9 F 1s 2 2s 2 2p 5

17 Cl 3s 2 3p 5

35 Br 3d 10 4s 2 4p 5

53 I 4d 10 5s 2 5p 5

85 4f 14 5d 10 6s 2 6p 5-də

VII qrupun əsas alt qrupunun 5 elementinin ümumi qrup adı "halogenlər" (Hal) var, bu da "duz istehsal edən" deməkdir.

Halojenlərin alt qrupuna flüor, xlor, brom, yod və astatin daxildir (astatin radioaktiv elementdir, az öyrənilmişdir). Bunlar D.I-nin dövri sisteminin qrupunun p-elementləridir. Mendeleyev. Xarici enerji səviyyəsində onların atomlarında 7 elektron ns 2 np 5 var. Bu, onların xassələrinin ümumiliyini izah edir.

Halojen altqrupunun elementlərinin xassələri

Onlar asanlıqla -1 oksidləşmə vəziyyətini nümayiş etdirərək hər birinə bir elektron əlavə edirlər. Halojenlər hidrogen və metallarla birləşmələrdə belə oksidləşmə dərəcəsinə malikdirlər.

Bununla belə, halogen atomları, flüordan əlavə, müsbət oksidləşmə vəziyyətlərini də nümayiş etdirə bilər: +1, +3, +5, +7. Oksidləşmə vəziyyətlərinin mümkün dəyərləri flüor atomları üçün diaqramla göstərilə bilən elektron quruluşla izah olunur.

Ən elektronmənfi element olan flüor 2p alt səviyyəyə yalnız bir elektron qəbul edə bilər. Onun bir qoşalaşmamış elektronu var, ona görə də flüor yalnız monovalent ola bilər və oksidləşmə vəziyyəti həmişə -1-dir.

Xlor atomunun elektron quruluşu diaqramla ifadə edilir:

Xlor atomunun 3p alt səviyyəsində bir qoşalaşmamış elektronu var və xlorun normal (həyəcanlanmamış) vəziyyəti monovalentdir. Lakin xlor üçüncü dövrdə olduğu üçün onun 10 elektronu yerləşdirə bilən 3-cü alt səviyyənin daha beş orbitalı var.

Xlor atomunun həyəcanlı vəziyyətində elektronlar 3p və 3s alt səviyyələrindən 3d alt səviyyələrinə keçirlər (diaqramda oxlarla göstərilmişdir). Eyni orbitalda yerləşən elektronların ayrılması (qoşalaşması) valentliyi iki vahid artırır. Aydındır ki, xlor və onun analoqları (flüor istisna olmaqla) yalnız tək dəyişən valentlik 1, 3, 5, 7 və müvafiq müsbət oksidləşmə vəziyyətlərini nümayiş etdirə bilər. Flüorun sərbəst orbitalları yoxdur, yəni kimyəvi reaksiyalar zamanı atomda qoşalaşmış elektronların ayrılması olmur. Buna görə də, halogenlərin xüsusiyyətlərini nəzərdən keçirərkən, həmişə flüor və birləşmələrin xüsusiyyətlərini nəzərə almaq lazımdır.

Halojenlərin hidrogen birləşmələrinin sulu məhlulları turşulardır: HF - hidrofluorik (flüorik), HCl - hidroklorik (xlorid), HBr - hidrobromik, HI - hidroiyodik.

Xarici elektron təbəqənin eyni quruluşu (ns 2 np 5) elementlərin böyük oxşarlığını müəyyən edir.

Sadə maddələr - qeyri-metallar F 2 (qaz), Cl 2 (qaz), Br 2 (l), l 2 (bərk).

Kovalent bağlar əmələ gətirərkən halogenlər ən çox həyəcanlanmamış atomda mövcud olan, B = I nümayiş etdirən bir qoşalaşmamış p-elektrondan istifadə edirlər.

CI, Br, I atomlarının valentlik halları.

Daha çox elektronmənfi elementlərin atomları ilə bağlar yaradaraq, xlor, brom və yod atomları əsas valentlik vəziyyətindən həyəcanlı vəziyyətə keçə bilər ki, bu da elektronların d-alt səviyyənin boş orbitallarına keçidi ilə müşayiət olunur. Bu vəziyyətdə qoşalaşmamış elektronların sayı artır, bunun nəticəsində CI, Br, I atomları daha çox sayda kovalent bağ yarada bilər:

F və digər halogenlər arasındakı fərq

F atomunda valent elektronlar yalnız s- və p-alt səviyyələri olan 2-ci enerji səviyyəsindədir. Bu, F atomlarının həyəcanlanmış vəziyyətlərə keçməsini istisna edir, buna görə də bütün birləşmələrdə flüor I-ə bərabər sabit B nümayiş etdirir. Bundan əlavə, flüor ən elektronmənfi elementdir, bunun nəticəsində də sabit c var. O. -1.

Ən əhəmiyyətli halogen birləşmələri

I. Hidrogen halogenidləri HHal.

II Metal halidləri (hidrohalik turşuların duzları) ən çox sayda və sabit halogen birləşmələrdir.

III. Organohalogen birləşmələr

IV. Oksigen tərkibli maddələr:

6 oksidin mövcudluğu etibarlı hesab edilə bilən qeyri-sabit oksidlər (Cl 2 O, ClO 2, Cl 2 O 7, Br 2 O, BrO 2, I 2 O 5);

Qeyri-sabit oksoturşular, onlardan yalnız 3 turşusu fərdi maddələr kimi təcrid olunur (HClO 4, HlO 3, HlO 4);

Oksoturşuların duzları, əsasən xloritlər, xloratlar və perkloratlar.

Dövri cədvəlin VII qrupuna daxil olan elementlər iki alt qrupa bölünür: əsas - halogen altqrupu - və ikinci dərəcəli - manqan altqrupu. Hidrogen də bu qrupa yerləşdirilir, baxmayaraq ki, onun atomu xarici, valentlik səviyyəsində tək elektrona malikdir və I qrupa yerləşdirilməlidir. Bununla belə, hidrogenin həm əsas altqrupun elementləri - qələvi metallar, həm də ikinci dərəcəli alt qrupun elementləri - mis, gümüş və qızıl ilə çox az ümumiliyi var. Eyni zamanda, halogenlər kimi, aktiv metallarla reaksiyalarda elektron əlavə edir və halidlərlə bəzi oxşarlıqlara malik hidridlər əmələ gətirir.

Halojenlərin alt qrupuna flüor, xlor, brom, yod və astatin daxildir. İlk dörd element təbiətdə olur, sonuncusu süni yolla əldə edilir və buna görə də digər halogenlərdən çox az öyrənilmişdir. Halojen sözü duz əmələ gətirən deməkdir. Yarımqrupun elementləri bir çox metallarla asanlıqla reaksiyaya girərək duzlar əmələ gətirdiklərinə görə bu adı almışdır.Bütün halogenlər xarici elektron qabığın strukturuna malikdir s 2 p 5. Buna görə də, onlar asanlıqla sabit bir nəcib qaz elektron qabığını meydana gətirərək bir elektron qəbul edirlər (s 2 p 6). Flüor alt qrupda ən kiçik atom radiusuna malikdir, qalanları üçün F seriyasında artır.< 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 .

Qeyri-metalların xarakterik xüsusiyyəti onların atomlarının xarici enerji səviyyəsində daha çox (metallarla müqayisədə) elektron sayıdır. Bu, onların əlavə elektronlar əlavə etmək və metallara nisbətən daha yüksək oksidləşdirici fəaliyyət göstərmək qabiliyyətini müəyyənləşdirir. Xüsusilə güclü oksidləşdirici xüsusiyyətlər, yəni elektron əlavə etmək qabiliyyəti VI-VII qruplarının 2-ci və 3-cü dövrlərində yerləşən qeyri-metallar tərəfindən nümayiş etdirilir. Flüor, xlor və digər halogenlərin atomlarında orbitallarda elektronların düzülməsini müqayisə etsək, onda onların fərqli xüsusiyyətlərini mühakimə edə bilərik. Flüor atomunun sərbəst orbitalları yoxdur. Buna görə də, flüor atomları yalnız valentlik I və oksidləşmə vəziyyəti 1 nümayiş etdirə bilər. Ən güclü oksidləşdirici maddə flüordur. Digər halogenlərin atomlarında, məsələn, xlor atomunda eyni enerji səviyyəsində sərbəst d-orbitallar var. Bunun sayəsində elektron cütləşməsi üç fərqli şəkildə baş verə bilər. Birinci halda, xlor +3 oksidləşmə vəziyyətini nümayiş etdirə və duzlara - xloritlərə, məsələn, kalium xlorit KClO2-yə uyğun olan xlor turşusu HClO2 əmələ gətirə bilər. İkinci halda, xlor xlorun oksidləşmə vəziyyətinin +5 olduğu birləşmələr yarada bilər. Belə birləşmələrə hipoklor turşusu HClO3 və onun duzları - xloratlar, məsələn, kalium xlorat KClO3 (Berthollet duzu) daxildir. Üçüncü halda, xlor +7 oksidləşmə vəziyyətini nümayiş etdirir, məsələn, perklor turşusu HClO4 və onun duzları, perkloratlar (kalium perklorat KClO4-də).

