبات للمركبات)، فمن الممكن أيضًا 0، +1، +3، +5، +7، +2، +4، +6 ). طاقة الارتباط في جزيء F2 منخفضة بشكل غير طبيعي، مما يجعلها شديدة التفاعل (يتفاعل الفلور مباشرة مع جميع العناصر باستثناء HE، Ne، Ar، مكونًا مركبات تكون فيها العناصر في أعلى حالات الأكسدة الممكنة). وتجدر الإشارة أيضًا إلى أن المحتوى الحراري لتكوين المركبات الأيونية والتساهمية مرتفع مقارنة بالهالوجينات الأخرى.
2.2 التواجد في الطبيعة

في القشرة الأرضية يبلغ محتوى الفلور 6 10-2٪ والكلور والبروم واليود على التوالي 2 10-2 ؛ 2 10-4؛ 4*10-5%. يوجد الفلور على شكل فلوريد (حوالي 30 معدنًا، أهمها CaF2 (الفلوريت أو الفلورسبار)، 3Ca3 (PO4)، 2CaF2 (فلوراباتيت)، Na3 - كريوليت). يشكل الكلور حوالي 70 من المعادن الخاصة به، وخاصة كلوريدات المعادن الخفيفة (الملح الصخري، هاليت كلوريد الصوديوم، سيلفيت بوكل، كارناليت بوكل MgCl2 · 6H2O، وما إلى ذلك). ويتركز الجزء الأكبر من الهالوجينات في مياه البحار والمحيطات. يوجد البروم واليود أيضًا في مياه الحفر والأعشاب البحرية (على سبيل المثال، في الأعشاب البحرية (عشب البحر)، يصل محتوى اليود إلى 0.45٪).
2.3 الخصائص الفيزيائية

في الحالات الغازية والسائلة والصلبة، الهالوجينات هي جزيئات G2 ثنائية الذرة. الفلور هو غاز أصفر فاتح ذو رائحة كريهة ونفاذة للغاية. الكلور غاز أصفر مخضر ذو رائحة نفاذة، والبروم سائل ثقيل بني محمر ذو رائحة نفاذة، واليود أسود اللون، بلورات معدنية لامعة (عند تسخينه يتحول إلى غاز أرجواني (تسامي) - الشكل 2.1. الانصهار وتزداد نقاط الغليان بشكل رتيب من الفلور إلى اليود مع زيادة الحجم الجزيئي وزيادة التفاعل بين الجزيئات.

أ
كان
الخامس
أ – الكلور. ب – البروم. ج – اليود
الشكل 2.1 - ظهور الكلور والبروم واليود

2.4 طرق الاستخراج

يتم الحصول على الفلور عن طريق التحليل الكهربائي لمذابات الفلورايد (بشكل رئيسي KHF2، والذي يسمح بإجراء التحليل الكهربائي عند 1000 درجة مئوية، بينما يذوب KF عند درجة حرارة 8570 درجة مئوية).
يعتمد الإنتاج الصناعي للكلور على التحليل الكهربائي للمحاليل المائية لكلوريد الصوديوم. في الظروف المختبرية يتم الحصول عليه عن طريق تفاعل حمض الهيدروكلوريك المركز مع العوامل المؤكسدة:
MnO2 + 4HCl → MnCl2 + Cl2 + 2H2O
2KMnO4 + 16HCl → 2MnCl2 + 2KCl + 5Cl2 + 8H2O
يتم الحصول على الكلور النقي بشكل خاص عن طريق التفاعل:
2AuCl3 → 2Au + 3Cl2
يتم الحصول على البروم صناعياً من مياه البحر، بعد أن تم التخلص سابقاً من NaСl: 2Br – + Cl2 → Br2 + 2Cl-
يتم نفخ البروم مع تيار من الهواء ويتم امتصاصه بواسطة برادة الحديد أو مواد أخرى، على سبيل المثال:
Na2CO3 + Br2 → NaBrO + NaBr + CO2
NaBrO + NaBr + H2SO4 → Br2 + Na2SO4 + H2O
في ظروف المختبر يتم الحصول على البروم عن طريق التفاعل:
2KBr + Cl2 → 2KCl + Br2
صناعياً، يتم استخراج اليود أيضاً من مياه البحر، ومياه آبار النفط، ورماد نباتات البحر:
2NaI + Cl2 → 2NaCl + I2
يتم الحصول على اليود في المختبر عن طريق التفاعل:
2NaI + MnO2 + 2H2SO4 → I2 + MnSO4 + Na2SO4 + 2H2O
يتم امتصاص اليود بالكربون المنشط أو استخلاصه بالمذيبات، ثم تنقيته بالتسامي.
2.5 الخواص الكيميائية لعناصر المجموعة السابعة أ

وفقا لخصائصها الكيميائية، الهالوجينات هي اللافلزات النشطة. نظرًا لانخفاض طاقة التفكك لجزيء الفلور، والسالبية الكهربية للذرة وطاقة التميؤ العالية للأيون، فإن الفلور هو عامل مؤكسد قوي (يؤكسد العناصر الأخرى إلى حالات أكسدة إيجابية أعلى)، ويتفاعل بقوة مع المواد البسيطة ذات باستثناء He و E و Ar. في السلسلة من الفلور إلى اليود، تنخفض خصائص الأكسدة، وتزداد خصائص الاختزال.

