Р-елементи от група VII. Загални характеристики на елементи от група VII Загални характеристики на елементи от група 7 на главната подгрупа
До VII група на периодичната система D.I. Менделев включва флуор 9F, хлор 17Cl, бром 35Br, йод 53I и астат 85At (няма стабилни изотопи). F, Cl, Br и се наричат „халогени“ (в превода на ореха - сол). Това име се отнася до способността им да създават соли чрез директно взаимодействие с металите.
Електронната конфигурация на външната сфера е ns2nр5. Промяната в химическата мощност в серията F – Cl – Br – I – At се дължи на скорошното увеличение на размерите на ns-, n-валентните орбитали. С увеличаване на поредния номер на атома на елемента силата се увеличава, температурата на кипене и топене се повишава, силата на халогенираните киселини се увеличава и реактивността се променя.
Халогените са типични неметали, под влиянието на съвременните учени те лесно се трансформират в халидни йони G. Плътността на атома към електрона се променя надолу по групата. Халогените взаимодействат енергично с металите и създават йонни реакции с s-метали. Йонният характер на халогенидите е отслабен поради увеличаването на атомния номер на елемента и последващата промяна в електроотрицателността. По-електроотрицателните халогенни елементи показват положителни етапи на окисление.
Силата на флуора е значително различна от силата на другите халогени. Има ежедневни свободни d-орбитали, 2s22р5 електроните са слабо екранирани от ядрото, което води до висока електронна плътност, йонизационна енергия и електроотрицателност. Така за флуора възможният етап на окисление е -1, 0, а за други халогени 1 (максимална устойчивост), 0, +1, +3, +5, +7, а също и +2, +4, +6). Енергията на свързване в молекулата F2 е необичайно ниска, което я прави силно реактивоспособна (флуорът реагира директно с всички елементи, включително HE, Ne, Ar и разтворими съединения, в които елементите са във възможно най-високите етапи на окисление). Трябва също да се отбележи, че енталпията на създаване на йони и ковалентни съединения е висока в сравнение с други халогени.
2.2 Откриване в природата
В земната кора вместо флуор става 6 10-2%, хлор, бром, йод - 2 10-2; 2 10-4; 4*10-5%. Флуорът се намира под формата на флуорид (около 30 минерала, най-важните са CaF2 (флуорит или флуорит), 3Ca3 (PO4) 2CaF2 (флуорапатит), Na3 – криолит). Хлорът разрушава около 70 водни минерала, главно хлориди на леки метали (камянова сол, халит NaCl; силвин KCl, карналит KCl MgCl2 6H2O и др.). По-голямата част от халогените е концентрирана в близост до водите на моретата и океаните. Бромът и йодът също се намират в сондажни води и морски водорасли (например във водорасли (келп) вместо йод той достига 0,45%).
2.3 Физическа сила
В газоподобни, редки и твърди форми халогените са двуатомни молекули G2. Флуорът е светложълт газ с неприятна остра миризма. Хлор - зелено-жълт газ с остра миризма, бром - червено-кафяв газ с остра миризма, йод - черни, метални кристали (при нагряване се превръща във виолетов газ (сублимация) - малунок 2.1) Точки на топене и точки на кипене Йод ще нараства монотонно с увеличаване на размера на молекулата и силата на междумолекулните взаимодействия.
А
b
V
а – хлор; b – бром; в – йод
Фигура 2.1 – Външен вид на хлор, бром, йод
2.4 Методи на обучение
Флуорът се отстранява чрез електролиза на флуоридни стопилки (най-важното е KHF2, което позволява електролизата да се извърши при 1000C, докато KF се топи при температура 8570C.
Промишленото производство на хлор се основава на електролизата на водни източници NaCl. В лабораторните умове те са обсебени от взаимодействието на концентрирана HCl с окислители:
MnO2 + 4HCl → MnCl2 + Cl2 + 2H2O
2KMnO4 + 16HCl → 2MnCl2 + 2KCl + 5Cl2 + 8H2O
За реакцията се използва особено чист хлор:
2AuCl3 → 2Au + 3Cl2
Бромът се отстранява от морската вода от индустрията, като първо се добавя NaСl: 2Br – + Cl2 → Br2 + 2Cl-
Бромът може да се види в потока на вятъра и става кален от лигави стърготини или други течности, например:
Na2CO3 + Br2 → NaBrO + NaBr + CO2
NaBrO + NaBr + H2SO4 → Br2 + Na2SO4 + H2O
В лабораторните умове бромът се отстранява чрез реакцията:
2KBr + Cl2 → 2KCl + Br2
Промишленият йод също се получава от морска вода, нафта вода и пепел от морски водорасли:
2NaI + Cl2 → 2NaCl + I2
В лабораторията йодът се отстранява след реакцията:
2NaI + MnO2 + 2H2SO4 → I2 + MnSO4 + Na2SO4 + 2H2O
Йодът се адсорбира от активни вугили или се извлича от агенти, пречистени чрез сублимация.