Mn 2+ ionlarının xüsusi analitik reaksiyaları

1.5.5. Natrium bismutat NaBiO 3 ilə oksidləşmə tənliyə uyğun olaraq gedir:

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

Reaksiya soyuqda baş verir. Reaksiyanın icrası: 1-2 damcı manqan duzu məhluluna 3-4 damcı 6 M HNO 3 məhlulu və 5-6 damcı H 2 O əlavə edin, bundan sonra spatula ilə bir az NaBiO 3 tozu əlavə edin. Sınaq borusunun içindəkiləri qarışdırdıqdan sonra onu 1-2 dəqiqə saxlayın, sonra artıq natrium vismutatı ayırmaq üçün sentrifuqa edin. Mn 2+ olduqda, ən güclü oksidləşdirici maddələrdən biri olan manqan turşusunun əmələ gəlməsi nəticəsində məhlul bənövşəyi rəngə çevrilir.

1.5.6. Qızdırıldıqda azot turşusu mühitində PbO 2-nin qurğuşun dioksidi ilə oksidləşməsi:

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

Reaksiyanın icrası: Bir az PbO 2 tozunu götürüb sınaq borusuna qoyun, ora 4-5 damcı 6 M HNO 3 əlavə edin və qarışdıraraq qızdırın. Bənövşəyi rəngin görünüşü Mn 2+ varlığını göstərir.

1.5.7. Təhlildə Mn 2+-nın qələvi metal karbonatları, natrium hidrogen fosfat ilə reaksiyaları, ammonium persulfat ilə oksidləşmə reaksiyaları, benzidinin Mn 4+ birləşmələri ilə oksidləşməsi, AgCl-nin Mn 2+ ionları ilə metal gümüşə çevrilməsi mühüm əhəmiyyət kəsb edir.

88. VIII B qrupunun elementləri. Ən vacib birləşmələrin tipik xüsusiyyətləri. Bioloji rol. Fe 3+ və Fe 2+ ionlarına analitik reaksiyalar.

Dəmir alt qrupu- kimyəvi elementlərin dövri cədvəlinin 8-ci qrupunun kimyəvi elementləri (köhnəlmiş təsnifata görə - VIII qrupun ikinci dərəcəli alt qrupunun elementləri). Qrupa daxildir dəmir Fe, rutenium Ru və osmium Os. Atomun elektron konfiqurasiyasına əsasən süni şəkildə sintez edilmiş element də eyni qrupa aiddir. Hassiy 1984-cü ildə Ağır İon Tədqiqat Mərkəzində (Almaniya) aşkar edilmiş Hs. Gesellschaft für Schwerionenforschung, GSI), Darmstadt, Almaniya, UNILAC sürətləndiricisindən dəmir-58 ionları şüası ilə qurğuşun (208 Pb) hədəfinin bombardmanı nəticəsində. Təcrübə nəticəsində α-parçalanma zəncirinin parametrləri ilə etibarlı şəkildə müəyyən edilmiş 3 265 Hs nüvəsi sintez edilmişdir. Eyni zamanda və müstəqil olaraq, eyni reaksiya JINR-də (Dubna, Rusiya) tədqiq edildi, burada 253 Es nüvəsinin α-parçalanmasının 3 hadisəsinin müşahidəsi əsasında, həmçinin belə bir nəticəyə gəldi ki, bu reaksiyada 265 Hs nüvəsi, subyekt. α-parçalanmaya, sintez edilmişdir. Bütün 8-ci qrup elementləri valent qabıqlarında 8 elektrondan ibarətdir. Qrupun iki elementi - rutenium və osmium - platin metal ailəsinə aiddir. Digər qruplarda olduğu kimi, 8-ci qrupun elementləri də elektron konfiqurasiya nümunələrini nümayiş etdirirlər, xüsusən də xarici qabıqlarında, baxmayaraq ki, qəribə də olsa, rutenium bu tendensiyaya əməl etmir. Bununla belə, bu qrupun elementləri fiziki xassələri və kimyəvi davranışları ilə də oxşarlıqlar göstərir: Dəmir nadir hallarda təbiətdə təmiz formada olur, ən çox dəmir-nikel meteoritlərində olur. Yer qabığında dəmirin yayılması 4,65% təşkil edir (oksigen, silisium və alüminiumdan sonra 4-cü yer). Dəmirin də yerin nüvəsinin böyük hissəsini təşkil etdiyinə inanılır.

Manqan alt qrupu- kimyəvi elementlərin dövri cədvəlinin 7-ci qrupunun kimyəvi elementləri (köhnəlmiş təsnifata görə, VII qrupun ikinci dərəcəli alt qrupunun elementləri). Qrupa keçid metalları daxildir manqan Mn, texnetium Tc və renium Re. Atomun elektron konfiqurasiyasına əsasən, element də eyni qrupa aiddir bohrium Bh, süni şəkildə sintez edilmişdir.

Digər qruplarda olduğu kimi, bu elementlər ailəsinin üzvləri elektron konfiqurasiya nümunələri, xüsusən də xarici qabıqlar nümayiş etdirir, nəticədə fiziki xassələri və kimyəvi davranışları oxşardır:

7-ci qrup elementləri 7 valent elektrona malikdir. Hamısı gümüşü-ağ odadavamlı metallardır. Mn - Tc - Re seriyasında kimyəvi aktivlik azalır. Reniumun elektrik keçiriciliyi volframdan təxminən 4 dəfə azdır. Bu metal adi volfram filamentlərindən daha güclü və davamlı olan elektrik lampası filamentlərinin istehsalı üçün əla materialdır. Havada kompakt metal manqan nazik bir oksid təbəqəsi ilə örtülmüşdür ki, bu da onu qızdırdıqda belə daha oksidləşmədən qoruyur. Əksinə, incə əzilmiş vəziyyətdə olduqca asanlıqla oksidləşir.

Qrupun dörd üzvündən ikisi, texnetium və bohrium, kifayət qədər qısa yarımparçalanma dövrü ilə radioaktivdir, buna görə də təbiətdə baş vermirlər.

Manqan ümumi elementlərdən biridir və yer qabığındakı atomların ümumi sayının 0,03%-ni təşkil edir. Bir çox qayalarda az miqdarda manqan var. Eyni zamanda, onun oksigen birləşmələrinin, əsasən mineral piroluzit MnO 2 şəklində yığılması da var. Manqan filizlərinin illik dünya istehsalı təxminən 5 milyon tondur.

Saf manqan onun duzlarının məhlullarının elektrolizi yolu ilə əldə edilə bilər. Bütün manqan istehsalının təxminən 90% -i müxtəlif dəmir əsaslı ərintilərin istehsalında istehlak olunur. Buna görə də, onun dəmir ilə yüksək faizli ərintisi - ferromanqan (60-90% Mn) - adətən filizlərdən birbaşa əridilir, daha sonra manqan digər ərintilərə daxil etmək üçün istifadə olunur. Ferromanqan elektrik sobalarında manqan və dəmir filizlərinin qarışığından əridilir və reaksiyaya görə manqan karbonla reduksiya olunur:

Texnetium yer qabığında tapılmır. Onun çox az miqdarları süni yolla alınmış və məlum olmuşdur ki, onun kimyəvi xassələri manqandan çox reniuma yaxındır. Lakin elementin və onun birləşmələrinin ətraflı tədqiqi hələ aparılmayıb.

Yer qabığında reniumun miqdarı çox azdır (9·10−9%). Bu element son dərəcə səpələnmişdir: hətta ən çox reniumla zəngin minerallar (molibdenitlər) onu adətən çəkisinin 0,002%-dən çox olmayan miqdarda ehtiva edir. Renium və onun törəmələri hələ də geniş istifadəni tapmamışdır. Bununla belə, 2007-ci ildə dünya üzrə renium istehsalı təxminən 45 ton idi. O, həm də kimyəvi cəhətdən aktiv elementdir.