التفاعل مع الماء:
يتفاعل الفلور بقوة كبيرة مع الماء:
2F2 + 2H2O → 4HF + O2،
ويصاحب التفاعل تكوين الأوزون و ОF2.
عند ذوبان الكلور في الماء يحدث التفاعل:
H2O + Сl2 HOСl + HСl – في درجة حرارة الغرفة في محلول مشبع من Сl2 في الماء، يكون ما يقرب من 70٪ من الكلور على شكل جزيئات، في حين يتحول توازن اليود بالكامل تقريبًا إلى اليسار.
التفاعل مع المواد المعقدة:
يتفاعل الفلور مع القلويات لتكوين OF2:

عندما يؤثر الكلور على المحاليل القلوية الباردة، تتشكل أملاح حمض الهيبوكلوروس:
Сl2 + 2KOH → KOСl + KСl + H2O
هيبوكلوريت البوتاسيوم
عند تعرضها لمحلول قلوي ساخن (70-800 درجة مئوية)، تتشكل أملاح حمض البيركلوريك - الكلورات:
3Сl2 + 6KOH → KСlО3 + 5KСl + 3H2O
كلورات البوتاسيوم
يقوم اليود والبروم أيضًا بتكوين ثلاثي أوكسوهالوجينات بشكل تفضيلي عند التفاعل مع القلويات.
يتفاعل الكلور مع محلول الصودا:
2Na2CO3 + Cl2 + H2O → NaClO + NaCl + 2NaHCO3
"ماء جافيل"
يُظهر اليود إلى حد ما خصائص مميزة للمعادن. وبهذه الطريقة يمكنك الحصول على نترات اليود التي تتحلل عند درجات حرارة أقل من 0 درجة مئوية.
I2 + AgNO3 AgI + INO3؛ 3INO3 → I2 + I (NO3) 3
2.6 مركبات الهالوجين

