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 Σε 4f 14 5d 10 6s 2 6p 5

Τα 5 στοιχεία της κύριας υποομάδας της ομάδας VII έχουν μια κοινή ονομασία ομάδας «halogens» (Hal), που σημαίνει «αλατοπαραγωγός».

Η υποομάδα των αλογόνων περιλαμβάνει φθόριο, χλώριο, βρώμιο, ιώδιο και αστατίνη (η αστατίνη είναι ένα ραδιενεργό στοιχείο, ελάχιστα μελετημένο). Αυτά είναι τα π-στοιχεία της ομάδας του περιοδικού συστήματος του Δ.Ι. Μεντελέεφ. Στο εξωτερικό ενεργειακό επίπεδο, τα άτομά τους έχουν 7 ηλεκτρόνια ns 2 np 5. Αυτό εξηγεί την κοινότητα των ιδιοτήτων τους.

Ιδιότητες στοιχείων της υποομάδας αλογόνου

Προσθέτουν εύκολα ένα ηλεκτρόνιο το καθένα, παρουσιάζοντας κατάσταση οξείδωσης -1. Τα αλογόνα έχουν αυτόν τον βαθμό οξείδωσης σε ενώσεις με υδρογόνο και μέταλλα.

Ωστόσο, τα άτομα αλογόνου, εκτός από το φθόριο, μπορούν επίσης να εμφανίσουν θετικές καταστάσεις οξείδωσης: +1, +3, +5, +7. Οι πιθανές τιμές των καταστάσεων οξείδωσης εξηγούνται από την ηλεκτρονική δομή, η οποία για τα άτομα φθορίου μπορεί να αναπαρασταθεί από το διάγραμμα

Όντας το πιο ηλεκτραρνητικό στοιχείο, το φθόριο μπορεί να δεχθεί μόνο ένα ηλεκτρόνιο ανά υποεπίπεδο 2p. Έχει ένα ασύζευκτο ηλεκτρόνιο, επομένως το φθόριο μπορεί να είναι μόνο μονοσθενές και η κατάσταση οξείδωσης είναι πάντα -1.

Η ηλεκτρονική δομή του ατόμου χλωρίου εκφράζεται από το διάγραμμα:

Το άτομο χλωρίου έχει ένα ασύζευκτο ηλεκτρόνιο στο υποεπίπεδο 3p και η κανονική (μη διεγερμένη) κατάσταση του χλωρίου είναι μονοσθενής. Επειδή όμως το χλώριο βρίσκεται στην τρίτη περίοδο, έχει άλλα πέντε τροχιακά του 3ου υποεπίπεδου, τα οποία μπορούν να φιλοξενήσουν 10 ηλεκτρόνια.

Στη διεγερμένη κατάσταση του ατόμου του χλωρίου, τα ηλεκτρόνια μετακινούνται από τα υποεπίπεδα 3p και 3s στο υποεπίπεδο 3d (που φαίνεται με βέλη στο διάγραμμα). Ο διαχωρισμός (σύζευξη) ηλεκτρονίων που βρίσκονται στο ίδιο τροχιακό αυξάνει το σθένος κατά δύο μονάδες. Προφανώς, το χλώριο και τα ανάλογα του (εκτός από το φθόριο) μπορούν να εμφανίζουν μόνο περιττό μεταβλητό σθένος 1, 3, 5, 7 και αντίστοιχες θετικές καταστάσεις οξείδωσης. Το φθόριο δεν έχει ελεύθερα τροχιακά, πράγμα που σημαίνει ότι κατά τις χημικές αντιδράσεις δεν υπάρχει διαχωρισμός ζευγαρωμένων ηλεκτρονίων στο άτομο. Επομένως, όταν εξετάζουμε τις ιδιότητες των αλογόνων, είναι πάντα απαραίτητο να λαμβάνονται υπόψη τα χαρακτηριστικά του φθορίου και των ενώσεων.

Τα υδατικά διαλύματα των ενώσεων υδρογόνου των αλογόνων είναι οξέα: HF - υδροφθορικό (φθορικό), HCl - υδροχλωρικό (υδροχλωρικό), HBr - υδροβρωμικό, HI - υδροϊωδικό.

Η πανομοιότυπη δομή του εξωτερικού ηλεκτρονικού στρώματος (ns 2 np 5) καθορίζει τη μεγάλη ομοιότητα των στοιχείων.

Απλές ουσίες - μη μέταλλα F 2 (αέριο), Cl 2 (αέριο), Br 2 (l), l 2 (στερεό).

Όταν σχηματίζουν ομοιοπολικούς δεσμούς, τα αλογόνα χρησιμοποιούν συνήθως ένα μη ζευγαρωμένο p-ηλεκτρόνιο διαθέσιμο σε ένα μη διεγερμένο άτομο, το οποίο εμφανίζει B = I.

Καταστάσεις σθένους ατόμων CI, Br, I.

Σχηματίζοντας δεσμούς με άτομα περισσότερων ηλεκτραρνητικών στοιχείων, τα άτομα χλωρίου, βρωμίου και ιωδίου μπορούν να μεταβούν από τη βασική κατάσταση σθένους σε διεγερμένα, κάτι που συνοδεύεται από τη μετάβαση ηλεκτρονίων σε κενά τροχιακά του d-υποεπιπέδου. Σε αυτή την περίπτωση, ο αριθμός των μη ζευγαρωμένων ηλεκτρονίων αυξάνεται, με αποτέλεσμα τα άτομα CI, Br, I να μπορούν να σχηματίσουν μεγαλύτερο αριθμό ομοιοπολικών δεσμών:

Διαφορά μεταξύ F και άλλων αλογόνων

Στο άτομο F, τα ηλεκτρόνια σθένους βρίσκονται στο 2ο επίπεδο ενέργειας, το οποίο έχει μόνο υποεπίπεδα s και p. Αυτό αποκλείει τη δυνατότητα μετάβασης των ατόμων F σε διεγερμένες καταστάσεις, επομένως το φθόριο σε όλες τις ενώσεις εμφανίζει σταθερά Β ίση με I. Επιπλέον, το φθόριο είναι το πιο ηλεκτραρνητικό στοιχείο, με αποτέλεσμα να έχει και σταθερά c. Ο. -1.

Οι πιο σημαντικές ενώσεις αλογόνου

Ι. Υδροαλογονίδια HHal.