2.5 Химическа сила на елементи от група VII A
Зад химичните власти, халогените са активни неметали. Поради ниската енергийна дисоциация на флуорната молекула, самата електроотрицателност на атома и високата енергия на хидратация на йона, флуорът е най-силният окислител (окислява други елементи в повечето положителни етапи на окисляване), реагира енергично с прости думи зад съединението He, E и Ar. В диапазона от флуор до йод, оксидите на мощността ще се променят и оксидите ще се увеличат.
Взаимодействие с вода:
Флуорът взаимодейства с водата изключително енергично:
2F2 + 2H2O → 4HF + O2,
Реакцията е съпроводена с образуването на озон и ОF2.
Когато хлорът се разтвори във вода, възниква реакция:
H2O + Сl2 HOСl + HСl – при стайна температура в наситен разтвор на Сl2 във вода около 70% хлор присъства под формата на молекули, така че балансът за йод е почти изцяло изместен наляво.
Взаимодействия със сгъваеми речи:
Флуорът реагира със съединения OF2:
При добавяне на хлор към студени почви се образуват соли на хлорната киселина:
Сl2 + 2KOH → KOСl + KСl + H2O
калиев хипохлорит
Когато са изложени на гореща почва (70-800C), солите на перхлорната киселина - хлорат - се разтварят:
3Сl2 + 6KOH → KСlО3 + 5KСl + 3H2O
калиев хлорат
Йодът и бромът също са важни при взаимодействие с триоксохалогенатите.
Хлорът реагира с натриев разтвор:
2Na2CO3 + Cl2 + H2O → NaClO + NaCl + 2NaHCO3
"Жавелна вода"
Йодът в малка степен проявява силата, характерна за металите. По този начин можете да премахнете йодния нитрат, който се разлага при температури под 0°C.
I2 + AgNO3 AgI + INO3; 3INO3 → I2 + I (NO3) 3
2.6 Халогенни емисии
Халогенводород
За стандартни цели водородните халогениди са газове без барове с остра миризма. С увеличаването на масата и размера на молекулите се увеличават междумолекулните взаимодействия и в резултат на това се повишават точките на топене и кипене. Флуороводородът има необичайно високи точки на топене (-83°C) и точки на кипене (-19,5°C), което се обяснява с образуването на водни връзки между HF молекулите.
Водородните халиди с висока полярност се разтварят лесно във вода и киселини, чиято сила се увеличава в серията HF-HCl-HBr-HE (поради увеличения радиус). Увеличава се и активността на халогенните йони в серията F- → CI- → Br- → I-. НІ е силен потомък, който застоява в органичния синтез. Във вятъра водният разтвор постепенно се окислява от киселинността на въздуха:
4HI + O2 → 2I2 + 2H2O
Същото се отнася и за HBr. Флуорната киселина (HF) и солната киселина (HCl) не реагират с концентрирана сярна киселина, а HBr и H1 се окисляват от нея.
Основната сила на солната киселина се поддържа по време на хлориране, дехлориране на органични съединения, пиролиза (изхвърляне при нагряване без излагане на топлина) на органохлорни отпадъци - странични продукти от различни процеси. Освен това премахнете халогенните кабели:
директен синтез от елементи: H2 + G2 2NG
Тази реакция на Lanzug, която също е в основата на промишленото отстраняване на HCl, се инициира от леки, воднисти и твърди порести вещества.
концентриран NG от техните соли (лабораторни методи:
CaF2 + H2SO4 → CaSO4 ↓ + 2HF;
NaCl + H2SO4 (k) → NaHSO4 + HCl;
NaHSO4 + NaCl → Na2SO4 + HCl.