VII Dövri sistemin bir qrupu D.İ. Mendeleyevin tərkibinə Fluor 9F, Xlor 17Cl, Brom 35Br, yod 53I və Astatine 85At (sabit izotopları yoxdur) daxildir. F, Cl, Br və "halogenlər" adlanır (yunan dilindən tərcümədə - duzlar). Bu ad onların metallarla birbaşa qarşılıqlı əlaqədə olduqda duz əmələ gətirmə xassələri ilə bağlıdır.
Xarici təbəqənin elektron konfiqurasiyası ns2nр5-dir. F – Cl – Br – I – At silsiləsində kimyəvi xassələrin dəyişməsi ns-, nр-valentlik orbitallarının ölçülərinin ardıcıl artması ilə əlaqədardır. Elementin atom nömrəsinin artması ilə sıxlıq artır, qaynama və ərimə nöqtələri artır, halogen turşuların gücü artır və reaktivlik azalır.
Halogenlər tipik qeyri-metallardır, azaldıcı maddələrin təsiri altında onlar asanlıqla halogenid ionlarına G çevrilir. Atomun elektrona yaxınlığı qrup üzrə aşağı düşür. Halogenlər metallarla güclü qarşılıqlı əlaqədə olur və s-metallarla ion birləşmələri əmələ gətirir. Halogenidlərin ion xarakteri elementin atom nömrəsinin artması ilə bir qədər zəifləyir və elektronmənfiliyin azalmasının nəticəsidir. Elektromənfi elementlər nə qədər çox olsa, halogenlər müsbət oksidləşmə vəziyyətləri nümayiş etdirirlər.
Flüorun xüsusiyyətləri digər halogenlərdən əhəmiyyətli dərəcədə fərqlənir. Onun boş d-orbitalları yoxdur, 2s22p5 elektronları nüvədən zəif qorunur, bu da yüksək elektron sıxlığına, ionlaşma enerjisinə və elektronmənfiliyə səbəb olur. Buna görə də flüor üçün yalnız oksidləşmə vəziyyəti -1,0, digər halogenlər üçün isə 1 (birləşmələrin maksimum dayanıqlığı), 0, +1, +3, +5, +7, +2, +4, +6 da mümkündür. ). F2 molekulunda bağlanma enerjisi anormal dərəcədə aşağıdır, bu da onu çox reaktiv edir (ftor HE, Ne, Ar istisna olmaqla, bütün elementlərlə birbaşa reaksiyaya girərək elementlərin mümkün olan ən yüksək oksidləşmə vəziyyətlərində olduğu birləşmələr əmələ gətirir). Onu da qeyd etmək lazımdır ki, ion və kovalent birləşmələrin əmələ gəlmə entalpiyaları digər halogenlərlə müqayisədə yüksəkdir.
2.2 Təbiətdə olmaq

Yer qabığında flüorun miqdarı 6 10-2%, xlor, brom, yod müvafiq olaraq 2 10-2; 2 10-4; 4 * 10-5%. Flüor flüorid şəklində olur (təxminən 30 mineral, ən vacibləri CaF2 (fluorit və ya flüorspat), 3Ca3 (PO4) 2CaF2 (fluorapatit), Na3 - kriolitdir). Xlor özünün 70-ə yaxın mineralını, əsasən yüngül metalların xloridlərini (daş duzu, halit NaCl; silvit KCl, karnallit KCl MgCl2 6H2O və s.) əmələ gətirir. Halojenlərin əsas hissəsi dənizlərin və okeanların sularında cəmləşmişdir. Brom və yod qazma sularında və dəniz yosunlarında da olur (məsələn, dəniz yosunlarında (kelp), yodun miqdarı 0,45% -ə çatır).
2.3 Fiziki xassələri

Qaz, maye və bərk hallarda halogenlər iki atomlu G2 molekullarıdır. Flüor çox xoşagəlməz, kəskin qoxusu olan açıq sarı qazdır. Xlor kəskin qoxulu yaşıl-sarı qazdır, brom kəskin iyli qırmızı-qəhvəyi ağır mayedir, yod qara, metal parlaq kristallardır (qızdırdıqda bənövşəyi qaza çevrilir (sublimasiya) - Şəkil 2.1. Ərimə. və qaynama nöqtələri molekulyar ölçüsünün artması və molekullararası qarşılıqlı əlaqənin artması ilə flüordan yoda qədər monoton olaraq artır.

A
olardı
V
a - xlor; b - brom; c - yod
Şəkil 2.1 – Xlor, brom, yodun görünüşü

2.4 Ekstraksiya üsulları

Flüor flüorid ərimələrinin elektrolizi yolu ilə əldə edilir (əsasən KHF2, elektrolizin 1000C-də aparılmasına imkan verir, KF isə 8570C temperaturda əriyir.
Xlorun sənaye istehsalı NaCl-nin sulu məhlullarının elektrolizinə əsaslanır. Laboratoriya şəraitində konsentratlaşdırılmış HCl-nin oksidləşdirici maddələrlə reaksiyası nəticəsində əldə edilir:
MnO2 + 4HCl → MnCl2 + Cl2 + 2H2O
2KMnO4 + 16HCl → 2MnCl2 + 2KCl + 5Cl2 + 8H2O
Xüsusilə təmiz xlor reaksiya ilə əldə edilir:
2AuCl3 → 2Au + 3Cl2
Brom əvvəllər NaСl-dən xilas olmaqla dəniz suyundan sənaye üsulu ilə əldə edilir: 2Br – + Cl2 → Br2 + 2Cl-
Brom hava axını ilə üfürülür və dəmir qırıntıları və ya digər maddələr tərəfindən udulur, məsələn:
Na2CO3 + Br2 → NaBrO + NaBr + CO2
NaBrO + NaBr + H2SO4 → Br2 + Na2SO4 + H2O
Laboratoriya şəraitində brom aşağıdakı reaksiya ilə əldə edilir:
2KBr + Cl2 → 2KCl + Br2
Sənayedə yod dəniz suyundan, neft quyusu suyundan və dəniz bitkisinin külündən də alınır:
2NaI + Cl2 → 2NaCl + I2
Laboratoriyada yod aşağıdakı reaksiya ilə əldə edilir:
2NaI + MnO2 + 2H2SO4 → I2 + MnSO4 + Na2SO4 + 2H2O
Yod aktivləşdirilmiş karbonla adsorbsiya edilir və ya həlledicilərlə ekstraksiya edilir və sublimasiya yolu ilə təmizlənir.
2.5 VII A qrupunun elementlərinin kimyəvi xassələri

Kimyəvi xassələrinə görə halogenlər aktiv qeyri-metallardır. Flüor molekulunun aşağı dissosiasiya enerjisi, atomun çox elektronmənfiliyi və ionun yüksək nəmləndirici enerjisi sayəsində flüor güclü oksidləşdirici agentdir (digər elementləri daha yüksək müsbət oksidləşmə vəziyyətinə qədər oksidləşdirir), sadə maddələrlə güclü reaksiya verir. He, E və Ar istisna olmaqla. Flüordan yoda qədər olan sıralarda oksidləşdirici xüsusiyyətlər azalır, azaldıcı xüsusiyyətlər isə artır.