II Τα αλογονίδια μετάλλων (άλατα υδραλογονικών οξέων) είναι οι πιο πολυάριθμες και σταθερές ενώσεις αλογόνου

III. Οργανοαλογονικές ενώσεις

IV. Ουσίες που περιέχουν οξυγόνο:

Ασταθή οξείδια, από τα οποία η ύπαρξη 6 οξειδίων μπορεί να θεωρηθεί αξιόπιστη (Cl 2 O, ClO 2, Cl 2 O 7, Br 2 O, BrO 2, I 2 O 5).

Ασταθή οξοξέα, από τα οποία μόνο 3 οξέα απομονώνονται ως μεμονωμένες ουσίες (HClO 4, HlO 3, HlO 4).

Άλατα οξοξέων, κυρίως χλωριόντων, χλωρικών και υπερχλωρικών.

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

Η υποομάδα των αλογόνων περιλαμβάνει φθόριο, χλώριο, βρώμιο, ιώδιο και αστατίνη. Τα πρώτα τέσσερα στοιχεία βρίσκονται στη φύση, το τελευταίο λαμβάνεται τεχνητά και επομένως έχει μελετηθεί πολύ λιγότερο από τα άλλα αλογόνα. Η λέξη αλογόνο σημαίνει σχηματισμός άλατος. Τα στοιχεία της υποομάδας έλαβαν αυτό το όνομα λόγω της ευκολίας με την οποία αντιδρούν με πολλά μέταλλα, σχηματίζοντας άλατα.Όλα τα αλογόνα έχουν τη δομή του εξωτερικού κελύφους ηλεκτρονίων s 2 p 5. Επομένως, δέχονται εύκολα ένα ηλεκτρόνιο, σχηματίζοντας ένα σταθερό κέλυφος ηλεκτρονίων ευγενούς αερίου (s 2 p 6). Το φθόριο έχει τη μικρότερη ατομική ακτίνα στην υποομάδα· για τα υπόλοιπα αυξάνεται στη σειρά F< Cl < Br < I < Аt и составляет соответственно 133; 181; 196; 220 и 270 пм. В таком же порядке уменьшается сродство атомов элементов к электрону. Галогены - очень активные элементы. Они могут отнимать, электроны не только у атомов, которые их легко отдают, но и у ионов и даже вытеснять другие галогены, менее активные, из их соединений. Например, фтор вытесняет хлор из хлоридов, хлор - бром из бромидов, а бром - иод из иодидов. Из всех галогенов только фтор, находящийся во II периоде, не имеет незаполненного d-уровня. По этой причине он не может иметь больше одного неспаренного электрона и проявляет валентность только -1. В атомах других галогенов d-уровень не заполнен, что дает им возможность иметь различное количество неспаренных электронов и проявлять валентность -1, +1, +3, +5 и +7, наблюдающуюся в кислородных соединениях хлора, брома и иода К подгруппе марганца принадлежат марганец, технеций и рений. В отличии от галогенов элементы подгруппы марганца имеют на внешнем электронном уровне всего два электрона и поэтому не проявляют способности присоединять электроны, образуя отрицательно заряженные ионы.Марганец распространен в природе и широко используется в промышленности.Технеций радиоактивен, в природе не встречаемся, а получен искусственно (впервые - Э. Сегре и К.Перрье, 1937}. Этот элемент образуется вследствие радиоактивного распада урана. Рений относится к числу рассеянных элементов. Он не образует самостоятельных минералов, а встречается в качестве спутника некоторых минералов, особенно молибденовых. Он был открыт В. и И. Ноддак в 1925 г. Сплавы, имеющие небольшие добавки рения, обладают повышенной устойчивостью против коррозии. Добавка рения к и ее сплавам увеличивает их механическую прочность. Это свойство рения позволяет применять его вместо благородного металла иридия. Платино-платинорениевые термопары работают лучше платино-платиноиридиевых, но их нельзя использовать при очень высоких температурах, так как образуется летучее соединение Re 2 O 7 .

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

Ιδιαίτερες αναλυτικές αντιδράσεις ιόντων Mn 2+

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

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

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

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

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

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

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

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

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

Υποομάδα μαγγανίου- χημικά στοιχεία της ομάδας 7 του περιοδικού πίνακα χημικών στοιχείων (σύμφωνα με την απαρχαιωμένη ταξινόμηση, στοιχεία της δευτερεύουσας υποομάδας της ομάδας VII). Η ομάδα περιλαμβάνει μέταλλα μεταπτώσεως μαγγάνιο Mn, τεχνήτιο Tc και ρήνιοΣχετικά με. Με βάση την ηλεκτρονική διαμόρφωση του ατόμου, το στοιχείο ανήκει επίσης στην ίδια ομάδα βόριο Bh, τεχνητά συντεθειμένο.

Όπως και σε άλλες ομάδες, τα μέλη αυτής της οικογένειας στοιχείων παρουσιάζουν μοτίβα ηλεκτρονικής διαμόρφωσης, ειδικά εξωτερικά κελύφη, με αποτέλεσμα ομοιότητες στις φυσικές ιδιότητες και τη χημική συμπεριφορά:

Τα στοιχεία της ομάδας 7 έχουν 7 ηλεκτρόνια σθένους. Όλα είναι πυρίμαχα μέταλλα σε ασημί-λευκό χρώμα. Στη σειρά Mn - Tc - Re, η χημική δραστηριότητα μειώνεται. Η ηλεκτρική αγωγιμότητα του ρηνίου είναι περίπου 4 φορές μικρότερη από αυτή του βολφραμίου. Αυτό το μέταλλο είναι ένα εξαιρετικό υλικό για την κατασκευή νημάτων ηλεκτρικών λαμπτήρων, τα οποία είναι ισχυρότερα και πιο ανθεκτικά από τα συμβατικά νήματα βολφραμίου. Στον αέρα, το συμπαγές μεταλλικό μαγγάνιο καλύπτεται με ένα λεπτό φιλμ οξειδίου, το οποίο το προστατεύει από περαιτέρω οξείδωση ακόμη και όταν θερμαίνεται. Αντίθετα, σε λεπτά θρυμματισμένη κατάσταση οξειδώνεται αρκετά εύκολα.

Δύο από τα τέσσερα μέλη της ομάδας, το τεχνήτιο και το βόριο, είναι ραδιενεργά με αρκετά μικρό χρόνο ημιζωής, γι' αυτό και δεν εμφανίζονται στη φύση.