– HBr киселините не страдат от хидролиза на фосфорни халиди:
PE3 + 3H2O → H3PO3 + 3HE (E – Br или I).
Особеността на увреждането на HF и водата е разрушаването на кварц и стъкло:
SiO2 + 4HF → SiF4 + 2H2O
SiF4 + 2HF → H2
Затова HF се съхранява в полиетиленови или стъклени съдове, или запечатани в средата с восък или парафин. Излъчената HF е силно йонизиращ агент. Ще се присъедините към водата във всякакъв вид връзка. При водното развъждане има равен принцип:
HF + H2O H3O + + F-;
F- + HF HF2-;
Когато неутрализирате HF, можете да премахнете калиев бифлуорид (калиев хидроген флуорид):
2HF + KOH → KHF2 + H2O
KHF2 + KOH → 2KF + H2O
Флуоридите (соли на флуороводородна киселина) са с ниска сила във вода (реколти - NaF, KF, NH4F, AgF, SnF2), те се разделят, подобно на оксидите, на киселинни (SiF4), основни (NaF) и амфотерни (AlF3) . Те могат да реагират помежду си:
2NaF + SiF4 → Na2
KF + SbF5 → K
3KF + AlF3 → K3
Хлоридите – соли на солната киселина – се разтварят в питейна вода, крем АgСl, НgСl2, Hg2Cl2, РbСl2.
Бромиди, йодиди - се разграждат във вода, следвани от AgBr, AgI, PbI2, PbBr2.
Отстраняване на халогени от кисел
Бинарният кислород от флуор се нарича флуорид (флуорът е по-електроотрицателен от киселината). Устойчив на повечето хора е кислородният дифлуорид – ОF2, който се получава при реакцията:
2NaOH + 2F2 → 2NaF + OF2 + H2O
ОF2 – светложълт газ, реактивен, силен окислител:
2H2 + OF2 → H2O + 2HF.
Други халогени в киселинните киселини показват положителни етапи на окисление.
Най-важният от оксидите е I2O5 (единичен термодинамично стабилен халогениден оксид) – кристално вещество без пръти. Окислител със средна сила, застоял за висококачествен CO:
I2O5 + 5CO → I2 + 5CO2
I2 + 2Na2S2O3 → 2NaI + Na2S4O6
Кислородните смеси с хлор се контролират индиректно. Съдържа се със стабилни съединения Cl2O, ClO2, Cl2O7:
Сl2O е тъмно жълт газ с остър мирис, остър, нестабилен и може да вибрира. Отделете този оксид от реакцията: 2HgO + 2Cl2 → HgCl2 + Cl2O.
Cl2O реагира с вода: Cl2O + H2O → 2HOCl или 2HCl – хипохлорна киселина. Тази киселина е нестабилна и остава разредена.
HOCl и хипохлоритните соли са силно окислителни:
NaOCl + 2KI + H2SO4 → I2 + NaCl + K2SO4 + H2O
ClO2 е газ със зеленикаво-жълт цвят, с остър мирис, остър, може да вибрира при нагряване и е енергичен окислител.
ClO2, един от халогенните оксиди, който участва в реакции в индустриален мащаб:
КClO3 + H2SO4 → HClO3 + KHSO4
3HClO3 → 2ClO2 + HClO4 + H2O
Във водата ClO2 е непропорционален, както в районите на ливадите:
2СlО2 + H2O → HClO3 + HClО2
хлоруватна киселина хлоринова киселина
2ClO2 + 2KOH → KClO3 + KClO2 + H2O
Сl2О7 е маслообразно вещество, което набъбва при нагряване до 120°С, дестилира се по реакцията: 4HClO4 + Р4О10 → 2Cl2O7 + 4HPO3.
Cl2O7 реагира с вода: Cl2O7 + H2O → 2HClO4
Хипохалогенираните киселини са по-малко видими в разредени водни разтвори. Те взаимодействат с халоген и суспензия от живачен оксид:
2I2 + HgO + H2O → HgI2 + 2HOI.
При слаби киселини, средната HOCl → HOBr → HOI, силата на киселините се променя и основната мощност се увеличава. HOI вече е амфотерна.