هاليدات الهيدروجين
في ظل الظروف القياسية، تكون هاليدات الهيدروجين غازات عديمة اللون ذات رائحة نفاذة. مع زيادة كتلة وحجم الجزيئات، يزداد التفاعل بين الجزيئات، ونتيجة لذلك، تزداد نقاط الانصهار والغليان. يحتوي فلوريد الهيدروجين على نقاط انصهار عالية بشكل غير طبيعي (-83 درجة مئوية) ونقاط غليان (-19.5 درجة مئوية)، وهو ما يفسر بتكوين روابط هيدروجينية بين جزيئات HF.
بسبب قطبيتها العالية، تذوب هاليدات الهيدروجين جيدًا في الماء لتكوين أحماض، والتي تزداد قوتها في السلسلة HF-HCl-HBr-HE (بسبب زيادة نصف القطر). يزداد أيضًا نشاط الاختزال لأيونات الهاليد في السلسلة F- → SI- → Br- → I-. NO هو عامل اختزال قوي، يستخدم في التخليق العضوي. في الهواء، يتأكسد المحلول المائي لـ NO تدريجياً بواسطة الأكسجين الجوي:
4HI + O2 → 2I2 + 2H2O
يتصرف HBr بالمثل. لا يتفاعل حمض الهيدروفلوريك (HF) وحمض الهيدروكلوريك (HCl) مع حمض الكبريتيك المركز، ولكن يتأكسد به HBr و NO.
يتم الحصول على الكمية الرئيسية من حمض الهيدروكلوريك عن طريق الكلورة، وإزالة الكلور من المركبات العضوية، والانحلال الحراري (جدول عند تسخينه دون الوصول إلى الهواء) من نفايات الكلور العضوي - المنتجات الثانوية للعمليات المختلفة. وبالإضافة إلى ذلك، يتم الحصول على هاليدات الهيدروجين:
التوليف المباشر من العناصر: H2 + G2 2NG
يبدأ هذا التفاعل المتسلسل، والذي يشكل أيضًا أساس الإنتاج الصناعي لحمض الهيدروكلوريك، عن طريق الضوء والرطوبة والمواد الصلبة المسامية.
عن طريق إزاحة NG من أملاحها (طرق الاستخلاص المعملي):
CaF2 + H2SO4 → CaSO4 ↓ + 2HF؛
كلوريد الصوديوم + H2SO4 (ك) → NaHSO4 + حمض الهيدروكلوريك؛
NaHSO4 + كلوريد الصوديوم → Na2SO4 + حمض الهيدروكلوريك.
– لا يتم الحصول على أحماض HBr عن طريق التحلل المائي لهاليدات الفوسفور:
PE3 + 3H2O → H3PO3 + 3HE (E – Br أو I).
من مميزات HF ومحاليله المائية تدمير الكوارتز والزجاج:
SiO2 + 4HF → SiF4 + 2H2O
SiF4 + 2HF → H2
لذلك، يتم تخزين HF في عبوات بلاستيكية أو زجاجية، ولكن يتم تغليفها من الداخل بالشمع أو البارافين. نادر HF هو مذيب عالي التأين. يمتزج مع الماء بأي نسبة. في المحاليل المائية المخففة هناك توازن:
HF + H2O H3O + + F-;
F- + HF HF2-؛
من خلال تحييد HF، يمكن الحصول على ثنائي فلوريد البوتاسيوم (فلوريد هيدروجين البوتاسيوم):
2HF + كوه → KHF2 + H2O
KHF2 + كوه → 2KF + H2O
الفلوريدات (أملاح حمض الهيدروفلوريك) ضعيفة الذوبان في الماء (باستثناء NaF، KF، NH4F، AgF، SnF2)، وهي مقسمة، على غرار الأكاسيد، إلى حمضية (SiF4)، وقاعدية (NaF) ومذبذبة (AlF3). ). يمكنهم التفاعل مع بعضهم البعض:
2NaF + SiF4 → Na2
كف + SbF5 → ك
3KF + AlF3 → K3
الكلوريدات - أملاح حمض الهيدروكلوريك - تذوب في الماء، باستثناء AgCl، HgCl2، Hg2Cl2، PbCl2.
البروميدات واليوديدات - تذوب في الماء، باستثناء AgBr، AgI، PbI2، PbBr2.
مركبات الهالوجينات والأكسجين
تسمى مركبات الأكسجين الثنائية للفلور بالفلورايد (الفلور أكثر سالبية كهربية من الأكسجين). ثنائي فلوريد الأكسجين – ОF2، والذي يتكون من التفاعل:
2NaOH + 2F2 → 2NaF + OF2 + H2O
ОF2 – غاز أصفر فاتح، عامل مؤكسد قوي ومتفاعل:
2H2 + OF2 → H2O + 2HF.
تظهر الهالوجينات الأخرى في المركبات التي تحتوي على الأكسجين حالات أكسدة موجبة.
من بين الأكاسيد، H2O5 (أكسيد الهاليد الوحيد المستقر من الناحية الديناميكية الحرارية) هو مادة بلورية عديمة اللون. مؤكسد متوسط القوة، يستخدم للتقدير الكمي لثاني أكسيد الكربون:
I2O5 + 5CO → I2 + 5CO2
I2 + 2Na2S2O3 → 2NaI + Na2S4O6
يتم الحصول على مركبات الأكسجين والكلور بشكل غير مباشر. مستقرة نسبيا هي Cl2O، ClO2، Cl2O7:
Сl2O هو غاز أصفر داكن ذو رائحة نفاذة، سام، غير مستقر، ويمكن أن ينفجر. يتم الحصول على هذا الأكسيد عن طريق التفاعل: 2HgO + 2Cl2 → HgCl2 + Cl2O.
يتفاعل Cl2O مع الماء: Cl2O + H2O → 2HOCl أو 2HCl – حمض هيبوكلوروس. هذا الحمض غير مستقر ويوجد فقط في محلول مخفف.
يعتبر HOCl وأملاح الهيبوكلوريت من العوامل المؤكسدة القوية:
NaOCl + 2KI + H2SO4 → I2 + NaCl + K2SO4 + H2O
ClO2 هو غاز أصفر مخضر، ذو رائحة نفاذة، سام، يمكن أن ينفجر عند تسخينه، وهو مؤكسد نشط.
ClO2، أكسيد الهالوجين الوحيد الذي يتم إنتاجه على نطاق صناعي عن طريق التفاعلات:
КClO3 + H2SO4 → HClO3 + KHSO4
3HClO3 → 2ClO2 + HClO4 + H2O
في الماء، يكون ClO2 غير متناسب، كما هو الحال في المحاليل القلوية:
2СlO2 + H2O → HClO3 + HClO2
حمض البيركلوريك حمض الكلوريتيك
2ClO2 + 2KOH → KClO3 + KClO2 + H2O
Cl2O7 هو سائل زيتي ينفجر عند تسخينه إلى 120 درجة مئوية، ويتم الحصول عليه عن طريق التفاعل: 4HClO4 + P4O10 → 2Cl2O7 + 4HPO3.
يتفاعل Cl2O7 مع الماء: Cl2O7 + H2O → 2HClO4

الأحماض Hypohalogenated NPO معروفة فقط في المحاليل المائية المخففة. يتم الحصول عليها عن طريق تفاعل الهالوجين مع معلق أكسيد الزئبق:
2I2 + HgO + H2O → HgI2 + 2HOI.
هذه أحماض ضعيفة؛ في سلسلة HOCl → HOBr → HOI، تنخفض قوة الأحماض، بينما تزداد الخواص الأساسية. HOI هو بالفعل مركب مذبذب.
هيبوهالوجينيت هي مركبات غير مستقرة ذات خصائص مؤكسدة قوية، يتم الحصول عليها عن طريق تفاعل G2 مع محلول قلوي مبرد. هذه هي الطريقة التي يتم بها إنتاج مادة التبييض في الصناعة، وقد تم استخدامها على نطاق واسع منذ فترة طويلة كمطهر وعامل تبييض:

من بين الأحماض الأكسجينية للهالوجينات NGO2، لا يُعرف سوى حمض الكلوروس HClO2؛ في الحالة الحرة، يكون الحمض ذو قوة متوسطة (Kd = 10-2). ليس لها أهمية فنية. من الأهمية العملية NaClO2 - وهو عامل مؤكسد قوي يستخدم كعامل تبييض للأقمشة، ويتم تضمينه في مسحوق الغسيل بكمية صغيرة (حوالي 0.4٪). تم الحصول عليها عن طريق رد الفعل:
Na2O2 + 2ClO2 → O2 + 2NaClO2
تعتبر Oxoacids NGO3 أكثر استقرارًا من NGO. يوجد HClO3 وHBrO3 فقط في المحاليل التي لا يتجاوز تركيزها 50%، ويتم عزل HIO3 كمركب فردي.
في السلسلة HClO3 → HBrO3 → HIO3، تنخفض قوة الأحماض؛ فهي عوامل مؤكسدة أضعف من HOX.
يتم الحصول على حمض الهيدروكلوريك (HClO3) من خلال التفاعلات التالية:
6Ba (OH) 2 + 6Cl2 → 5BaCl2 + Ba (ClO3) 2 + 6H2O
با (ClO3) 2 + H2SO4 → BaSO4 ↓ + 2HClO3
يتم الحصول على HBrO3 عن طريق التفاعل:
Br2 + 5Cl2 + 6H2O → 2HBrO3 + 10HCl
يمكن الحصول على HIO3:
3I2 + 10HNO3 → 6HIO3 + 10NO + 2H2O
يتم الحصول على أملاح هذه الأحماض، وهي عوامل مؤكسدة قوية، عن طريق التفاعل:
3G2 + 6KON → KEO3 + 5ke + 3H2O
يستخدم KClO3 - ملح البرثوليت - على نطاق واسع في الصناعة - فهو يستخدم في صناعة أعواد الثقاب والألعاب النارية والمتفجرات.
الأحماض الأكسية NGO4
HClO4 سائل، يدخن في الهواء. يتم الحصول عليه أثناء التفاعل:
KClO4 + H2SO4 → HClO4 + KHSO4
يعتبر حمض الهيدروكلوريك اللامائي عامل مؤكسد قوي جدًا، وهو أحد أقوى الأحماض المستخدمة في التركيب غير العضوي والعضوي. الأملاح عبارة عن بيركلورات، معظمها قابل للذوبان في الماء، باستثناء KClO4، RbClO4، CsClO4، Mg (ClO4) 2 (الاسم الفني "Anhydron") - أحد أقوى المجففات.
حمض البروميك معروف فقط في المحاليل المائية.
حمض البريودات H5IO6 هو حمض ضعيف، شديد الذوبان في الماء، ويشكل أملاحًا متوسطة وحمضية. يتم الحصول على الحمض عن طريق التفاعل:
Ba5 (IO6) 2 + 5H2SO4 → 5BaSO4 + 2H5IO6.
يمكن الحصول على أملاح حمض البريودات:
KIO3 + Cl2 + 6KOH → K5IO6 + 2KCl + 3H2O
اتصالات الهالوجين
على عكس عناصر المجموعات الأخرى، تتفاعل الهالوجينات مع بعضها البعض لتكوين عدد كبير من الهالوجينات ذات الصيغة العامة XYn (n = 1, 3, 5.7) - الجدول 2.3، حيث Y هو هالوجين أخف وأكثر سالبية كهربية. يتم الحصول عليها عن طريق التفاعل المباشر للمواد البسيطة، بنسب مختلفة من الكواشف ودرجات الحرارة والضغوط.
تتحلل جميع الهاليدات الداخلية، باستثناء BrCl، تحت تأثير الماء. لديهم خصائص مؤكسدة قوية.
2.7 الاستخدام

تستخدم الهالوجينات ومركباتها على نطاق واسع في الصناعة والزراعة والحياة اليومية. من حيث حجم الإنتاج الصناعي، فإن المركز الأول بين الهالوجينات يحتل الكلور، والثاني - الفلور. المجالات الرئيسية لتطبيق الهالوجينات ومركباتها موضحة في الجدول 2.4
بالإضافة إلى ذلك، يتم استخدام مركبات الهالوجين القائمة على الأكسجين في الألعاب النارية. تستخدم مركبات الفلور لإنتاج الزجاج والمينا. HF – لنقش الزجاج. تُستخدم المركبات المحتوية على الكلور على نطاق واسع كعوامل حربية كيميائية (الفوسجين، وغاز الخردل، والكلوروبكرين، وما إلى ذلك). يستخدم AgBr في التصوير الفوتوغرافي، ويستخدم KBr في البصريات. ويستخدم اليود والبروم في مصابيح الهالوجين. يؤدي نشر الهباء الجوي AgI وPbI2 في السحب إلى هطول أمطار (اصطناعية) وهو وسيلة لمكافحة البرد. تُستخدم بعض مركبات اليود العضوي لإنتاج ليزر غازي عالي الطاقة.
2.8 الدور البيولوجي وعلم السموم