Το μαγγάνιο είναι ένα από τα κοινά στοιχεία, που αποτελεί το 0,03% του συνολικού αριθμού των ατόμων στον φλοιό της γης. Πολλά πετρώματα περιέχουν μικρές ποσότητες μαγγανίου. Παράλληλα, υπάρχουν και συσσωρεύσεις των ενώσεων του οξυγόνου, κυρίως με τη μορφή του ορυκτού πυρολουσίτη MnO 2 . Η ετήσια παγκόσμια παραγωγή μεταλλευμάτων μαγγανίου είναι περίπου 5 εκατομμύρια τόνοι.

Το καθαρό μαγγάνιο μπορεί να ληφθεί με ηλεκτρόλυση των διαλυμάτων των αλάτων του. Περίπου το 90% της συνολικής παραγωγής μαγγανίου καταναλώνεται στην κατασκευή διαφόρων κραμάτων με βάση το σίδηρο. Επομένως, το κράμα υψηλής περιεκτικότητας του με σίδηρο - σιδηρομαγγάνιο (60-90% Mn) - συνήθως τήκεται απευθείας από μεταλλεύματα, το οποίο στη συνέχεια χρησιμοποιείται για την εισαγωγή μαγγανίου σε άλλα κράματα. Το σιδηρομαγγάνιο τήκεται από ένα μείγμα μεταλλευμάτων μαγγανίου και σιδήρου σε ηλεκτρικούς κλιβάνους και το μαγγάνιο ανάγεται με άνθρακα σύμφωνα με την αντίδραση:

Το τεχνήτιο δεν βρίσκεται στο φλοιό της γης. Πολύ μικρές ποσότητες του ελήφθησαν τεχνητά και διαπιστώθηκε ότι οι χημικές του ιδιότητες είναι πολύ πιο κοντά στο ρήνιο παρά στο μαγγάνιο. Ωστόσο, δεν έχει γίνει ακόμη λεπτομερής μελέτη του στοιχείου και των ενώσεων του.

Η περιεκτικότητα σε ρήνιο στον φλοιό της γης είναι πολύ μικρή (9·10−9%). Αυτό το στοιχείο είναι εξαιρετικά διασκορπισμένο: ακόμη και τα πιο πλούσια σε ρήνιο ορυκτά (μολυβδενίτες) το περιέχουν σε ποσότητες που συνήθως δεν υπερβαίνουν το 0,002% κατά βάρος. Το ρήνιο και τα παράγωγά του δεν έχουν βρει ακόμη κάποια ευρεία χρήση. Ωστόσο, το 2007, η παγκόσμια παραγωγή ρηνίου ήταν περίπου 45 τόνοι. Είναι επίσης ένα χημικά ενεργό στοιχείο.

Προς VII Μια ομάδα του περιοδικού συστήματος Δ.Ι. Ο Mendeleev περιλαμβάνει Fluor 9F, Chlorine 17Cl, Bromine 35Br, iodine 53I και Astatine 85At (δεν έχει σταθερά ισότοπα). F, Cl, Br και ονομάζονται «αλογόνα» (μεταφρασμένο από τα ελληνικά - άλατα). Αυτό το όνομα οφείλεται στην ιδιότητά τους να σχηματίζουν άλατα όταν αλληλεπιδρούν άμεσα με μέταλλα.
Η ηλεκτρονική διαμόρφωση του εξωτερικού στρώματος είναι ns2nр5. Η αλλαγή στις χημικές ιδιότητες στη σειρά F – Cl – Br – I – At οφείλεται σε μια σταθερή αύξηση των μεγεθών των τροχιακών ns-, nр-σθένους. Με την αύξηση του ατομικού αριθμού ενός στοιχείου, η πυκνότητα αυξάνεται, τα σημεία βρασμού και τήξης αυξάνονται, η ισχύς των αλογονωμένων οξέων αυξάνεται και η αντιδραστικότητα μειώνεται.
Τα αλογόνα είναι τυπικά αμέταλλα· υπό την επίδραση αναγωγικών παραγόντων μετατρέπονται εύκολα σε ιόντα αλογονιδίου G. Η συγγένεια ενός ατόμου με ένα ηλεκτρόνιο μειώνεται στην ομάδα. Τα αλογόνα αλληλεπιδρούν έντονα με τα μέταλλα και σχηματίζουν ιοντικές ενώσεις με τα μέταλλα s. Ο ιοντικός χαρακτήρας των αλογονιδίων εξασθενεί κάπως με την αύξηση του ατομικού αριθμού του στοιχείου και είναι συνέπεια της μείωσης της ηλεκτραρνητικότητας. Όσο πιο ηλεκτραρνητικά στοιχεία, τα αλογόνα εμφανίζουν θετικές καταστάσεις οξείδωσης.
Οι ιδιότητες του φθορίου διαφέρουν σημαντικά από εκείνες άλλων αλογόνων. Δεν έχει κενά d-τροχιακά, τα ηλεκτρόνια 2s22p5 είναι ασθενώς θωρακισμένα από τον πυρήνα, γεγονός που οδηγεί σε υψηλή πυκνότητα ηλεκτρονίων, ενέργεια ιονισμού και ηλεκτραρνητικότητα. Επομένως, για το φθόριο μόνο η κατάσταση οξείδωσης είναι -1,0 και για άλλα αλογόνα 1 (μέγιστη σταθερότητα των ενώσεων), είναι επίσης δυνατά 0, +1, +3, +5, +7, +2, +4, +6 ). Η ενέργεια δέσμευσης στο μόριο F2 είναι ασυνήθιστα χαμηλή, γεγονός που το καθιστά πολύ αντιδραστικό (το φθόριο αντιδρά απευθείας με όλα τα στοιχεία εκτός από HE, Ne, Ar, σχηματίζοντας ενώσεις στις οποίες τα στοιχεία βρίσκονται στην υψηλότερη δυνατή κατάσταση οξείδωσης). Θα πρέπει επίσης να σημειωθεί ότι οι ενθαλπίες σχηματισμού ιοντικών και ομοιοπολικών ενώσεων είναι υψηλές σε σύγκριση με άλλα αλογόνα.
2.2 Να είσαι στη φύση