Хипохалогенитите са нестабилни съединения със силни окислителни способности, които преобладават, когато G2 взаимодейства с охладена почва. По този начин е важно да се премахне хлорът от индустрията, тривалният час беше широко рекламиран като дезинфектант и успокояващ агент:
Кислород-съдържащите киселини на халогените NGO2 са известни само като хлорна киселина HClO2, която обикновено е нестабилна киселина със средна сила (Kd = 10-2). Няма техническо значение. Най-важен е NaClO2 - силен окислител, използва се като омекотител за тъкани, като малко количество (около 0,4%) се добавя към праха за пране. Следете реакцията:
Na2O2 + 2ClO2 → O2 + 2NaClO2
Оксокиселините NGO3 са по-стабилни, по-ниски NGO. HClO3, HBrO3 се появяват повече в случаите, чиято концентрация не надвишава 50%, а HIO3 се разглежда като отделно вещество.
В серията HClO3 → HBrO3 → HIO3 силата на киселините намалява, миризмата на слаби окислители намалява NOH.
HClO3 се отстранява от реакционния процес:
6Ba (OH) 2 + 6Cl2 → 5BaCl2 + Ba (ClO3) 2 + 6H2O
Ba (ClO3) 2 + H2SO4 → BaSO4 ↓ + 2HClO3
HBrO3 се отделя след реакцията:
Br2 + 5Cl2 + 6H2O → 2HBrO3 + 10HCl
HIO3 може да бъде избран:
3I2 + 10HNO3 → 6HIO3 + 10NO + 2H2O
Солите на тези киселини, силни окислители, задвижват реакцията:
3G2 + 6KON → KEO3 + 5ke + 3H2O
KClO3 – бертолетовата сол – намира широко приложение в промишлеността – застоява в приготвените закваски, фойерверки и водки.
Оксокиселини NGO4
HClO4 е нещо за пушене на открито. Регулирайте според времето за реакция:
KClO4 + H2SO4 → HClO4 + KHSO4
Безводният HClO4 е много силен окислител, една от най-силните киселини, налични в неорганичния и органичния синтез. Соли – перхлорати, повечето от които са разтворени във вода, следвани от KClO4, RbClO4, CsClO4, Mg (ClO4) 2 (техническо наименование “Анхидрон”) – едни от най-мощните изсушители.
Бромната киселина рядко се среща във водни растения.
Периодната киселина H5IO6 е слаба киселина, добра във вода, разтваря средни и киселинни соли. Киселината участва в реакцията:
Ba5 (IO6) 2 + 5H2SO4 → 5BaSO4 + 2H5IO6.
Солите на периодатната киселина могат да бъдат отстранени:
KIO3 + Cl2 + 6KOH → K5IO6 + 2KCl + 3H2O
Интерхалогенни пълнители
В допълнение към елементите от други групи, халогените взаимодействат един с друг, за да създадат голям брой интерхалогениди с формалната формула XYn (n = 1, 3, 5.7) - таблица 2.3, където Y е лек и електроотрицателен друг халоген. Отстранете ги директно чрез взаимодействието на прости фактори, различни комбинации от реагенти, температури и налягания.
Всички интерхалогени, включително BrCl, се разпадат чрез изливане с вода. Очертават се силно окислителни сили.
2.7 Използване
Халогените са широко свързани с индустрията, селското господство и влияние. По отношение на мащаба на промишленото производство хлорът заема първо място сред халогените, а флуорът заема второ място. Основните области на натрупване на халогени и техните ефекти са посочени в таблица 2.4
Освен това кислородът от халогените ще се застоява в пиротехниката. Добавеният флуор се използва за остъкляване и емайл; HF – гравирано стъкло. Съединенията на хлора се използват широко като химически агенти (фосген, иприт, хлорпикрин и др.). AgBr се използва във фотографията, KBr - в оптиката. Йодът и бромът се застояват в халогенни лампи. Използването на аерозоли AgI и PbI2 в аерозолите помага за борба с градушката. Няколко органоидни съединения се използват за производството на газови лазери с високо напрежение.
2.8 Биологична роля и токсикология
Флуор и yogo spoluki nadzvichayno премахване. F2 има подчинен ефект, който има по-висока по-ниска HF. Чрез триене върху кожата HF разгражда бялото, прониква дълбоко в тъканта и причинява тежки петна. Флуорът във флуорапатита влиза в хранилището на зъбния емайл, недостигът му води до кариес, а излишъкът води до отслабване на четките.