Su ilə qarşılıqlı əlaqə:
Flüor su ilə son dərəcə enerjili qarşılıqlı təsir göstərir:
2F2 + 2H2O → 4HF + O2,
Reaksiya ozon və OF2 əmələ gəlməsi ilə müşayiət olunur.
Xlor suda həll edildikdə reaksiya baş verir:
H2O + Сl2 HOСl + HСl – otaq temperaturunda Cl2-nin suda doymuş məhlulunda xlorun təxminən 70%-i molekullar şəklindədir, yod üçün tarazlıq isə demək olar ki, tamamilə sola sürüşür.
Mürəkkəb maddələrlə qarşılıqlı əlaqə:
Flüor qələvilərlə reaksiyaya girərək OF2 əmələ gətirir:

Xlor soyuq qələvi məhlullara təsir etdikdə hipoklor turşusunun duzları əmələ gəlir:
Сl2 + 2KOH → KOСl + KСl + H2O
kalium hipoxlorit
İsti qələvi məhluluna (70-800C) məruz qaldıqda perklor turşusunun duzları əmələ gəlir - xloratlar:
3Сl2 + 6KOH → KСlО3 + 5KСl + 3H2O
kalium xlorat
Yod və brom qələvilərlə reaksiya verdikdə üstünlük olaraq trioksohalogenatlar əmələ gətirir.
Xlor soda məhlulu ilə reaksiya verir:
2Na2CO3 + Cl2 + H2O → NaClO + NaCl + 2NaHCO3
“Cirit suyu”
Yod kiçik dərəcədə metallara xas olan xassələri nümayiş etdirir. Beləliklə, 0 ° C-dən aşağı temperaturda parçalanan yod nitratını əldə edə bilərsiniz.
I2 + AgNO3 AgI + INO3; 3INO3 → I2 + I (NO3) 3
2.6 Halojen birləşmələri

Hidrogen halidləri
Standart şəraitdə hidrogen halogenidləri kəskin qoxu olan rəngsiz qazlardır. Molekulların kütləsi və ölçüsü artdıqca molekullararası qarşılıqlı təsir artır və nəticədə ərimə və qaynama nöqtələri artır. Hidrogen flüoridin anormal yüksək ərimə nöqtələri (-83 ° C) və qaynama nöqtələri (-19,5 ° C) var, bu HF molekulları arasında hidrogen bağlarının meydana gəlməsi ilə izah olunur.
Yüksək qütblü olduqlarına görə, hidrogen halogenidləri suda yaxşı həll olunan turşuları əmələ gətirir, onların gücü HF-HCl-HBr-HE seriyasında artır (radiusun artması ilə əlaqədar). F- → SI- → Br- → I- silsiləsində halogenid ionlarının azaldıcı aktivliyi də artır. NO üzvi sintezdə istifadə olunan güclü reduksiyaedicidir. Havada NO-nun sulu məhlulu atmosfer oksigeni ilə tədricən oksidləşir:
4HI + O2 → 2I2 + 2H2O
HBr eyni şəkildə davranır. Hidrofluor turşusu (HF) və xlorid turşusu (HCl) konsentratlaşdırılmış sulfat turşusu ilə reaksiya vermir, lakin HBr və NO onunla oksidləşir.
Xlorid turşusunun əsas miqdarı xlorlama, üzvi birləşmələrin xlorsuzlaşdırılması, orqanik xlor tullantılarının - müxtəlif proseslərin əlavə məhsullarının pirolizi (hava çıxışı olmadan qızdırıldığında cədvəl) ilə əldə edilir. Bundan əlavə, hidrogen halidləri əldə edilir:
elementlərdən birbaşa sintez: H2 + G2 2NG
HCl-nin sənaye istehsalının da əsasını təşkil edən bu zəncirvari reaksiya işıq, rütubət və məsaməli bərk maddələr tərəfindən başlanır.
NG-ni onların duzlarından çıxarmaqla (laboratoriya çıxarılması üsulları):
CaF2 + H2SO4 → CaSO4 ↓ + 2HF;
NaCl + H2SO4 (k) → NaHSO4 + HCl;
NaHSO4 + NaCl → Na2SO4 + HCl.
– HBr turşuları fosfor halogenidlərinin hidrolizi ilə alınmır:
PE3 + 3H2O → H3PO3 + 3HE (E – Br və ya I).
HF və onun sulu məhlullarının bir xüsusiyyəti kvars və şüşənin məhv edilməsidir:
SiO2 + 4HF → SiF4 + 2H2O
SiF4 + 2HF → H2
Buna görə də, HF plastik və ya şüşə qablarda saxlanılır, lakin içərisində mum və ya parafinlə örtülür. Nadir HF yüksək ionlaşdırıcı həlledicidir. İstənilən nisbətdə su ilə qarışır. Seyreltilmiş sulu məhlullarda tarazlıq var:
HF + H2O H3O + + F-;
F- + HF HF2-;
HF-ni neytrallaşdırmaqla kalium bifluorid (kalium hidrogen flüorid) əldə edilə bilər:
2HF + KOH → KHF2 + H2O
KHF2 + KOH → 2KF + H2O
Flüoridlər (hidrofluor turşusunun duzları) suda zəif həll olunur (NaF, KF, NH4F, AgF, SnF2 istisna olmaqla), onlar oksidlərə bənzər olaraq turşu (SiF4), əsas (NaF) və amfoter (AlF3) bölünürlər. ). Onlar bir-biri ilə reaksiya verə bilərlər:
2NaF + SiF4 → Na2
KF + SbF5 → K
3KF + AlF3 → K3
Xloridlər - xlorid turşusunun duzları - AgCl, HgCl2, Hg2Cl2, PbCl2 istisna olmaqla, suda həll olunur.
Bromidlər, yodidlər - AgBr, AgI, PbI2, PbBr2 istisna olmaqla, suda həll olunur.
Halojenlərin və oksigenin birləşmələri
Flüorun ikili oksigen birləşmələri ftor adlanır (Fluor oksigendən daha çox elektronmənfidir). Reaksiya nəticəsində əmələ gələn oksigen diflorid – ОF2:
2NaOH + 2F2 → 2NaF + OF2 + H2O
OF2 - açıq sarı qaz, reaktiv, güclü oksidləşdirici maddə:
2H2 + OF2 → H2O + 2HF.
Oksigenlə birləşmələrdə olan digər halogenlər müsbət oksidləşmə vəziyyətləri nümayiş etdirir.
Oksidlər arasında H2O5 (yeganə termodinamik cəhətdən sabit halid oksidi) rəngsiz kristal maddədir. CO-nun kəmiyyət təyini üçün istifadə olunan orta güclü oksidləşdirici:
I2O5 + 5CO → I2 + 5CO2
I2 + 2Na2S2O3 → 2NaI + Na2S4O6
Oksigen xlor birləşmələri dolayı yolla əldə edilir. Cl2O, ClO2, Cl2O7 nisbətən sabitdir:
Сl2O kəskin qoxulu, zəhərli, qeyri-sabit və partlaya bilən tünd sarı qazdır. Bu oksid reaksiya nəticəsində əldə edilir: 2HgO + 2Cl2 → HgCl2 + Cl2O.
Cl2O su ilə reaksiya verir: Cl2O + H2O → 2HOCl və ya 2HCl – hipoklor turşusu. Bu turşu qeyri-sabitdir və yalnız seyreltilmiş məhlulda mövcuddur.
HOCl və onun hipoxlorit duzları güclü oksidləşdirici maddələrdir:
NaOCl + 2KI + H2SO4 → I2 + NaCl + K2SO4 + H2O
ClO2 yaşılımtıl-sarı qazdır, kəskin qoxulu, zəhərlidir, qızdırıldıqda partlaya bilir, enerjili oksidləşdiricidir.
ClO2, sənaye miqyasında reaksiyalar nəticəsində əmələ gələn yeganə halogen oksid:
КClO3 + H2SO4 → HClO3 + KHSO4
3HClO3 → 2ClO2 + HClO4 + H2O
Suda ClO2 qələvi məhlullarda olduğu kimi qeyri-mütənasibdir:
2СlО2 + H2O → HClO3 + HClО2
perklor turşusu xlorit turşusu
2ClO2 + 2KOH → KClO3 + KClO2 + H2O
Cl2O7 120 ° C-yə qədər qızdırıldıqda partlayan yağlı mayedir, reaksiya nəticəsində əldə edilir: 4HClO4 + P4O10 → 2Cl2O7 + 4HPO3.
Cl2O7 su ilə reaksiya verir: Cl2O7 + H2O → 2HClO4

Hipofalogenləşdirilmiş turşular NPO yalnız seyreltilmiş sulu məhlullarda məlumdur. Onlar halogenin civə oksidinin suspenziyası ilə reaksiya verməsi nəticəsində əldə edilir:
2I2 + HgO + H2O → HgI2 + 2HOI.
Bunlar zəif turşulardır; HOCl → HOBr → HOI seriyasında turşuların gücü azalır, əsas xassələri isə artır. HOI artıq amfoter birləşmədir.
Hipofalogenitlər G2-nin soyudulmuş qələvi məhlulu ilə reaksiya verməsi nəticəsində əldə edilən güclü oksidləşdirici xüsusiyyətlərə malik qeyri-sabit birləşmələrdir. Ağartıcı sənayedə belə istehsal olunur, o, uzun müddətdir dezinfeksiyaedici və ağardıcı vasitə kimi geniş istifadə olunur:

NGO2 halogenlərinin oksigen turşularından yalnız xlor turşusu HClO2 məlumdur, sərbəst vəziyyətdə turşu orta gücdədir (Kd = 10-2). Bunun texniki əhəmiyyəti yoxdur. Praktiki əhəmiyyətə malik olan NaClO2 - güclü oksidləşdirici maddə, parçalar üçün ağartma agenti kimi istifadə olunur, az miqdarda (təxminən 0,4%) yuyucu tozun tərkibinə daxildir. Reaksiya nəticəsində əldə edilir:
Na2O2 + 2ClO2 → O2 + 2NaClO2
Oksoacids NGO3 QHT-dən daha sabitdir. HClO3, HBrO3 yalnız konsentrasiyası 50%-dən çox olmayan məhlullarda mövcuddur və HIO3 fərdi birləşmə kimi təcrid olunur.
HClO3 → HBrO3 → HIO3 seriyasında turşuların gücü azalır, onlar HOX-dan daha zəif oksidləşdirici maddələrdir.
HClO3 reaksiyalar vasitəsilə əldə edilir:
6Ba (OH) 2 + 6Cl2 → 5BaCl2 + Ba (ClO3) 2 + 6H2O
Ba (ClO3) 2 + H2SO4 → BaSO4 ↓ + 2HClO3
HBrO3 reaksiya nəticəsində əldə edilir:
Br2 + 5Cl2 + 6H2O → 2HBrO3 + 10HCl
HIO3 əldə edilə bilər:
3I2 + 10HNO3 → 6HIO3 + 10NO + 2H2O
Güclü oksidləşdirici maddələr olan bu turşuların duzları reaksiya nəticəsində əldə edilir:
3G2 + 6KON → KEO3 + 5ke + 3H2O
KClO3 - berthollet duzu - sənayedə geniş istifadə olunur - kibrit, atəşfəşanlıq və partlayıcı maddələrin istehsalında istifadə olunur.
Oksoasidlər QHT4
HClO4 mayedir, havada siqaret çəkir. Reaksiya zamanı əldə edilir:
KClO4 + H2SO4 → HClO4 + KHSO4
Susuz HClO4 çox güclü oksidləşdirici maddədir, qeyri-üzvi və üzvi sintezdə istifadə olunan ən güclü turşulardan biridir. Duzlar, KClO4, RbClO4, CsClO4, Mg (ClO4) 2 (texniki adı "Anhidron") istisna olmaqla, əksəriyyəti suda həll olunan perkloratlardır - ən güclü quruduculardan biridir.
Brom turşusu yalnız sulu məhlullarda məlumdur.
Periodat turşusu H5IO6 zəif turşudur, suda yaxşı həll olunur, orta və turşu duzları əmələ gətirir. Turşu reaksiya nəticəsində əldə edilir:
Ba5 (IO6) 2 + 5H2SO4 → 5BaSO4 + 2H5IO6.
Periolat turşusunun duzlarını əldə etmək olar:
KIO3 + Cl2 + 6KOH → K5IO6 + 2KCl + 3H2O
İnterhalogen ƏLAQƏLƏR
Digər qrupların elementlərindən fərqli olaraq, halogenlər bir-biri ilə qarşılıqlı əlaqədə olur və ümumi formul XYn (n = 1, 3, 5.7) ilə çoxlu sayda interhalogenlər əmələ gətirir - Cədvəl 2.3, burada Y daha yüngül və daha elektronmənfi halogendir. Onlar sadə maddələrin birbaşa qarşılıqlı təsiri ilə, reagentlərin, temperaturların və təzyiqlərin müxtəlif nisbətlərində əldə edilir.
BrCl istisna olmaqla, bütün interhalidlər suyun təsiri altında parçalanır. Güclü oksidləşdirici xüsusiyyətlərə malikdirlər.
2.7 İstifadə edin

Halojenlər və onların birləşmələri sənayedə, kənd təsərrüfatında və məişətdə geniş istifadə olunur. Sənaye istehsalının miqyasına görə halogenlər arasında birinci yeri xlor, ikinci yeri isə flüor tutur. Halojenlərin və onların birləşmələrinin əsas tətbiq sahələri cədvəl 2.4-də verilmişdir
Bundan əlavə, pirotexnikada oksigen əsaslı halogen birləşmələr istifadə olunur. Flüor birləşmələri şirələr və emaye istehsal etmək üçün istifadə olunur; HF – şüşə aşındırma üçün. Xlor tərkibli birləşmələr kimyəvi döyüş agentləri (fosgen, xardal qazı, xloropikrin və s.) kimi geniş istifadə olunur. AgBr fotoqrafiyada, KBr optikada istifadə olunur. Halojen lampalarda yod və brom istifadə olunur. Buludlarda AgI və PbI2 aerozollarının kəsilməsi (süni) yağışa səbəb olur və dolu ilə mübarizə vasitəsidir. Bəzi üzvi yod birləşmələri yüksək güclü qaz lazerlərinin istehsalı üçün istifadə olunur.
2.8 Bioloji rolu və toksikologiyası

Flüor və onun birləşmələri son dərəcə zəhərlidir. F2 HF-dən bir neçə dəfə çox qıcıqlandırıcı təsir göstərir. HF dəriyə düşdükdə zülalları həll edir, toxumalara dərindən nüfuz edir və ağır xoralara səbəb olur. Flüorapatitin tərkibindəki flüor diş minasının bir hissəsidir, onun çatışmazlığı kariyesə, artıqlığı isə sümüklərin kövrəkliyinə səbəb olur.
Xlor boğucu maddələr qrupuna aiddir, selikli qişaların şiddətli qıcıqlanmasına səbəb olur və ağciyər ödeminə səbəb ola bilər. Yüksək konsentrasiyalar tənəffüs mərkəzinin refleks inhibisyonuna səbəb olur. Xlor ən vacib biogen elementdir. Xlorid ionları mədə şirəsinin bir hissəsidir və müxtəlif hüceyrədaxili proseslərdə iştirak edir - osmotik təzyiqi saxlamaq və su-duz mübadiləsini tənzimləmək.
Brom buxarı həmçinin selikli qişaların qıcıqlanmasına, başgicəllənməyə səbəb olur və daha yüksək konsentrasiyalar tənəffüs yollarının spazmlarına və qoxu sinirinin zədələnməsinə səbəb olur. Maye brom dəriyə düşdükdə çox ağrılı yanıqlar və xoralar əmələ gəlir və onları sağaltmaq çətindir. Brom birləşmələri mərkəzi sinir sisteminin həyəcan və inhibə proseslərini tənzimləyir.
Yod buxarının inhalyasiyası böyrəklərin və ürək-damar sisteminin, tənəffüs yollarının zədələnməsinə səbəb olur, ağciyər ödemi mümkündür. Gözün selikli qişası ilə təmasda olarsa, gözlərdə ağrı, qızartı və göz yaşı görünür. Yod, maddələr mübadiləsində çox mühüm rol oynayan qalxanabənzər vəzinin tiroid hormonlarının (tiroksin, triiodotironin) bir hissəsidir.

1. Halojenlər birləşmələrdə hansı oksidləşmə hallarını nümayiş etdirirlər? Flüorun valentlik hallarının xüsusiyyətləri hansılardır? Niyə metallar flüor ilə birləşmələrdə daha yüksək oksidləşmə vəziyyətini nümayiş etdirirlər?
2. Halojen sıralarında xassələrin dəyişməsini təhlil edin.
3. Reaksiyalarla halogenlərin alınmasının sənaye və laboratoriya üsullarını təsvir edin.
4. Müxtəlif reaksiyalardan nümunə götürərək halogenlərin redoks xassələrinin müqayisəli təsvirini verin.
5. HF-HCl-HBr-NET silsiləsində fiziki və kimyəvi xassələr necə dəyişir?
6. Halojenlərin su və qələvilərlə qarşılıqlı təsirinin reaksiya tənliklərini yazın.
7. Halojen oksigen turşularının gücü və redoks xüsusiyyətləri necə dəyişir? Cavabınızın səbəblərini göstərin.
8. Flüor, xlor, brom və yodun hansı qeyri-üzvi birləşmələri təbabətdə istifadə olunur? Digər hansı sənayelərdə halogenlər və onların birləşmələrindən geniş istifadə olunur?
9. Çevrilmələri həyata keçirmək üçün istifadə edilə bilən reaksiya tənliklərini yazın:
РbBr2 → HBr → Br2 → КBrO3 → НBrO3 → FeBr3;
Сl2 → КClO3 → КClО4 → НClО4 → ClO2 → НClO3;
Cl2 → HCl → KCl → Cl2 → BaCl2 → HCl.
10. Halogenlər insan orqanizmində hansı bioloji rol oynayır?