Στον φλοιό της γης, η περιεκτικότητα σε φθόριο είναι 6 10-2%, χλώριο, βρώμιο, ιώδιο, αντίστοιχα, 2 10-2. 2 10-4; 4 * 10-5%. Το φθόριο βρίσκεται με τη μορφή φθορίου (περίπου 30 μέταλλα, τα πιο σημαντικά είναι το CaF2 (φθορίτης ή φθορίτης), 3Ca3 (PO4) 2CaF2 (φθοραπατίτης), Na3 - κρυόλιθος). Το χλώριο σχηματίζει περίπου 70 δικά του ορυκτά, κυρίως χλωρίδια ελαφρών μετάλλων (πετροκάλαμο, αλογονίτης NaCl, συλβίτης KCl, καρναλλίτης KCl MgCl2 6H2O, κ.λπ.). Το μεγαλύτερο μέρος των αλογόνων συγκεντρώνεται στο νερό των θαλασσών και των ωκεανών. Βρώμιο και ιώδιο βρίσκονται επίσης σε νερά γεώτρησης και φύκια (για παράδειγμα, στα φύκια (φύκια), η περιεκτικότητα σε ιώδιο φτάνει το 0,45%).
2.3 Φυσικές ιδιότητες

Σε αέριες, υγρές και στερεές καταστάσεις, τα αλογόνα είναι διατομικά μόρια G2. Το φθόριο είναι ένα ανοιχτό κίτρινο αέριο με πολύ δυσάρεστη, πικάντικη οσμή. Το χλώριο είναι ένα πράσινο-κίτρινο αέριο με πικάντικη οσμή, το βρώμιο είναι ένα κόκκινο-καφέ βαρύ υγρό με έντονη οσμή, το ιώδιο είναι μαύρο, μεταλλικοί γυαλιστεροί κρύσταλλοι (όταν θερμανθεί μετατρέπεται σε μωβ αέριο (εξάχνωση) - Εικόνα 2.1. Τήξη και τα σημεία βρασμού αυξάνονται μονότονα από φθόριο σε ιώδιο με αύξηση του μοριακού μεγέθους και αυξημένη διαμοριακή αλληλεπίδραση.

ΕΝΑ
θα
V
α – χλώριο; β – βρώμιο; γ – ιώδιο
Εικόνα 2.1 – Εμφάνιση χλωρίου, βρωμίου, ιωδίου

2.4 Μέθοδοι εκχύλισης

Το φθόριο λαμβάνεται με ηλεκτρόλυση τήγματος φθορίου (κυρίως KHF2, το οποίο επιτρέπει την ηλεκτρόλυση στους 1000C, ενώ το KF τήκεται σε θερμοκρασία 8570C.
Η βιομηχανική παραγωγή χλωρίου βασίζεται στην ηλεκτρόλυση υδατικών διαλυμάτων NaCl. Σε εργαστηριακές συνθήκες λαμβάνεται με αντίδραση πυκνού HCl με οξειδωτικά μέσα:
MnO2 + 4HCl → MnCl2 + Cl2 + 2H2O
2KMnO4 + 16HCl → 2MnCl2 + 2KCl + 5Cl2 + 8H2O
Ιδιαίτερα καθαρό χλώριο λαμβάνεται από την αντίδραση:
2AuCl3 → 2Au + 3Cl2
Το βρώμιο λαμβάνεται βιομηχανικά από θαλασσινό νερό, έχοντας προηγουμένως απαλλαγεί από το NaСl: 2Br – + Cl2 → Br2 + 2Cl-
Το βρώμιο διοχετεύεται με ρεύμα αέρα και απορροφάται από ρινίσματα σιδήρου ή άλλες ουσίες, για παράδειγμα:
Na2CO3 + Br2 → NaBrO + NaBr + CO2
NaBrO + NaBr + H2SO4 → Br2 + Na2SO4 + H2O
Σε εργαστηριακές συνθήκες, το βρώμιο λαμβάνεται από την αντίδραση:
2KBr + Cl2 → 2KCl + Br2
Βιομηχανικά, το ιώδιο εξάγεται επίσης από θαλασσινό νερό, νερό πετρελαιοπηγών και τέφρα θαλάσσιων φυτών:
2NaI + Cl2 → 2NaCl + I2
Στο εργαστήριο, το ιώδιο λαμβάνεται με την αντίδραση:
2NaI + MnO2 + 2H2SO4 → I2 + MnSO4 + Na2SO4 + 2H2O
Το ιώδιο προσροφάται με ενεργό άνθρακα ή εκχυλίζεται με διαλύτες και καθαρίζεται με εξάχνωση.
2.5 Χημικές ιδιότητες στοιχείων της ομάδας VII A

Σύμφωνα με τις χημικές τους ιδιότητες, τα αλογόνα είναι ενεργά αμέταλλα. Λόγω της χαμηλής ενέργειας διάστασης του μορίου του φθορίου, της ίδιας της ηλεκτραρνητικότητας του ατόμου και της υψηλής ενέργειας ενυδάτωσης του ιόντος, το φθόριο είναι ένας ισχυρός οξειδωτικός παράγοντας (οξειδώνει άλλα στοιχεία σε υψηλότερες θετικές καταστάσεις οξείδωσης), αντιδρά έντονα με απλές ουσίες με εξαίρεση των He, E και Ar. Στη σειρά από φθόριο σε ιώδιο, οι οξειδωτικές ιδιότητες μειώνονται και οι αναγωγικές ιδιότητες αυξάνονται.

Αλληλεπίδραση με το νερό:
Το φθόριο αλληλεπιδρά εξαιρετικά ενεργητικά με το νερό:
2F2 + 2H2O → 4HF + O2,
Η αντίδραση συνοδεύεται από το σχηματισμό όζοντος και ОF2.
Όταν το χλώριο διαλύεται στο νερό, η αντίδραση συμβαίνει:
H2O + Сl2 HOСl + HСl – σε θερμοκρασία δωματίου σε κορεσμένο διάλυμα Сl2 σε νερό, περίπου το 70% του χλωρίου είναι σε μορφή μορίων, ενώ η ισορροπία για το ιώδιο μετατοπίζεται σχεδόν εντελώς προς τα αριστερά.
Αλληλεπίδραση με σύνθετες ουσίες:
Το φθόριο αντιδρά με αλκάλια σχηματίζοντας OF2:

Όταν το χλώριο δρα σε ψυχρά αλκαλικά διαλύματα, σχηματίζονται άλατα υποχλωριώδους οξέος:
Сl2 + 2KOH → KOСl + KСl + H2O
υποχλωριώδες κάλιο
Όταν εκτίθεται σε ένα καυτό διάλυμα αλκαλίου (70-800 C), σχηματίζονται άλατα υπερχλωρικού οξέος - χλωρικά:
3Сl2 + 6KOH → KСlО3 + 5KСl + 3H2O
χλωρικό κάλιο
Το ιώδιο και το βρώμιο σχηματίζουν επίσης κατά προτίμηση τριοξοαλογονικά όταν αντιδρούν με αλκάλια.
Το χλώριο αντιδρά με διάλυμα σόδας:
2Na2CO3 + Cl2 + H2O → NaClO + NaCl + 2NaHCO3
“Νερό ακόντιου”
Το ιώδιο σε μικρό βαθμό εμφανίζει ιδιότητες χαρακτηριστικές των μετάλλων. Με αυτόν τον τρόπο μπορείτε να πάρετε νιτρικό ιώδιο, το οποίο αποσυντίθεται σε θερμοκρασίες κάτω από 0 ° C.
I2 + AgNO3 AgI + INO3; 3INO3 → I2 + I (NO3) 3
2.6 Ενώσεις αλογόνου

Αλογονίδια υδρογόνου
Υπό τυπικές συνθήκες, τα υδραλογονίδια είναι άχρωμα αέρια με έντονη οσμή. Με την αύξηση της μάζας και του μεγέθους των μορίων, η διαμοριακή αλληλεπίδραση αυξάνεται και, ως αποτέλεσμα, αυξάνονται τα σημεία τήξης και βρασμού. Το υδροφθόριο έχει ασυνήθιστα υψηλά σημεία τήξης (-83 ° C) και σημεία βρασμού (-19,5 ° C), γεγονός που εξηγείται από το σχηματισμό δεσμών υδρογόνου μεταξύ μορίων HF.
Λόγω της υψηλής πολικότητας τους, τα υδραλογονίδια διαλύονται καλά στο νερό για να σχηματίσουν οξέα, η ισχύς των οποίων αυξάνεται στη σειρά HF-HCl-HBr-HE (λόγω αύξησης της ακτίνας). Αυξάνεται επίσης η αναγωγική δραστηριότητα των ιόντων αλογονιδίου στη σειρά F- → SI- → Br- → I-. Το ΝΟ είναι ένας ισχυρός αναγωγικός παράγοντας, που χρησιμοποιείται στην οργανική σύνθεση. Στον αέρα, το υδατικό διάλυμα ΝΟ οξειδώνεται σταδιακά από το ατμοσφαιρικό οξυγόνο:
4HI + O2 → 2I2 + 2H2O
Το HBr συμπεριφέρεται παρόμοια. Το υδροφθορικό οξύ (HF) και το υδροχλωρικό οξύ (HCl) δεν αντιδρούν με το πυκνό θειικό οξύ, αλλά το HBr και το ΝΟ οξειδώνονται από αυτό.
Η κύρια ποσότητα υδροχλωρικού οξέος λαμβάνεται με χλωρίωση, αποχλωρίωση οργανικών ενώσεων, πυρόλυση (προγραμματισμός όταν θερμαίνεται χωρίς πρόσβαση αέρα) οργανικών αποβλήτων χλωρίου - υποπροϊόντα διαφόρων διεργασιών. Επιπλέον, λαμβάνονται υδραλογονίδια:
άμεση σύνθεση από στοιχεία: H2 + G2 2NG
Αυτή η αλυσιδωτή αντίδραση, η οποία επίσης αποτελεί τη βάση της βιομηχανικής παραγωγής HCl, ξεκινά από το φως, την υγρασία και τα πορώδη στερεά.
εκτοπίζοντας το NG από τα άλατά τους (εργαστηριακές μέθοδοι εκχύλισης):
CaF2 + H2SO4 → CaSO4 ↓ + 2HF;
NaCl + H2SO4 (k) → NaHSO4 + HCl;
NaHSO4 + NaCl → Na2SO4 + HCl.
– Τα οξέα HBr δεν λαμβάνονται με υδρόλυση αλογονιδίων του φωσφόρου:
PE3 + 3H2O → H3PO3 + 3HE (E – Br ή I).
Ένα χαρακτηριστικό του HF και των υδατικών διαλυμάτων του είναι η καταστροφή του χαλαζία και του γυαλιού:
SiO2 + 4HF → SiF4 + 2H2O
SiF4 + 2HF → H2
Επομένως, το HF αποθηκεύεται σε πλαστικά ή γυάλινα δοχεία, αλλά εσωτερικά επικαλυμμένα με κερί ή παραφίνη. Το σπάνιο HF είναι ένας διαλύτης υψηλής ιονισμού. Αναμιγνύεται με νερό σε οποιαδήποτε αναλογία. Σε αραιά υδατικά διαλύματα υπάρχει μια ισορροπία:
HF + H2O H3O + + F-;
F- + HF HF2-;
Με την εξουδετέρωση του HF, μπορεί να ληφθεί διφθοριούχο κάλιο (υδροφθόριο κάλιο):
2HF + KOH → KHF2 + H2O
KHF2 + KOH → 2KF + H2O
Τα φθορίδια (άλατα υδροφθορικού οξέος) είναι ελάχιστα διαλυτά στο νερό (με εξαίρεση τα NaF, KF, NH4F, AgF, SnF2), διαιρούνται, παρόμοια με τα οξείδια, σε όξινα (SiF4), βασικά (NaF) και αμφοτερικά (AlF3). ). Μπορούν να αντιδράσουν μεταξύ τους:
2NaF + SiF4 → Na2
KF + SbF5 → K
3KF + AlF3 → K3
Χλωρίδια - άλατα υδροχλωρικού οξέος - διαλύονται στο νερό, με εξαίρεση τα AgCl, HgCl2, Hg2Cl2, PbCl2.
Βρωμίδια, ιωδίδια - διαλύονται στο νερό, με εξαίρεση τα AgBr, AgI, PbI2, PbBr2.
Ενώσεις αλογόνων και οξυγόνου
Οι δυαδικές ενώσεις οξυγόνου του φθορίου ονομάζονται φθόριο (Το φθόριο είναι πιο ηλεκτραρνητικό από το οξυγόνο). Διφθοριούχο οξυγόνο – ОF2, το οποίο σχηματίζεται από την αντίδραση:
2NaOH + 2F2 → 2NaF + OF2 + H2O
ОF2 – ανοιχτό κίτρινο αέριο, δραστικό, ισχυρό οξειδωτικό μέσο:
2H2 + OF2 → H2O + 2HF.
Άλλα αλογόνα σε ενώσεις με οξυγόνο εμφανίζουν θετικές καταστάσεις οξείδωσης.
Μεταξύ των οξειδίων, το H2O5 (το μόνο θερμοδυναμικά σταθερό οξείδιο αλογονιδίου) είναι μια άχρωμη κρυσταλλική ουσία. Οξειδωτικό μέσης ισχύος, που χρησιμοποιείται για τον ποσοτικό προσδιορισμό του CO:
I2O5 + 5CO → I2 + 5CO2
I2 + 2Na2S2O3 → 2NaI + Na2S4O6
Οι ενώσεις οξυγόνου χλωρίου λαμβάνονται έμμεσα. Σχετικά σταθερά είναι τα Cl2O, ClO2, Cl2O7:
Το Сl2O είναι ένα σκούρο κίτρινο αέριο με έντονη οσμή, δηλητηριώδες, ασταθές και μπορεί να εκραγεί. Αυτό το οξείδιο λαμβάνεται με την αντίδραση: 2HgO + 2Cl2 → HgCl2 + Cl2O.
Το Cl2O αντιδρά με το νερό: Cl2O + H2O → 2HOCl ή 2HCl – υποχλωριώδες οξύ. Αυτό το οξύ είναι ασταθές και υπάρχει μόνο σε αραιό διάλυμα.
Το HOCl και τα υποχλωριώδη άλατά του είναι ισχυροί οξειδωτικοί παράγοντες:
NaOCl + 2KI + H2SO4 → I2 + NaCl + K2SO4 + H2O
Το ClO2 είναι ένα πρασινωπό-κίτρινο αέριο, με έντονη οσμή, δηλητηριώδες, μπορεί να εκραγεί όταν θερμαίνεται, ένα ενεργητικό οξειδωτικό.
ClO2, το μόνο οξείδιο του αλογόνου που παράγεται σε βιομηχανική κλίμακα από τις αντιδράσεις:
КClO3 + H2SO4 → HClO3 + KHSO4
3HClO3 → 2ClO2 + HClO4 + H2O
Στο νερό, το ClO2 είναι δυσανάλογο, όπως στα αλκαλικά διαλύματα:
2СlО2 + H2O → HClO3 + HClО2
υπερχλωρικό οξύ χλωριτικό οξύ
2ClO2 + 2KOH → KClO3 + KClO2 + H2O
Το Cl2O7 είναι ένα ελαιώδες υγρό που εκρήγνυται όταν θερμαίνεται στους 120 ° C, το οποίο λαμβάνεται από την αντίδραση: 4HClO4 + P4O10 → 2Cl2O7 + 4HPO3.
Το Cl2O7 αντιδρά με το νερό: Cl2O7 + H2O → 2HClO4