Хлорът се отнася до група задушаващи вещества, които силно отделят лигавиците, което може да доведе до подуване на крака. Високите концентрации водят до рефлекторно активиране на дихателния център. Хлорът е най-важният биогенен елемент. Хлоридните йони влизат в хранилището на сока от охлюви, участват в различни вътрешни клетъчни процеси - поддържат осмотичното налягане и регулират водно-солевия обмен.
Бромната пара също причинява опъване, замърсяване на лигавиците, а по-високите концентрации причиняват спазми от респираторен стрес и увреждане на обонятелния нерв. Когато редкият бром попадне върху кожата, той създава много болезнени петна и петна, които е важно да запалите. Добавянето на бром регулира процесите на пробуждане и поцинковане на централната нервна система.
Вдишването на йодни пари причинява увреждане на сърдечно-съдовата система, проблеми с дишането и възможно подуване на крака. Ако попадне върху лигавицата, причинява болка в очите, зачервяване и диария. Йодът влиза в хранилището на тиреоидните хормони на щитовидната жлеза (тироксин, трийодтиронин), които играят важна роля в метаболизма на речта.
1. Какви са етапите на окисление на халогените в полупроводниците? Какви са характеристиките на валентните състояния на флуора? Защо те показват най-високите степени на окисление във флуорните съединения?
2. Анализирайте промените в мощността на дъното на халогените.
3. Илюстрирайте промишлени и лабораторни реакции за съдържание на халогени.
4. Да се осигури последователна характеристика на окислителните свойства на халогените при прилагането на различни реакции.
5. Как се променят физичните и химичните влияния в серията HF-HCl-HBr-HI?
6. Напишете еквивалентната реакция на халогени с вода и ливади.
7. Как се променя силата и оксидната сила на халогенните киселини? Дайте своя аргумент.
8. Какви са неорганичните съединения на флуор, хлор, бром и йод, използвани в медицината? В кои галузи се използват широко халогени?
9. Напишете еквивалентната реакция, която може да се използва за трансформация:
РbBr2 → HBr → Br2 → КBrO3 → НBrO3 → FeBr3;
Сl2 → КClO3 → КClО4 → НClО4 → ClO2 → НClO3;
Cl2 → HCl → KCl → Cl2 → Cl2 → HCl.
10. Каква биологична роля играят халогените в човешкото тяло?
ПОСЛЕДВАМ:
VII А група включва следните елементи: флуорЕ, хлорC.I., бромбр, йод I, астатПри, - както могат да се нарекат халогеникоето буквално означава: производител на сол. Миризмата е неметална и принадлежи към семейството на p-елементите.
Халогени (включително астат) се срещат широко в природата. Астатът трябва да бъде подрязан с ранг на главата и парче работа. Zagalny вместо астат в сфера на земната кора с дебелина 1,6 km се оценява на 70 mg. Той е радиоактивен (периодът на разпадане на най-силния изотоп е равен на 8,1 години), има малко промени и няма да го разглеждаме.
В природата халогените не изглеждат заточени и още повече в плетена форма. както и с други елементи. Най-разпространените вещества в природата са хлорът и флуорът и съставляват 0,19% и 0,03% от земната кора.
Комбинацията от хлор и флуор под формата на различни минерали се създава на сушата. За хлора най-важните природни минерали са кам'яна солNaCl, карналитKCl ∙ MgCl 2 ∙ 6 з 2 О, силвинитKCl ∙ NaCl. Най-важните минерали съдържат флуорид флуорит или флуоритCaF 2 , криолитNa 3 АлФ 6 , флуорапатиток 5 (П.О. 4 ) 3 Е.
Бромът и йодът са смесени елементи, произходът на техните минерали не е комбиниран. В морската вода има големи количества бром и йод, редица халогени и различни соли, миризмата на миризмата се абсорбира активно от водораслите.
Бъдещето на халогенните атоми, техните физични и химични сили
Атомите на всички халогени са разположени на външната електронна топка с по 7 електрона всеки, което може да бъде представено по следния начин:
Флуорът се отличава от другите халогени, защото има ден от d-ден на външната електронна сфера.
Някои физически характеристики на халогенните атоми са представени в таблица 4.