الفلور ومركباته شديدة السمية. F2 له تأثير مهيج عدة مرات أكثر من HF. عندما يصيب HF الجلد، فإنه يذيب البروتينات، ويتغلغل بعمق في الأنسجة، ويسبب تقرحات شديدة. الفلور الموجود في الفلوراباتيت هو جزء من مينا الأسنان، ونقصه يسبب التسوس، وفائضه يسبب زيادة هشاشة العظام.
ينتمي الكلور إلى مجموعة المواد الخانقة، ويسبب تهيجًا شديدًا للأغشية المخاطية، ويمكن أن يؤدي إلى الوذمة الرئوية. تؤدي التركيزات العالية إلى تثبيط منعكس لمركز الجهاز التنفسي. الكلور هو العنصر الحيوي الأكثر أهمية. تعد أيونات الكلوريد جزءًا من عصير المعدة وتشارك في العمليات المختلفة داخل الخلايا - حيث تحافظ على الضغط الأسموزي وتنظم استقلاب الماء والملح.
كما يؤدي بخار البروم إلى تهيج الأغشية المخاطية، والدوخة، وتراكيزه الأعلى تسبب تشنجات في الجهاز التنفسي وتلف العصب الشمي. عندما يلامس البروم السائل الجلد، تتشكل حروق وتقرحات مؤلمة للغاية ويصعب شفاءها. تنظم مركبات البروم عمليات إثارة وتثبيط الجهاز العصبي المركزي.
يؤدي استنشاق بخار اليود إلى تلف الكلى والجهاز القلبي الوعائي والجهاز التنفسي ومن الممكن حدوث وذمة رئوية. إذا لامس الغشاء المخاطي للعين يظهر ألم في العين واحمرار وتمزق. اليود هو جزء من هرمونات الغدة الدرقية (ثيروكسين، ثلاثي يودوثيرونين)، والتي تلعب دورًا مهمًا جدًا في عملية التمثيل الغذائي.

1. ما هي حالات الأكسدة التي تظهرها الهالوجينات في المركبات؟ ما هي ملامح حالات التكافؤ الفلور؟ لماذا تظهر المعادن حالات أكسدة أعلى في المركبات التي تحتوي على الفلور؟
2. تحليل التغيرات في خصائص سلسلة الهالوجين.
3. توضيح الطرق الصناعية والمخبرية لإنتاج الهالوجينات بالتفاعلات.
4. أعط وصفًا مقارنًا لخصائص الأكسدة والاختزال للهالوجينات باستخدام مثال التفاعلات المختلفة.
5. كيف تتغير الخواص الفيزيائية والكيميائية في السلسلة HF-HCl-HBr-NET؟
6. اكتب معادلات التفاعل لتفاعل الهالوجينات مع الماء والقلويات.
7. كيف تتغير قوة وخصائص الأكسدة والاختزال لأحماض الأكسجين الهالوجين؟ إعطاء أسباب إجابتك.
8. ما هي المركبات غير العضوية من الفلور والكلور والبروم واليود المستخدمة في الطب؟ ما هي الصناعات الأخرى التي تستخدم الهالوجينات ومركباتها على نطاق واسع؟
9. اكتب معادلات التفاعل التي يمكن استخدامها لإجراء التحويلات:
РbBr2 → HBr → Br2 → КBrO3 → НBrO3 → FeBr3؛
Cl2 → КClO3 → КClO4 → НClO4 → ClO2 → НClO3؛
Cl2 → حمض الهيدروكلوريك → بوكل → Cl2 → BaCl2 → حمض الهيدروكلوريك.
10. ما هو الدور البيولوجي الذي تلعبه الهالوجينات في جسم الإنسان؟

يشارك:

تفاعلات تحليلية خاصة لأيونات Mn2+

1.5.5. تتم الأكسدة مع بزموت الصوديوم NaBiO 3 وفقًا للمعادلة:

2Mn(NO3) 2 + 5NaBiO3 + 16HNO3 = 2HMnO4 + 5Bi(NO3) 3 + 5NaNO3 + 7H2O.

1.5.6. أكسدة PbO 2 مع ثاني أكسيد الرصاص في وسط حمض النيتريك عند تسخينه:

2Mn(NO3) 2 + 5PbO2 + 6HNO3 → 2HMnO4 + 5Pb(NO3) 2 + 2H2O.

الروثينيوم هو معدن البلاتين الوحيد الموجود في الكائنات الحية. (حسب بعض المصادر - البلاتين أيضًا). تتركز بشكل رئيسي في الأنسجة العضلية. يعد أكسيد الروثينيوم العالي سامًا للغاية، ولأنه عامل مؤكسد قوي، يمكن أن يسبب احتراق المواد القابلة للاشتعال.

ردود الفعل التحليلية

يشكل سداسي سيانوفيرات البوتاسيوم (III) K 3 مع كاتيون Fe 2+ راسبًا أزرقًا من "أزرق تيرنبول":

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

3Fe 2+ + 2Fe(CN) 6 3– → الحديد 3 2 ↓.

لا يذوب الراسب في الأحماض، ولكنه يتحلل مع القلويات لتكوين Fe(OH)2. إذا كان هناك فائض من الكاشف، يصبح الراسب أخضر. يتم التدخل في التفاعل بواسطة أيونات Fe 3+، التي تعطي الكاشف عند التركيزات العالية لونًا بنيًا للمحلول، وأيونات Mn 2+ وBi 3+، التي تعطي الكاشف رواسب ذات لون ضعيف، قابلة للذوبان في الأحماض. تنفيذ ردود الفعل.ضع 1-2 قطرات من محلول FeSO 4 في أنبوب اختبار وأضف قطرة واحدة من الكاشف. قسّم الراسب الناتج إلى جزأين، أضف 1-2 قطرات من محلول 2 مولار HC1 إلى الجزء الأول، و1-2 قطرة من محلول قلوي 2 مولار إلى الجزء الثاني. تكون ظروف التفاعل مع المحاليل المخففة في بيئة حمضية، الرقم الهيدروجيني = 3.

1.5.2.> أكسدة الحديد 2+ إلى الحديد 3+. يعتبر أيون Fe 2+ عامل اختزال قوي إلى حد ما ويمكن أكسدته تحت تأثير عدد من العوامل المؤكسدة، على سبيل المثال، H 2 O 2، KMnO 4، K 2 Cr 2 O 7 في بيئة حمضية، إلخ.