Τα υποαλογονωμένα οξέα NPO είναι γνωστά μόνο σε αραιά υδατικά διαλύματα. Λαμβάνονται με αντίδραση ενός αλογόνου με ένα εναιώρημα οξειδίου του υδραργύρου:
2I2 + HgO + H2O → HgI2 + 2HOI.
Πρόκειται για ασθενή οξέα· στη σειρά HOCl → HOBr → HOI, η ισχύς των οξέων μειώνεται, ενώ οι βασικές ιδιότητες αυξάνονται. Το HOI είναι ήδη μια αμφοτερική ένωση.
Οι υποαλογονίτες είναι ασταθείς ενώσεις με ισχυρές οξειδωτικές ιδιότητες, που λαμβάνονται με αντίδραση του G2 με ένα ψυχρό διάλυμα αλκαλίου. Έτσι παράγεται η χλωρίνη στη βιομηχανία· χρησιμοποιείται από καιρό ως απολυμαντικό και λευκαντικό:

Από τα οξυγονικά οξέα των αλογόνων NGO2, μόνο το χλωριώδες οξύ HClO2 είναι γνωστό· στην ελεύθερη κατάσταση, το οξύ είναι μέτριας ισχύος (Kd = 10-2). Δεν έχει καμία τεχνική σημασία. Πρακτικής σημασίας είναι το NaClO2 - ένα ισχυρό οξειδωτικό, που χρησιμοποιείται ως λευκαντικό για υφάσματα, σε μικρή ποσότητα (περίπου 0,4%) περιλαμβάνεται στη σκόνη πλυσίματος. Λήφθηκε από την αντίδραση:
Na2O2 + 2ClO2 → O2 + 2NaClO2
Τα οξοξέα ΜΚΟ3 είναι πιο σταθερά από τα ΜΚΟ. HClO3, HBrO3 υπάρχουν μόνο σε διαλύματα των οποίων η συγκέντρωση δεν υπερβαίνει το 50%, και το HIO3 απομονώνεται ως μεμονωμένη ένωση.
Στη σειρά HClO3 → HBrO3 → HIO3, η ισχύς των οξέων μειώνεται· είναι ασθενέστερα οξειδωτικά μέσα από τα HOX.
Το HClO3 λαμβάνεται μέσω των αντιδράσεων:
6Ba (OH) 2 + 6Cl2 → 5BaCl2 + Ba (ClO3) 2 + 6H2O
Ba (ClO3) 2 + H2SO4 → BaSO4 ↓ + 2HClO3
Το HBrO3 λαμβάνεται από την αντίδραση:
Br2 + 5Cl2 + 6H2O → 2HBrO3 + 10HCl
Το HIO3 μπορεί να ληφθεί:
3I2 + 10HNO3 → 6HIO3 + 10NO + 2H2O
Τα άλατα αυτών των οξέων, ισχυρών οξειδωτικών παραγόντων, λαμβάνονται με την αντίδραση:
3G2 + 6KON → KEO3 + 5ke + 3H2O
Το KClO3 - αλάτι μπερτολέτ - χρησιμοποιείται ευρέως στη βιομηχανία - χρησιμοποιείται στην κατασκευή σπίρτων, πυροτεχνημάτων και εκρηκτικών.
Oxoacids NGO4
Το HClO4 είναι υγρό, καπνίζει στον αέρα. Λαμβάνεται κατά την αντίδραση:
KClO4 + H2SO4 → HClO4 + KHSO4
Το άνυδρο HClO4 είναι ένας πολύ ισχυρός οξειδωτικός παράγοντας, ένα από τα ισχυρότερα οξέα που χρησιμοποιείται στην ανόργανη και οργανική σύνθεση. Τα άλατα είναι υπερχλωρικά, τα περισσότερα από τα οποία είναι διαλυτά στο νερό, με εξαίρεση τα KClO4, RbClO4, CsClO4, Mg (ClO4) 2 (τεχνική ονομασία "Anhydron") - ένα από τα πιο ισχυρά αποξηραντικά.
Το βρωμικό οξύ είναι γνωστό μόνο σε υδατικά διαλύματα.
Το υπεριωδικό οξύ H5IO6 είναι ένα ασθενές οξύ, πολύ διαλυτό στο νερό, σχηματίζει μέτρια και όξινα άλατα. Το οξύ λαμβάνεται με την αντίδραση:
Ba5 (IO6) 2 + 5H2SO4 → 5BaSO4 + 2H5IO6.
Άλατα υπεριωδικού οξέος μπορούν να ληφθούν:
KIO3 + Cl2 + 6KOH → K5IO6 + 2KCl + 3H2O
ΣΥΝΔΕΣΕΙΣ διαλογόνων
Σε αντίθεση με στοιχεία άλλων ομάδων, τα αλογόνα αλληλεπιδρούν μεταξύ τους για να σχηματίσουν μεγάλο αριθμό διαλογόνων με τον γενικό τύπο XYn (n = 1, 3, 5.7) - Πίνακας 2.3, όπου το Υ είναι ένα ελαφρύτερο και πιο ηλεκτραρνητικό αλογόνο. Λαμβάνονται από άμεση αλληλεπίδραση απλών ουσιών, σε διαφορετικές αναλογίες αντιδραστηρίων, θερμοκρασίες και πιέσεις.
Όλα τα διαλογονίδια, εκτός από το BrCl, αποσυντίθενται υπό την επίδραση του νερού. Έχουν ισχυρές οξειδωτικές ιδιότητες.
2.7 Χρήση