Таблица 4. Еднакви характеристики на физическите сили на халогените и простата реч, която създават
|
Орбитален радиус на атом, nm | ||||
|
Енергия на първа йонизация (G 0 – 1 ē → G +1), kJ/mol | ||||
|
Електронна плътност, kJ/mol | ||||
|
Електроотрицателност според Полинг | ||||
|
Енергия на свързване в молекула на проста реч G 2 kJ/mol | ||||
|
Довжина връзка в молекула на проста реч, nm | ||||
|
Температура на топене на прости вещества около С |
В първоначалния случай групите на елементите VIIA имат един несдвоен електрон един върху друг, така че те могат да образуват само една ковалентна връзка с други атоми чрез обменния механизъм (чиято валентност е равна на 1). Когато се събуди, броят на несдвоените електрони на халогените (Crime F) се увеличава до 3,5 или 7 за скоростта на разпаряване на електронните двойки.
Очевидно възможните стойности на валентност, когато обвързването се създава от механизма за обмен в този случай също са 3, 5 или 7.
Флуорът, за разлика от другите халогени, проявява валентност 1, т.к Можете да изпарите своите електронни залози. Теоретично, флуорът, като елемент от друг период, може да проявява максимална валентност, която е по-висока от 4, тъй като включва, в допълнение към обмена, друг донорно-акцепторен механизъм за образуване на ковалентна връзка. А на външната електронна сфера на флуорния атом, до един несдвоен електрон, има още 3 електронни двойки. За черупките, действащи като донор, флуорът може допълнително да създаде 3 ковалентни връзки. Вярно е, че можете да предположите, че флуорът ще бъде „неохотен“, защото Това е най-електроотрицателният елемент и е по-вероятно да отнеме електронните пари, да ги предаде на друг атом и дори не в спалнята.
Известно е, че BF е свързана, при която кратността на връзката е равна на 3. Този факт може да се обясни, като се приеме, че едната връзка се създава от флуорния атом по обменния механизъм, а другите две от донорно-акцепторния механизъм.
Халогени (кремЕ) при полууспешни резултати могат да бъдат открити както положителни, така и отрицателни етапи на окисление.
Положителният етап на окисление на вонята се разкрива при взаимодействие с атоми на електроотрицателни елементи, дори не самите. В този тип халогените действат като родител и отдават своите несдвоени електрони на други атоми от външната сфера. Стойността на етапа на окисляване на това ниво е +1 (на стационарен етап), +3, +5, +7 (на етап под напрежение).
Флуорът не може да открие положителен етап на окисление, тъй като той е най-отрицателният елемент и в химичните реакции винаги отнема електрони от други атоми, действайки само като окислител и от всички. Това показва етап на окисление -1.
Ето причините за премахването Е 2 с флуорна химическа смес (с добавяне на атоми на друг елемент, след това окисление 2 Е - - 2? Е 2 0 )) не може да се извърши. Това може да стане без електричество (електролиза с разтопен флуорид, например солNaF ).
Други халогени проявяват отрицателно окисление, когато взаимодействат с атоми на по-малко електроотрицателни елементи, още по-малко със себе си. В този случай те действат като окислител и отнемат от други атоми един липсващ електрон до завършването на външната им сфера. Размерът на етапа на окисление в неговия предшественик е -1.
Халогените се създават във водата с полу-галален вид
.
Тези газоподобни вещества (точка на кипене HF ≈ 16 около C) са добре образувани в H 2 O. Тези водни източници имат киселинна мощност и силата на тези киселини в диапазона на HF, HCl, HBr, HІ се увеличава до точно. Най-слабата киселина е HF, най-силната е HI. В резултат на това се увеличава радиусът на халогенните атоми в групата надолу, поради което силата на R-H връзката се отслабва (тъй като връзката им расте) и H+ йоните се изплюват по-лесно.
Флуорофлуороводородна или флуороводородна киселина HF е по-слаб, по-нисък разтвор на халогеноводородни киселини и чрез създаването на неговите молекули до създаването на асоциати от типа (HF) n (където n се променя от 1 до 8) за скоростта на създаване на флуороводородна киселина киселинна връзка:
H – F H H; H – F H H или F H H и т.н.
С подкисляване на халогени (кремЕ) може да създаде 4 вида оксиди:
.
(За хлор, оксидикл 2 О, кл 2 О 7; за бром -бр 2 О; за йод -аз 2 О, аз 2 О 5 , аз 2 О 7 . ОксидР 2 О 3 На пръв поглед не се вижда за течен халоген).