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

عند إجراء تحليل منهجي، يجب اكتشاف Fe 2+ في الاختبارات الأولية، لأنه في عملية فصل المجموعة، يمكن أكسدة Fe 2+ إلى Fe 3+.

تفاعلات تحليلية خاصة لأيونات Fe 3+

1.5.3. يشكل سداسي سيانوفيرات البوتاسيوم (II) K 4 مع كاتيونات Fe 3+ راسبًا أزرق داكنًا من "الأزرق البروسي":

4Fe 3+ + 3Fe(CN) 6 4– → الحديد 4 3 ↓.

يكون الراسب غير قابل للذوبان عمليا في الأحماض، ولكنه يتحلل بواسطة القلويات لتكوين Fe(OH) 3 . في فائض الكاشف، يذوب الراسب بشكل ملحوظ. تنفيذ رد الفعل.أضف قطرة واحدة من الكاشف إلى 1-2 قطرات من محلول FeCl 3. قسّم الراسب الناتج إلى قسمين. أضف 2-3 قطرات من محلول 2 مولار HC1 إلى جزء واحد، و1-2 قطرات من محلول 2 مولار NaOH إلى الجزء الآخر، واخلط.

1.5.4. يشكل ثيوسيانات البوتاسيوم (الرودانيد) KNCS مع أيونات الحديد 3+ مركبًا أحمر اللون. اعتمادًا على تركيز الثيوسيانات، يمكن أن تتشكل مجمعات ذات تركيبات مختلفة:

الحديد 3+ + إن سي إس - ↔ الحديد (إن سي إس) 2+،

الحديد 3+ + 2NCS - ↔ الحديد (NCS) 2+،

إلخ. إلى Fe 3+ + 6NCS – ↔ Fe(NCS) 6 3– ,

التفاعل قابل للعكس، لذلك يتم أخذ الكاشف بكميات زائدة. يتم التدخل في التحديد بواسطة الأيونات التي تشكل مجمعات مستقرة مع Fe 3+، على سبيل المثال، أيونات الفلورايد وأملاح أحماض الفوسفوريك والأكساليك والستريك.

89. عناصر المجموعة الأولى ب. الخصائص النموذجية لأهم المركبات، الدور البيولوجي. تأثير مبيد للجراثيم لأيونات Ag + و Cu 2+. التفاعلات التحليلية لأيونات الفضة والنحاس.

n = 4 Cu ns1(n-1)d10، المستوى الخارجي - 1 ē،

قبل خارجي - 18 ē

n = 5 Ag غير مقترن ē - واحد(الفشل، الانزلاق)، ولكن

n = 6 Au 18 - طبقة إلكترونية مستقرة في المجموعة الفرعية

الزنك، لم يستقر بشكل كامل هنا و

قادرة على خسارة ē، لذا فإن COs ممكنة

فقط العناصر d من مجموعة IB تشكل مركبات يتجاوز فيها ثاني أكسيد الكربون المجموعة N، وتكون أكثر استقرارًا بالنسبة لـ Cu2+ وAg+ وAu+3