Τα αλογόνα και οι ενώσεις τους χρησιμοποιούνται ευρέως στη βιομηχανία, τη γεωργία και την καθημερινή ζωή. Όσον αφορά την κλίμακα της βιομηχανικής παραγωγής, την πρώτη θέση μεταξύ των αλογόνων καταλαμβάνει το χλώριο και τη δεύτερη το φθόριο. Οι κύριοι τομείς εφαρμογής των αλογόνων και των ενώσεων τους δίνονται στον Πίνακα 2.4
Επιπλέον, ενώσεις αλογόνου με βάση το οξυγόνο χρησιμοποιούνται στην πυροτεχνία. Οι ενώσεις φθορίου χρησιμοποιούνται για την παραγωγή υαλοπινάκων και σμάλτου. HF – για χάραξη γυαλιού. Οι ενώσεις που περιέχουν χλώριο χρησιμοποιούνται ευρέως ως παράγοντες χημικού πολέμου (φωσγένιο, αέριο μουστάρδας, χλωροπικρίνη κ.λπ.). Το AgBr χρησιμοποιείται στη φωτογραφία, το KBr χρησιμοποιείται στην οπτική. Το ιώδιο και το βρώμιο χρησιμοποιούνται σε λαμπτήρες αλογόνου. Το πριόνισμα των αερολυμάτων AgI και PbI2 σε σύννεφα προκαλεί (τεχνητή) βροχή και αποτελεί μέσο καταπολέμησης του χαλαζιού. Ορισμένες οργανικές ενώσεις ιωδίου χρησιμοποιούνται για την παραγωγή λέιζερ αερίου υψηλής ισχύος.
2.8 Βιολογικός ρόλος και τοξικολογία

Το φθόριο και οι ενώσεις του είναι εξαιρετικά τοξικά. Το F2 έχει ερεθιστικό αποτέλεσμα αρκετές φορές περισσότερο από το HF. Όταν η καρδιακή ανεπάρκεια εισέρχεται στο δέρμα, διαλύει πρωτεΐνες, διεισδύει βαθιά στους ιστούς και προκαλεί σοβαρά έλκη. Το φθόριο στον φθοραπατίτη είναι μέρος του σμάλτου των δοντιών· η έλλειψή του προκαλεί τερηδόνα και η περίσσεια προκαλεί αυξημένη ευθραυστότητα των οστών.
Το χλώριο ανήκει στην ομάδα των ασφυξιογόνων ουσιών, προκαλεί έντονο ερεθισμό των βλεννογόνων και μπορεί να οδηγήσει σε πνευμονικό οίδημα. Οι υψηλές συγκεντρώσεις οδηγούν σε αντανακλαστική αναστολή του αναπνευστικού κέντρου. Το χλώριο είναι το πιο σημαντικό βιογενές στοιχείο. Τα ιόντα χλωρίου αποτελούν μέρος του γαστρικού υγρού και συμμετέχουν σε διάφορες ενδοκυτταρικές διεργασίες - διατηρώντας την οσμωτική πίεση και ρυθμίζοντας το μεταβολισμό νερού-αλατιού.
Ο ατμός βρωμίου οδηγεί επίσης σε ερεθισμό των βλεννογόνων, ζάλη και υψηλότερες συγκεντρώσεις προκαλούν σπασμούς της αναπνευστικής οδού και βλάβες στο οσφρητικό νεύρο. Όταν το υγρό βρώμιο εισχωρεί στο δέρμα, δημιουργούνται πολύ επώδυνα εγκαύματα και έλκη και είναι δύσκολο να επουλωθούν. Οι ενώσεις βρωμίου ρυθμίζουν τις διαδικασίες διέγερσης και αναστολής του κεντρικού νευρικού συστήματος.
Η εισπνοή ατμού ιωδίου προκαλεί βλάβες στα νεφρά και στο καρδιαγγειακό σύστημα, στην αναπνευστική οδό και είναι δυνατό πνευμονικό οίδημα. Εάν έρθει σε επαφή με τη βλεννογόνο μεμβράνη του ματιού, εμφανίζεται πόνος στα μάτια, ερυθρότητα και δακρύρροια. Το ιώδιο είναι μέρος των θυρεοειδικών ορμονών του θυρεοειδούς αδένα (θυροξίνη, τριιωδοθυρονίνη), οι οποίες παίζουν πολύ σημαντικό ρόλο στο μεταβολισμό.