За хлорно отстраняване на оксиди 
і 
, някои вина показват нехарактерен етап на окисление от +4 и +6. Това са валентно-ненаситени съединения, които са податливи на димеризация. Вонята се носи на парамагнитна сила, защото... атоми и хлор, за да отмъсти за електронни несъответствия.
Всички оксиди излизат чрез директно взаимодействие на прости халогени с киселина и индиректно. Това са киселинни оксиди. Когато N 2 се разтвори, вонята се разтваря от киселини от следния тип:
За кожния елемент, с увеличаване на етапа на окисление, силата на киселините в този ред се увеличава надясно. Силата на киселините, в които елементите показват нов етап на окисление, се променя надолу по групата. Например в един ред:з 
О, Х 
О, Х 
о- най-силната киселина е NS10. Това се дължи на повишените метални сили на халогените в група зверове надолу, които по свой начин водят до засилване на основните сили на техните безкислородни сполуки.
Флуорът с киселинност премахва влагата 
і 
, при което разкрива положителен етап на окисление +2 или +1. Това се дава от речеви оксиди. Както всички киселинни халогени, миризмата също излиза главно по косвен начин.
Халогените образуват прости съединения (със същите имена), чиито молекули са съставени от два атома, свързани с единична ковалентна връзка. освен товаЕ 2 ікл 2 за най-напредналите умове - гази,бр 2 - Ридина,аз 2 - Солидна реч.
Силата на свързващото вещество в молекулите на прости съединения от хлор до йод се променя. Този модел включва F 2, стойността на връзката, която е значително по-малка от стойността на връзката в молекулата Cl 2 (Таблица 4).
Такава аномална мощност на флуора може да се обясни с наличието на празно d-деление върху настоящата електронна сфера на атомите.
Атомите на хлора и другите халогени имат свободни d-орбитали и сред тях в молекулите на прости съединения има допълнително донорно-акцепторно взаимодействие, което усилва връзките. Това е показано на предната диаграма:
Както може да се види от Таблица 4, енергията на йонизация, енергията на споридност към електрон и видимата електроотрицателност на халогенните атоми от групата надолу се променят. Очевидно е до каква степен неметалната сила на халогените, следователно, и окислителната сила на техните атоми и простите вещества, които създават, също се променят надолу.
Кожните халогени могат да бъдат отстранени от излагане на вода и метали. Така, например, Cl2 може да се комбинира с Br2 и I2. И Br 2 може да бъде по-висок от I 2:
Сl 2 + 2HBr = Br 2 + 2HCl
Br 2 + 2NaІ = І 2 + 2NaBr
Тези реакции обикновено протичат във водни разтвори, така че F 2 не участва в тях, тъй като енергично разлага водата:
2 F 2 + 2H 2 O = 4 HF + O 2
Други халогени имат много малка разлика в H 2 и взаимодействат с него още по-малко според схемата:
G 2 + N 2 
НГ+НПО
Освен това, когато се преминава от хлор към йод, равната реакционна стойност се измества повече наляво, а в I 2 е практически нехарактерна.
Розчини кл 2 і бр 2 Във водата те се наричат, очевидно, хлорна и бромна вода. В допълнение към самите халогени, в тези видове има продукти на взаимодействие с H 2 Pro, което им придава специфична мощност.
кл| ↓ | ↓ | ↓ | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| ↓ | ↓ | ↓ | ↓
|
Елементи от 7B-група - манган, парче технецки, рений и парче бор - завършват първите пет вмъкнати десетилетия на d-елементи. Ix валентна електронна конфигурация (n-1) d 5 s 2 . Лежащ върху външната електронна обвивка на атом само с 2 електрона, манганът и неговите аналози не добавят електрони и освен халогените (които са включени в една група с тях) не създават водни ефекти. Един Vishichi Vodnevi Spluki Tsich Elementiv към пеенето Miri Podíbni към Vidpovіdsiy Spluok Gagaenyv, така че як в патетата Zv'yazkiv с тяхното кисело, як и яро, братът е съдбата на сър Elektroniv. Следователно най-високият му етап на окисление е +7.
При сложните видове координационните числа за манган са: 4 и 6, а за технеций и рений: 7, 8, 9.