PAYLAŞ:

Dövri cədvəlin VII qrupuna daxil olan elementlər iki alt qrupa bölünür: əsas - halogen altqrupu - və ikinci dərəcəli - manqan altqrupu. Hidrogen də bu qrupa yerləşdirilir, baxmayaraq ki, onun atomu xarici, valentlik səviyyəsində tək elektrona malikdir və I qrupa yerləşdirilməlidir. Bununla belə, hidrogenin həm əsas altqrupun elementləri - qələvi metallar, həm də ikinci dərəcəli alt qrupun elementləri - mis, gümüş və qızıl ilə çox az ümumiliyi var. Eyni zamanda, halogenlər kimi, aktiv metallarla reaksiyalarda elektron əlavə edir və halidlərlə bəzi oxşarlıqlara malik hidridlər əmələ gətirir.

Halojenlərin alt qrupuna flüor, xlor, brom, yod və astatin daxildir. İlk dörd element təbiətdə olur, sonuncusu süni yolla əldə edilir və buna görə də digər halogenlərdən çox az öyrənilmişdir. Halojen sözü duz əmələ gətirən deməkdir. Yarımqrupun elementləri bir çox metallarla asanlıqla reaksiyaya girərək duzlar əmələ gətirdiklərinə görə bu adı almışdır.Bütün halogenlər xarici elektron qabığın strukturuna malikdir s 2 p 5. Buna görə də, onlar asanlıqla sabit bir nəcib qaz elektron qabığını meydana gətirərək bir elektron qəbul edirlər (s 2 p 6). Flüor alt qrupda ən kiçik atom radiusuna malikdir, qalanları üçün F seriyasında artır.< 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 .

Qeyri-metalların xarakterik xüsusiyyəti onların atomlarının xarici enerji səviyyəsində daha çox (metallarla müqayisədə) elektron sayıdır. Bu, onların əlavə elektronlar əlavə etmək və metallara nisbətən daha yüksək oksidləşdirici fəaliyyət göstərmək qabiliyyətini müəyyənləşdirir. Xüsusilə güclü oksidləşdirici xüsusiyyətlər, yəni elektron əlavə etmək qabiliyyəti VI-VII qruplarının 2-ci və 3-cü dövrlərində yerləşən qeyri-metallar tərəfindən nümayiş etdirilir. Flüor, xlor və digər halogenlərin atomlarında orbitallarda elektronların düzülməsini müqayisə etsək, onda onların fərqli xüsusiyyətlərini mühakimə edə bilərik. Flüor atomunun sərbəst orbitalları yoxdur. Buna görə də, flüor atomları yalnız valentlik I və oksidləşmə vəziyyəti 1 nümayiş etdirə bilər. Ən güclü oksidləşdirici maddə flüordur. Digər halogenlərin atomlarında, məsələn, xlor atomunda eyni enerji səviyyəsində sərbəst d-orbitallar var. Bunun sayəsində elektron cütləşməsi üç fərqli şəkildə baş verə bilər. Birinci halda, xlor +3 oksidləşmə vəziyyətini nümayiş etdirə və duzlara - xloritlərə, məsələn, kalium xlorit KClO2-yə uyğun olan xlor turşusu HClO2 əmələ gətirə bilər. İkinci halda, xlor xlorun oksidləşmə vəziyyətinin +5 olduğu birləşmələr yarada bilər. Belə birləşmələrə hipoklor turşusu HClO3 və onun duzları - xloratlar, məsələn, kalium xlorat KClO3 (Berthollet duzu) daxildir. Üçüncü halda, xlor +7 oksidləşmə vəziyyətini nümayiş etdirir, məsələn, perklor turşusu HClO4 və onun duzları, perkloratlar (kalium perklorat KClO4-də).

Mn 2+ ionlarının xüsusi analitik reaksiyaları

1.5.5. Natrium bismutat NaBiO 3 ilə oksidləşmə tənliyə uyğun olaraq gedir:

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

Reaksiya soyuqda baş verir. Reaksiyanın icrası: 1-2 damcı manqan duzu məhluluna 3-4 damcı 6 M HNO 3 məhlulu və 5-6 damcı H 2 O əlavə edin, bundan sonra spatula ilə bir az NaBiO 3 tozu əlavə edin. Sınaq borusunun içindəkiləri qarışdırdıqdan sonra onu 1-2 dəqiqə saxlayın, sonra artıq natrium vismutatı ayırmaq üçün sentrifuqa edin. Mn 2+ olduqda, ən güclü oksidləşdirici maddələrdən biri olan manqan turşusunun əmələ gəlməsi nəticəsində məhlul bənövşəyi rəngə çevrilir.

1.5.6. Qızdırıldıqda azot turşusu mühitində PbO 2-nin qurğuşun dioksidi ilə oksidləşməsi:

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

Reaksiyanın icrası: Bir az PbO 2 tozunu götürüb sınaq borusuna qoyun, ora 4-5 damcı 6 M HNO 3 əlavə edin və qarışdıraraq qızdırın. Bənövşəyi rəngin görünüşü Mn 2+ varlığını göstərir.

1.5.7. Təhlildə Mn 2+-nın qələvi metal karbonatları, natrium hidrogen fosfat ilə reaksiyaları, ammonium persulfat ilə oksidləşmə reaksiyaları, benzidinin Mn 4+ birləşmələri ilə oksidləşməsi, AgCl-nin Mn 2+ ionları ilə metal gümüşə çevrilməsi mühüm əhəmiyyət kəsb edir.

88. VIII B qrupunun elementləri. Ən vacib birləşmələrin tipik xüsusiyyətləri. Bioloji rol. Fe 3+ və Fe 2+ ionlarına analitik reaksiyalar.

Dəmir alt qrupu- kimyəvi elementlərin dövri cədvəlinin 8-ci qrupunun kimyəvi elementləri (köhnəlmiş təsnifata görə - VIII qrupun ikinci dərəcəli alt qrupunun elementləri). Qrupa daxildir dəmir Fe, rutenium Ru və osmium Os. Atomun elektron konfiqurasiyasına əsasən süni şəkildə sintez edilmiş element də eyni qrupa aiddir. Hassiy 1984-cü ildə Ağır İon Tədqiqat Mərkəzində (Almaniya) aşkar edilmiş Hs. Gesellschaft für Schwerionenforschung, GSI), Darmstadt, Almaniya, UNILAC sürətləndiricisindən dəmir-58 ionları şüası ilə qurğuşun (208 Pb) hədəfinin bombardmanı nəticəsində. Təcrübə nəticəsində α-parçalanma zəncirinin parametrləri ilə etibarlı şəkildə müəyyən edilmiş 3 265 Hs nüvəsi sintez edilmişdir. Eyni zamanda və müstəqil olaraq, eyni reaksiya JINR-də (Dubna, Rusiya) tədqiq edildi, burada 253 Es nüvəsinin α-parçalanmasının 3 hadisəsinin müşahidəsi əsasında, həmçinin belə bir nəticəyə gəldi ki, bu reaksiyada 265 Hs nüvəsi, subyekt. α-parçalanmaya, sintez edilmişdir. Bütün 8-ci qrup elementləri valent qabıqlarında 8 elektrondan ibarətdir. Qrupun iki elementi - rutenium və osmium - platin metal ailəsinə aiddir. Digər qruplarda olduğu kimi, 8-ci qrupun elementləri də elektron konfiqurasiya nümunələrini nümayiş etdirirlər, xüsusən də xarici qabıqlarında, baxmayaraq ki, qəribə də olsa, rutenium bu tendensiyaya əməl etmir. Bununla belə, bu qrupun elementləri fiziki xassələri və kimyəvi davranışları ilə də oxşarlıqlar göstərir: Dəmir nadir hallarda təbiətdə təmiz formada olur, ən çox dəmir-nikel meteoritlərində olur. Yer qabığında dəmirin yayılması 4,65% təşkil edir (oksigen, silisium və alüminiumdan sonra 4-cü yer). Dəmirin də yerin nüvəsinin böyük hissəsini təşkil etdiyinə inanılır.

Rutenium canlı orqanizmlərdə tapılan yeganə platin metalıdır. (Bəzi mənbələrə görə - həm də platin). Əsasən əzələ toxumasında cəmləşmişdir. Daha yüksək rutenium oksidi son dərəcə zəhərlidir və güclü oksidləşdirici maddə olmaqla yanan maddələrin yanmasına səbəb ola bilər.