1. Ποιες καταστάσεις οξείδωσης παρουσιάζουν τα αλογόνα στις ενώσεις; Ποια είναι τα χαρακτηριστικά των καταστάσεων σθένους φθορίου; Γιατί τα μέταλλα εμφανίζουν υψηλότερες καταστάσεις οξείδωσης σε ενώσεις με φθόριο;
2. Αναλύστε τις αλλαγές στις ιδιότητες στη σειρά αλογόνου.
3. Απεικονίστε βιομηχανικές και εργαστηριακές μεθόδους για την παραγωγή αλογόνων με αντιδράσεις.
4. Δώστε μια συγκριτική περιγραφή των οξειδοαναγωγικών ιδιοτήτων των αλογόνων χρησιμοποιώντας το παράδειγμα διαφόρων αντιδράσεων.
5. Πώς αλλάζουν οι φυσικές και χημικές ιδιότητες στη σειρά HF-HCl-HBr-NET;
6. Γράψτε τις εξισώσεις αντίδρασης για την αλληλεπίδραση αλογόνων με νερό και αλκάλια.
7. Πώς αλλάζουν οι ιδιότητες αντοχής και οξειδοαναγωγής των οξέων οξυγόνου αλογόνου; Να αιτιολογήσετε την απάντησή σας.
8. Ποιες ανόργανες ενώσεις φθορίου, χλωρίου, βρωμίου και ιωδίου χρησιμοποιούνται στην ιατρική; Ποιες άλλες βιομηχανίες χρησιμοποιούν ευρέως τα αλογόνα και τις ενώσεις τους;
9. Γράψτε τις εξισώσεις αντίδρασης που μπορούν να χρησιμοποιηθούν για την πραγματοποίηση μετασχηματισμών:
РbBr2 → HBr → Br2 → КBrO3 → НBrO3 → FeBr3;
Сl2 → КClO3 → КClО4 → НClО4 → ClO2 → НClO3;
Cl2 → HCl → KCl → Cl2 → BaCl2 → HCl.
10. Τι βιολογικό ρόλο παίζουν τα αλογόνα στο ανθρώπινο σώμα;

ΜΕΡΙΔΙΟ:

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

Η υποομάδα των αλογόνων περιλαμβάνει φθόριο, χλώριο, βρώμιο, ιώδιο και αστατίνη. Τα πρώτα τέσσερα στοιχεία βρίσκονται στη φύση, το τελευταίο λαμβάνεται τεχνητά και επομένως έχει μελετηθεί πολύ λιγότερο από τα άλλα αλογόνα. Η λέξη αλογόνο σημαίνει σχηματισμός άλατος. Τα στοιχεία της υποομάδας έλαβαν αυτό το όνομα λόγω της ευκολίας με την οποία αντιδρούν με πολλά μέταλλα, σχηματίζοντας άλατα.Όλα τα αλογόνα έχουν τη δομή του εξωτερικού κελύφους ηλεκτρονίων s 2 p 5. Επομένως, δέχονται εύκολα ένα ηλεκτρόνιο, σχηματίζοντας ένα σταθερό κέλυφος ηλεκτρονίων ευγενούς αερίου (s 2 p 6). Το φθόριο έχει τη μικρότερη ατομική ακτίνα στην υποομάδα· για τα υπόλοιπα αυξάνεται στη σειρά F< Cl < Br < I < Аt и составляет соответственно 133; 181; 196; 220 и 270 пм. В таком же порядке уменьшается сродство атомов элементов к электрону. Галогены - очень активные элементы. Они могут отнимать, электроны не только у атомов, которые их легко отдают, но и у ионов и даже вытеснять другие галогены, менее активные, из их соединений. Например, фтор вытесняет хлор из хлоридов, хлор - бром из бромидов, а бром - иод из иодидов. Из всех галогенов только фтор, находящийся во II периоде, не имеет незаполненного d-уровня. По этой причине он не может иметь больше одного неспаренного электрона и проявляет валентность только -1. В атомах других галогенов d-уровень не заполнен, что дает им возможность иметь различное количество неспаренных электронов и проявлять валентность -1, +1, +3, +5 и +7, наблюдающуюся в кислородных соединениях хлора, брома и иода К подгруппе марганца принадлежат марганец, технеций и рений. В отличии от галогенов элементы подгруппы марганца имеют на внешнем электронном уровне всего два электрона и поэтому не проявляют способности присоединять электроны, образуя отрицательно заряженные ионы.Марганец распространен в природе и широко используется в промышленности.Технеций радиоактивен, в природе не встречаемся, а получен искусственно (впервые - Э. Сегре и К.Перрье, 1937}. Этот элемент образуется вследствие радиоактивного распада урана. Рений относится к числу рассеянных элементов. Он не образует самостоятельных минералов, а встречается в качестве спутника некоторых минералов, особенно молибденовых. Он был открыт В. и И. Ноддак в 1925 г. Сплавы, имеющие небольшие добавки рения, обладают повышенной устойчивостью против коррозии. Добавка рения к и ее сплавам увеличивает их механическую прочность. Это свойство рения позволяет применять его вместо благородного металла иридия. Платино-платинорениевые термопары работают лучше платино-платиноиридиевых, но их нельзя использовать при очень высоких температурах, так как образуется летучее соединение Re 2 O 7 .

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

Ιδιαίτερες αναλυτικές αντιδράσεις ιόντων Mn 2+

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

Αναλυτικές αντιδράσεις

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

3FeSO 4 + 2K 3 → Fe 3 2 ↓+ 3K 2 SO 4,

3Fe 2+ + 2Fe(CN) 6 3– → Fe 3 2 ↓.

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

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

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

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

Ιδιαίτερες αναλυτικές αντιδράσεις ιόντων Fe 3+

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

4Fe 3+ + 3Fe(CN) 6 4– → Fe 4 3 ↓.

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

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

Fe 3+ + NCS – ↔ Fe(NCS) 2+,

Fe 3+ + 2NCS – ↔ Fe(NCS) 2+,

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

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

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

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

προεξωτερική - 18 ē

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

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

ψευδάργυρος, δεν έχει ακόμη σταθεροποιηθεί πλήρως εδώ και

μπορεί να χάσει το ē, επομένως είναι πιθανές οι CO

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

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

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

Αντιδράσεις για την ανίχνευση ιόντων χαλκού Cu2+

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

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

CuSO4 + 4NH4OH = SO4 + 4H2O,

Cu2+ + 4NH4OH = + + 4H2O.

Αντιδράσεις ανίχνευσης ιόντων αργύρου Ag+

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

Ag+ + Cl- = AgCl.

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

AgNO3 + HCl = AgCl + HNO3,

AgCl + 2NH4OH = Cl + 2H2O,

Cl + 2HNO3 = AgCl + 2NH4NO3.

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

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

Τα ένζυμα χωρίζονται σε έξι κατηγορίες:

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