من الخصائص المميزة لأيونات النحاس ذات الشحنة المضاعفة قدرتها على الاتحاد مع جزيئات الأمونيا لتكوين أيونات معقدة، ويعتبر النحاس أحد العناصر النزرة. حصل Fe، Cu، Mn، Mo، B، Zn، Co على هذا الاسم نظرًا لحقيقة أن كميات صغيرة منها ضرورية للأداء الطبيعي للنباتات. تزيد العناصر الدقيقة من نشاط الإنزيمات وتعزز تخليق السكر والنشا والبروتينات والأحماض النووية والفيتامينات والإنزيمات. الفضة معدن منخفض النشاط. في الجو لا يتأكسد سواء في درجات حرارة الغرفة أو عند تسخينه. إن اسوداد الأجسام الفضية الذي يتم ملاحظته غالبًا هو نتيجة لتكوين كبريتيد الفضة الأسود - AgS 2 - على سطحها. ويحدث ذلك تحت تأثير كبريتيد الهيدروجين الموجود في الهواء، وكذلك عندما تتلامس الأجسام الفضية مع المنتجات الغذائية التي تحتوي على مركبات الكبريت.4Ag + 2H 2 S + O 2 -> 2Ag 2 S + 2H 2 OV في نطاق الجهد وتقع الفضة في مكان أبعد بكثير من الهيدروجين. ولذلك فإن حمض الهيدروكلوريك والكبريتيك المخفف ليس له أي تأثير عليه. تذوب الفضة عادة في حمض النيتريك الذي يتفاعل معه وفق المعادلة: Ag + 2HNO 3 -> AgNO 3 + NO 2 + H 2 O تشكل الفضة سلسلة واحدة من الأملاح تحتوي محاليلها على كاتيونات Ag + عديمة اللون. تعمل على محاليل أملاح الفضة، فمن الممكن توقع الحصول على AgOH، ولكن بدلاً من ذلك يترسب راسب بني من أكسيد الفضة (I): 2AgNO 3 + 2NaOH -> Ag 2 O + 2NaNO 3 + H 2 O بالإضافة إلى الفضة (I) ) أكسيد، ومن المعروف أن أكاسيد AgO و Ag 2 O 3. نترات الفضة (اللازورد ) - AgNO 3 - تشكل بلورات شفافة عديمة اللون، شديدة الذوبان في الماء. يتم استخدامه في إنتاج المواد الفوتوغرافية، وفي صناعة المرايا، وفي الطلاء الكهربائي، وفي الطب. مثل النحاس، تميل الفضة إلى تكوين مركبات معقدة. العديد من مركبات الفضة غير القابلة للذوبان في الماء (على سبيل المثال: أكسيد الفضة (I) - Ag 2 O وكلوريد الفضة - Ag Cl) يذوب بسهولة في محلول مائي من الأمونيا. تستخدم مركبات السيانيد الفضية المعقدة في الفضة الجلفانية، حيث أنه أثناء التحليل الكهربائي لمحاليل هذه الأملاح تترسب طبقة كثيفة من الفضة البلورية الدقيقة على سطح المنتجات: يتم تقليل جميع مركبات الفضة بسهولة مع إطلاق الفضة المعدنية. إذا تمت إضافة القليل من الجلوكوز أو الفورمالين كعامل اختزال إلى محلول الأمونيا من أكسيد الفضة (I) في وعاء زجاجي، فسيتم إطلاق الفضة المعدنية على شكل طبقة مرآة لامعة كثيفة على سطح الزجاج. تعمل أيونات الفضة على قمع تطور البكتيريا، وحتى في تركيزات منخفضة جدًا، تعمل على تعقيم مياه الشرب. في الطب، لتطهير الأغشية المخاطية، يتم استخدام المحاليل الغروية من الفضة المستقرة مع إضافات خاصة (بروتارجول، كولجول، إلخ.) الفضة (جنبًا إلى جنب مع المعادن الثقيلة الأخرى مثل النحاس والقصدير والزئبق) قادرة على ممارسة مبيد للجراثيم. تأثير في تركيزات صغيرة (ما يسمى بتأثير قليل الديناميكي) . لوحظ تأثير مبيد للجراثيم واضح (القدرة على قتل بعض البكتيريا بشكل موثوق) عند تركيزات أيونات الفضة أعلى من 0.15 ملغم / لتر. في كمية 0.05 - 0.1 ملغم / لتر، يكون لأيونات الفضة تأثير جراثيم فقط (القدرة على منع نمو وتكاثر البكتيريا).على الرغم من أن معدل تطهير الفضة ليس مرتفعًا مثل الأوزون أو الأشعة فوق البنفسجية، إلا أن أيونات الفضة يمكن أن تبقى في الماء لفترة طويلة، مما يوفر تطهيرًا طويل الأمد.آلية عمل الفضة ليست مفهومة بالكامل بعد. يعتقد العلماء أن تأثير التطهير يتم ملاحظته عندما تشكل أيونات الفضة والنحاس المشحونة إيجابياً روابط كهروستاتيكية مع السطح المشحون سالبًا لخلايا الكائنات الحية الدقيقة. تخلق هذه الروابط الكهروستاتيكية توترًا يمكن أن يضعف نفاذية الخلايا ويقلل من تغلغل الكميات الحيوية من العناصر الغذائية فيها. تتغلغل أيونات الفضة والنحاس داخل الخلايا وتتفاعل مع الأحماض الأمينية التي تشكل جزءًا من البروتينات وتستخدم في عملية التمثيل الضوئي. ونتيجة لذلك، تتعطل عملية تحويل الإشعاع الشمسي إلى غذاء وطاقة للكائنات الحية الدقيقة، مما يؤدي إلى موتها. ونتيجة للدراسات العديدة، تم إثبات التأثير الفعال لأيونات الفضة للجراثيم على معظم الكائنات الحية الدقيقة المسببة للأمراض، وكذلك الفيروسات. تم تأكيد. ومع ذلك، فإن أصناف الكائنات الحية الدقيقة المكونة للأبواغ غير حساسة عمليًا للفضة، ويمكن إجراء إثراء الماء بأيونات الفضة بعدة طرق: الاتصال المباشر بالماء مع سطح الفضة، ومعالجة الماء بمحلول أملاح الفضة والتحليل الكهربائي. طريقة.

رد فعل نوعي لأيونات النحاس
يتشكل هيكسسيانوفيرات البوتاسيوم (2) K 4 بمحلول ملح النحاس راسبًا بنيًا أحمر من Cu 2، غير قابل للذوبان في الأحماض المخففة، ولكنه قابل للذوبان في محلول الأمونيا.
Cu 2+ + 4+ ® Cu 2 ¯إلى 3 قطرات من محلول CuSO 4 أضف قطرتين من محلول ملح K 4. مراقبة تشكيل راسب أحمر. قم بالطرد المركزي للراسب وأضف 3-5 قطرات من محلول الأمونيا إليه.

تفاعلات للكشف عن أيونات النحاس Cu2+

عمل كاشف المجموعة H2S. يشكل كبريتيد الهيدروجين راسبًا أسود من كبريتيد النحاس (II) في المحاليل المحمضة لأملاح النحاس: CuS: CuSO4 + H2S = CuS + H2SO4،Cu2+ + H2S = CuS + 2H+.