Analitik reaksiyalar

Kalium heksasiyanoferrat (III) K 3 Fe 2+ kationu ilə “Turnboole blue”nun mavi çöküntüsünü əmələ gətirir:

3FeSO 4 + 2K 3 → Fe 3 2 ↓+ 3K 2 SO 4,

3Fe 2+ + 2Fe(CN) 6 3– → Fe 3 2 ↓.

Çöküntü turşularda həll olunmur, lakin qələvilərlə birlikdə Fe(OH) 2 əmələ gətirir. Əgər reagent artıq olarsa, çöküntü yaşıl olur. Reaksiya yüksək konsentrasiyalarda reagentə məhlula qəhvəyi rəng verən Fe 3+ ionları və turşularda həll olan zəif rəngli çöküntülər verən Mn 2+ və Bi 3+ ionları ilə müdaxilə edir. Reaksiyaların yerinə yetirilməsi. Sınaq borusuna 1-2 damcı FeSO 4 məhlulu qoyun və 1 damcı reagent əlavə edin. Yaranan çöküntünü iki hissəyə bölün, birincisinə 1-2 damcı 2 M HC1 məhlulu, ikincisinə isə 1-2 damcı 2 M qələvi məhlulu əlavə edin. Reaksiya şərtləri turş mühitdə seyreltilmiş məhlullarla olur, pH = 3.

1.5.2.> Fe 2+-nın Fe 3+-a oksidləşməsi. Fe 2+ ionu kifayət qədər güclü reduksiyaedicidir və bir sıra oksidləşdirici maddələrin təsiri altında oksidləşə bilər, məsələn, turşu mühitdə H 2 O 2, KMnO 4, K 2 Cr 2 O 7 və s.

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

Sistemli analiz apararkən ilkin sınaqlarda Fe 2+ aşkar edilməlidir, çünki qrup ayrılması prosesində Fe 2+ Fe 3+ oksidləşə bilər.

Fe 3+ ionlarının xüsusi analitik reaksiyaları

1.5.3. Fe 3+ kationları ilə kalium heksasiyanoferrat (II) K 4 “Prussiya mavisi”nin tünd mavi çöküntüsünü əmələ gətirir:

4Fe 3+ + 3Fe(CN) 6 4– → Fe 4 3 ↓.

Çöküntü praktiki olaraq turşularda həll olunmur, lakin qələvilər tərəfindən parçalanır və Fe (OH) 3 əmələ gəlir. Reagentdən artıq olduqda, çöküntü nəzərəçarpacaq dərəcədə həll olunur. Reaksiyanın icrası. 1-2 damcı FeCl 3 məhluluna 1 damcı reagent əlavə edin. Yaranan çöküntünü iki hissəyə bölün. Bir hissəyə 2-3 damcı 2 M HC1 məhlulu, digərinə 1-2 damcı 2 M NaOH məhlulu əlavə edin, qarışdırın.

1.5.4. Fe 3+ ionları ilə kalium tiosiyanat (rodanid) KNCS qan-qırmızı kompleks əmələ gətirir. Tiosiyanatın konsentrasiyasından asılı olaraq müxtəlif tərkibli komplekslər yarana bilər:

Fe 3+ + NCS – ↔ Fe(NCS) 2+ ,

Fe 3+ + 2NCS – ↔ Fe(NCS) 2+,

və s. Fe 3+ + 6NCS – ↔ Fe(NCS) 6 3– ,

Reaksiya geri çevrilir, ona görə də reagent artıq miqdarda alınır. Müəyyənliyə Fe 3+ ilə sabit komplekslər yaradan ionlar, məsələn, ftorid ionları, fosfor, oksalik və limon turşularının duzları mane olur.

89. I B qrupunun elementləri. Ən mühüm birləşmələrin tipik xüsusiyyətləri, bioloji rolu. Ag + və Cu 2+ ionlarının bakterisid təsiri. Gümüş və mis ionlarına analitik reaksiyalar.

n = 4 Cu ns1(n-1)d10, xarici səviyyə - 1 ē,

preexternal - 18 ē

n = 5 Ag Qoşalaşdırılmamış ē - bir(uğursuzluq, sürüşmə), lakin

n = 6 Au 18 - elektron təbəqə, alt qrupda sabitdir

sink, burada hələ tam sabitləşməyib və

ē itirməyə qadirdir, buna görə də CO mümkündür

Yalnız IB qrupunun d-elementləri CO-nun N qrupundan çox olduğu birləşmələr əmələ gətirir və Cu2+, Ag+, Au+3 üçün daha sabitdir.

İkiqat yüklü mis ionlarının xarakterik xüsusiyyəti onların ammonyak molekulları ilə birləşərək mürəkkəb ionlar əmələ gətirmə qabiliyyətidir.Mis mikroelementlərdən biridir. Fe, Cu, Mn, Mo, B, Zn, Co bitkilərin normal fəaliyyəti üçün az miqdarda lazım olduğuna görə bu adı almışdır. Mikroelementlər fermentlərin fəaliyyətini artırır, şəkərin, nişastanın, zülalların, nuklein turşularının, vitaminlərin və fermentlərin sintezini təşviq edir. Gümüş aşağı aktiv metaldır. Hava atmosferində nə otaq temperaturunda, nə də qızdırıldıqda oksidləşmir. Gümüş əşyaların tez-tez müşahidə olunan qaralması onların səthində qara gümüş sulfid - AgS 2 - əmələ gəlməsinin nəticəsidir. Bu, havada olan hidrogen sulfidinin təsiri altında, həmçinin gümüş əşyaların tərkibində kükürd birləşmələri olan qida məhsulları ilə təmasda olduqda baş verir.4Ag + 2H 2 S + O 2 -> 2Ag 2 S + 2H 2 OV Gərginlik diapazonunda. , gümüş hidrogen odundan çox uzaqda yerləşir. Buna görə də xlorid və seyreltilmiş sulfat turşularının ona heç bir təsiri yoxdur. Gümüş adətən nitrat turşusunda həll olunur, onunla tənliyə uyğun olaraq qarşılıqlı təsir göstərir: Ag + 2HNO 3 -> AgNO 3 + NO 2 + H 2 O Gümüş bir sıra duzlar əmələ gətirir, məhlullarında rəngsiz Ag + kationlar olur. Qələvilər olduqda. gümüş duzlarının məhlullarına təsir etdikdə, AgOH əldə etmək mümkündür, lakin bunun əvəzinə gümüş(I) oksidinin qəhvəyi çöküntüsü çökür: 2AgNO 3 + 2NaOH -> Ag 2 O + 2NaNO 3 + H 2 O Gümüşdən əlavə (I) ) oksid, AgO və Ag 2 O 3 oksidləri məlumdur Gümüş nitrat (lapis ) - AgNO 3 - rəngsiz şəffaf kristallar əmələ gətirir, suda çox həll olur. Fotomaterialların istehsalında, güzgülərin istehsalında, elektrokaplamada, tibbdə istifadə olunur.Mis kimi gümüş də mürəkkəb birləşmələr əmələ gətirir.Bir çox suda həll olunmayan gümüş birləşmələri (məsələn: gümüş(I) oksidi) - Ag 2 O və gümüş xlorid - Ag Cl) , ammonyakın sulu məhlulunda asanlıqla həll olunur.Qalvanik gümüş üçün mürəkkəb gümüş siyanid birləşmələri istifadə olunur, çünki bu duzların məhlullarının elektrolizi zamanı nazik kristal gümüşün sıx bir təbəqəsi çökür. məhsulların səthi.Bütün gümüş birləşmələri metal gümüş pa ayrılması ilə asanlıqla azalır. Şüşə qabda gümüş (I) oksidin ammonyak məhluluna reduksiyaedici kimi bir az qlükoza və ya formalin əlavə edilərsə, onda metal gümüş şüşənin səthində sıx parlaq güzgü təbəqəsi şəklində ayrılır. Gümüş ionları bakteriyaların inkişafını maneə törədir və hətta çox aşağı konsentrasiyalarda içməli suyu sterilizasiya edir. Tibbdə selikli qişaların dezinfeksiyası üçün gümüşün xüsusi əlavələrlə (protarqol, kollarqol və s.) stabilləşdirilmiş kolloid məhlullarından istifadə olunur.Gümüş (mis, qalay, civə kimi digər ağır metallarla birlikdə) bakterisid təsirə malikdir. kiçik konsentrasiyalarda təsir (sözdə oliqodinamik effekt) . Gümüş ionlarının 0,15 mq/l-dən yuxarı konsentrasiyalarında aydın bakterisid təsir (müəyyən bakteriyaları etibarlı şəkildə öldürmək qabiliyyəti) müşahidə edilir. 0,05 - 0,1 mq/l miqdarında gümüş ionları yalnız bakteriostatik təsir göstərir (bakteriyaların böyüməsini və çoxalmasını maneə törətmək qabiliyyəti).Gümüşün dezinfeksiya dərəcəsi ozon və ya UV şüaları qədər yüksək olmasa da, gümüş ionları suda uzun müddət qala bilər və uzunmüddətli dezinfeksiyanı təmin edə bilər. Gümüşün təsir mexanizmi hələ tam başa düşülməyib. Alimlər hesab edirlər ki, dezinfeksiyaedici təsir müsbət yüklü gümüş və mis ionları mikroorqanizm hüceyrələrinin mənfi yüklü səthi ilə elektrostatik əlaqə yaratdıqda müşahidə olunur. Bu elektrostatik bağlar hüceyrələrin keçiriciliyini poza bilən və onlara həyati miqdarda qida maddələrinin daxil olmasını azaldan gərginlik yaradır. Hüceyrələrin içərisinə nüfuz edən gümüş və mis ionları zülalların bir hissəsi olan və fotosintez prosesində istifadə olunan amin turşuları ilə qarşılıqlı əlaqə qurur. Nəticədə günəş radiasiyasının qidaya və mikroorqanizmlər üçün enerjiyə çevrilməsi prosesi pozulur ki, bu da onların ölümünə səbəb olur.Çoxsaylı tədqiqatlar nəticəsində gümüş ionlarının əksər patogen mikroorqanizmlərə, o cümlədən viruslara effektiv bakterisid təsiri olmuşdur. təsdiq edilmişdir. Bununla belə, mikroorqanizmlərin spor əmələ gətirən sortları gümüşə praktiki olaraq həssas deyildir.Suyun gümüş ionları ilə zənginləşdirilməsi bir neçə yolla həyata keçirilə bilər: suyun gümüşün səthi ilə birbaşa təması, suyun gümüş duzlarının məhlulu və elektrolitik həlli ilə təmizlənməsi. üsul.