عمل هيدروكسيد الأمونيوم NH4OH. هيدروكسيد الأمونيوم NH4OH، عند تناوله بكميات زائدة، يشكل مع أملاح النحاس كاتيونًا معقدًا من النحاس رباعي الأمين (II) ذو اللون الأزرق المكثف:

CuSO4 + 4NH4OH = SO4 + 4H2O،

Cu2+ + 4NH4OH = + + 4H2O.

تفاعلات الكشف عن أيون الفضة Ag+

عمل كاشف المجموعة HC1. يتشكل حمض الهيدروكلوريك، مع محاليل أملاح Ag+، راسباً أبيض من كلوريد الفضة AgCl، وهو غير قابل للذوبان عملياً في الماء:

Ag+ + Cl- = AgCl.

الكشف عن الكاتيون الفضة. يشكل حمض الهيدروكلوريك ومحاليل أملاحه (أي أيونات كلوريد الكلور)، مع محاليل أملاح Ag+، راسبًا أبيض غير قابل للذوبان في الماء عمليًا من كلوريد الفضة AgCl، والذي يذوب جيدًا في فائض محلول NH4OH؛ في هذه الحالة، يتم تشكيل ملح الفضة المعقد القابل للذوبان في الماء، كلوريد الفضة ثنائي الأمين. مع الإجراء اللاحق لحمض النيتريك، يتم تدمير الأيون المعقد ويترسب كلوريد الفضة مرة أخرى (تُستخدم خصائص أملاح الفضة للكشف عنه):

AgNO3 + حمض الهيدروكلوريك = AgCl + HNO3،

AgCl + 2NH4OH = Cl + 2H2O،

Cl + 2HNO3 = AgCl + 2NH4NO3.

90. عناصر المجموعة الثانية ب. الخصائص النموذجية لأهم المركبات، الدور البيولوجي. الطبيعة المعقدة للإنزيمات المحتوية على النحاس والزنك. التفاعلات التحليلية لأيونات Zn2+.

الإنزيمات هي محفزات البروتين الطبيعية. تحتوي بعض الإنزيمات على تركيبة بروتينية بحتة ولا تتطلب أي مواد أخرى لإظهار نشاطها. إلا أن هناك مجموعة كبيرة من الإنزيمات التي لا يظهر نشاطها إلا في وجود مركبات معينة غير بروتينية. وتسمى هذه المركبات العوامل المساعدة. يمكن أن تكون العوامل المساعدة، على سبيل المثال، أيونات معدنية أو مركبات عضوية ذات بنية معقدة - وتسمى عادة الإنزيمات المساعدة. لقد ثبت أنه من أجل الأداء الطبيعي للإنزيم، يلزم أحيانًا وجود كل من الإنزيم المساعد وأيون المعدن، مما يشكل مركبًا ثلاثيًا مع جزيء الركيزة. وهكذا فإن المعادن جزء من الآلات البيولوجية باعتبارها جزءا لا يمكن الاستغناء عنه. تحتاج أيونات المغنيسيوم للعمل على نقل بقايا حمض الفوسفوريك، كما تحتاج أيونات البوتاسيوم لنفس الأغراض؛ يتطلب التحلل المائي للبروتينات أيونات الزنك، وما إلى ذلك، وفيما يلي سندرس هذه المشكلات بالتفصيل، حيث تعمل الإنزيمات، كقاعدة عامة، على تسريع نفس النوع من التفاعلات، ويعمل عدد قليل منها فقط على تفاعل واحد محدد ومفرد. وتشمل هذه الإنزيمات ذات الخصوصية المطلقة، على وجه الخصوص، اليورياز الذي يفكك اليوريا. معظم الإنزيمات ليست صارمة في اختيار الركيزة. إن نفس الهيدرولاز، على سبيل المثال، قادر على تحفيز التحلل المائي للعديد من الإسترات المختلفة. ومع تعمق الجانب الكيميائي للبحوث البيولوجية وتحول الكيميائيين على نحو متزايد إلى مساعدين ومتعاونين لعلماء الأحياء، زاد عدد الإنزيمات المكتشفة حديثا بشكل مضطرد. وسرعان ما كان لا بد من حسابهم ليس بالعشرات، بل بالمئات. أدى هذا التوسع في نطاق المحفزات البيولوجية إلى ظهور بعض الصعوبات في تصنيف وتسمية الإنزيمات، ففي السابق كانت تسمية الإنزيمات حسب الركيزة التي تعمل عليها، مع إضافة النهاية "aza". لذلك، إذا كان الإنزيم يعمل على سكر المالتوز، فإنه يطلق عليه "المالتاز"، إذا كان على اللاكتوز - "اللاكتاز"، وما إلى ذلك. حاليًا، تم اعتماد تسمية يعكس فيها الاسم أيضًا الوظيفة الكيميائية للإنزيم. جسيم "aza" محجوز للإنزيمات البسيطة. إذا كان التفاعل يحتوي على مجموعة معقدة من الإنزيمات، يتم استخدام مصطلح "النظام".

تنقسم الإنزيمات إلى ستة فئات:

مختزلات الأكسدة. هذه هي الإنزيمات التي تحفز تفاعلات الأكسدة والاختزال. تشمل أمثلة الأكسدة المؤكسدة إنزيم هيدروجين البيروفات، الذي يزيل الهيدروجين من حمض البيروفيك، والكاتلاز، الذي يفكك بيروكسيد الهيدروجين، وما إلى ذلك.