Mis ionlarına keyfiyyət reaksiyası
Kalium heksasiyanoferrat (2) K 4 mis duzunun məhlulu ilə seyreltilmiş turşularda həll olunmayan, lakin ammonyak məhlulunda həll olunan qırmızı-qəhvəyi Cu 2 çöküntüsü əmələ gətirir.
Cu 2+ + 4+ ® Cu 2 ¯3 damcı CuSO 4 məhluluna 2 damcı K 4 duz məhlulu əlavə edin. Qırmızı çöküntünün əmələ gəlməsini müşahidə edin. Çöküntünü sentrifuqa edin və ona 3-5 damcı ammonyak məhlulu əlavə edin.

Mis ionlarının Cu2+ aşkarlanması üçün reaksiyalar

H2S qrup reagentinin hərəkəti. Hidrogen sulfid mis duzlarının turşulaşdırılmış məhlullarında mis (II) sulfidinin qara çöküntüsünü əmələ gətirir: CuS: CuSO4 + H2S = CuS + H2SO4, Cu2+ + H2S = CuS + 2H+.

Ammonium hidroksid NH4OH-un təsiri. Həddindən artıq qəbul edilən ammonium hidroksid NH4OH mis duzları ilə sıx mavi rəngli tetraammin misinin (II) kompleks kationunu əmələ gətirir:

CuSO4 + 4NH4OH = SO4 + 4H2O,

Cu2+ + 4NH4OH = + + 4H2O.

Ag+ gümüş ionunun aşkarlanması reaksiyaları

HC1 qrup reagentinin hərəkəti. Hidroklor turşusu Ag+ duzlarının məhlulları ilə suda praktiki olaraq həll olunmayan gümüş xlorid AgCl-nin ağ çöküntüsü əmələ gətirir:

Ag+ + Cl- = AgCl.

Gümüş katyonunun aşkarlanması. Hidroklor turşusu və onun duzlarının məhlulları (yəni, Cl-xlorid ionları) Ag+ duzlarının məhlulları ilə, NH4OH məhlulunun artıqlığında yaxşı həll olan gümüş xlorid AgCl-in praktiki olaraq suda həll olunmayan ağ çöküntüsü əmələ gətirir; bu halda suda həll olunan kompleks gümüş duzu, diammin gümüş xlorid əmələ gəlir. Azot turşusunun sonrakı təsiri ilə kompleks ion məhv edilir və gümüş xlorid yenidən çökür (onu aşkar etmək üçün gümüş duzlarının bu xüsusiyyətlərindən istifadə olunur):

AgNO3 + HCl = AgCl + HNO3,

AgCl + 2NH4OH = Cl + 2H2O,

Cl + 2HNO3 = AgCl + 2NH4NO3.

90. II B qrupunun elementləri. Ən mühüm birləşmələrin tipik xüsusiyyətləri, bioloji rolu. Mis və sink tərkibli fermentlərin mürəkkəb təbiəti. Zn 2+ ionları üçün analitik reaksiyalar.

Fermentlər təbii protein katalizatorlarıdır. Bəzi fermentlər sırf zülal tərkibinə malikdir və öz fəaliyyətlərini nümayiş etdirmək üçün başqa maddələrə ehtiyac duymurlar. Bununla belə, aktivliyi yalnız müəyyən qeyri-zülal birləşmələrin iştirakı ilə görünən böyük bir ferment qrupu var. Bu birləşmələrə kofaktorlar deyilir. Kofaktorlar, məsələn, metal ionları və ya mürəkkəb strukturun üzvi birləşmələri ola bilər - onlara adətən koenzimlər deyilir. Müəyyən edilmişdir ki, fermentin normal fəaliyyəti üçün bəzən həm koenzim, həm də metal ionu tələb olunur, substrat molekulu ilə birlikdə üçlü kompleks əmələ gətirir. Beləliklə, metallar əvəzolunmaz hissə kimi bioloji maşınların bir hissəsidir. Maqnezium ionları fosfor turşusu qalıqlarının köçürülməsi üzərində işləmək üçün lazımdır və eyni məqsədlər üçün kalium ionları da lazımdır; zülalların hidrolizi sink ionları və s. tələb edir.Aşağıda bu məsələləri ətraflı araşdıracağıq.Fermentlər, bir qayda olaraq, eyni tipli reaksiyaları sürətləndirir və onlardan yalnız bir neçəsi yalnız bir spesifik və tək reaksiyaya təsir göstərir. Mütləq spesifikliyə malik olan belə fermentlərə, xüsusən, karbamid parçalayan ureaza daxildir. Əksər fermentlər substrat seçimində o qədər də sərt deyillər. Eyni hidrolaza, məsələn, bir neçə müxtəlif efirlərin hidrolitik parçalanmasını kataliz etmək qabiliyyətinə malikdir.Bioloji tədqiqatların kimyəvi tərəfi dərinləşdikcə və kimyaçılar getdikcə bioloqların köməkçiləri və əməkdaşlarına çevrildikcə, yeni kəşf edilmiş fermentlərin sayı durmadan artır; tezliklə onları onlarla yox, yüzlərlə saymaq lazım gəlirdi. Bioloji katalizatorların diapazonunun bu şəkildə genişlənməsi fermentlərin təsnifatında və nomenklaturasında müəyyən çətinliklər yaradırdı.Əvvəllər fermentlər sonluğuna “aza” əlavə edilməklə, fəaliyyət göstərdikləri substrata görə adlanırdı. Beləliklə, əgər ferment şəkər maltozasına təsir edirsə, o zaman ona “maltaza”, laktozada isə “laktaza” və s. adlanırdı. Hal-hazırda, adın fermentin kimyəvi funksiyasını da əks etdirdiyi bir nomenklatura qəbul edilmişdir. "Aza" hissəciyi sadə fermentlər üçün qorunur. Əgər reaksiyada fermentlər kompleksi iştirak edirsə, “sistem” termini istifadə olunur.

Fermentlər altı sinifə bölünür:

Oksidoreduktazlar. Bunlar redoks reaksiyalarını kataliz edən fermentlərdir. Oksidoredüktazalara misal olaraq piruvik turşudan hidrogeni çıxaran piruvat dehidrogenaz, hidrogen peroksidi parçalayan katalaza və s.