От елементите на манганова подгрупа най-голямо практическо значение има самият манган. Рениумът е рядък елемент, поради което редица ценни авторитети често го намират в застой в технологиите. Технеций не се среща в земната кора. Вместо да бъдат отстранени поотделно, ядрата на молибденовите атоми бяха бомбардирани с ядрата на важен изотоп на водата - дейтероните.
Основната маса метален манган в момента се произвежда чрез алуминотермално обновяване на перолузит, хаусманит и предварително калцинирани карбонатни и сулфидни руди:
3Mn 3 O 4 + 8Al = 9Mn + 4Al 2 O 3
Рениумът се получава от продукцията на торене с мед и молибден-волфрам. След кратка реакция реният се превръща в калиев перренат, който се добавя към водата при нагряване:
2KReO 4 + 7H 2 = 2KOH + 2Re + 6H 2 O
Химическата устойчивост на елементите от подгрупата на мангана е много търсена. Манганът в електрохимичния етап се смесва интензивно между магнезий и цинк и по този начин се добавя към активния метал, след това технологията и реният се добавят към благородните метали.
За мангана могат да бъдат отстранени следните оксиди: MnO, Mn 2 O 3 MnO 2 Mn 2 O 7 . С увеличаване на етапите на окисление с манган, силата на оксидите се променя от основна през амфотерна до киселинна:
MnO Mn 2 O 3 MnO 2 Mn 2 O 7 .
Основните свойства ще се променят, киселинните свойства ще се увеличат.
Оксиди на технеций и рений, които представляват по-ниски етапи на окисление, се произвеждат само индиректно. При нагряване на открито елементите създават оксиди E2O7.
Стабилният етап на окисление на мангана е +2, +4, +7 за полукиселинни и солени характери.
Манганов(II) оксид MnOСреща се в природата като малки зелени кристали, които се разграждат в питейната вода. При нагряване във въздуха се превръща в различни оксиди:
MnO → MnO 2 → Mn 2 O 3 → MnO 3
MnO се разтваря в киселини:
MnO + 2H+ + 5H 2 O → 2+
Третиране с аква комплекс 2+ при pH = 8,5 във водна атмосфера
приведете манганов (II) хидроксид към разтвора, докато се разтвори напълно:
2+ + 2OH- → Mn(OH) 2 ↓ + 6H 2 O
Мангановият (II) хидроксид е слабо основен и се окислява от киселина и други окислители до перманганова киселина или манганитни соли:
Mn(OH) 2 + H 2 O 2 → H 2 MnO 3 ↓ + H 2 O
Калиев перманганат киселина попада в обсада.
В ливадната среда Mn 2+ се окислява до MnO 4 2-, а в киселата среда - до MnO 4 -
MnSO 4 + 2KNO 3 + 4KOH→K 2 MnO 4 + 2KNO 2 + K 2 SO 4 + 2H 2 O
В биологичните процеси Mn 2+ не променя етапа на окисление. Стабилните биокомплекси на манган в организма стабилизират този етап на окисление. Стабилизиращото действие се проявява през големия час на съзряване на хидратната мембрана.
MnO 2 е стабилно естествено съединение на мангана, което се среща в много модификации. Всички модификации са амфотерни по природа и имат окислителна двойственост:
MnO 2 + 2KI + 3CO 2 + H 2 O → I 2 + MnCO 3 + 2KHCO 3
6MnO 2 + 2NH 3 → 3Mn 2 O 3 + N 2 + 3H 2 O
4MnO 2 + 3O 2 + 4KOH → 4KMnO 4 + 2H 2 O
2MnO 2 + 3Cl 2 + 8KOH → 2KMnO 4 + 6KCl + 4H 2 O
Похидни Mn (VII) - манганов оксид Mn 2 O 7 и неговата хидратна форма - манганова киселина HMnO 4 от различни видове.
Соли на манганова киселина - перманганати. Те разбират виолетовата поквара на разделенията. Перманганатите са силни оксиди. Това правомощие е отнето от медицинската практика за дезинфекция. KMnO 4 се използва в титриметричния анализ за идентифициране на различни видове (перманганатометрия) и в екологията чрез метода за оценка на замърсяването на отпадъчни води.
За да перманганирате тялото с екстракти, унищожете ги чрез инжектиране на 3% воден пероксид, подкислен с ушна киселина:
2KMnO 4 + 5H 2 O 2 + 6CH 3 COOH=2Mn(CH 3 COO) 2 + 2CH 3 COOK + 8H 2 O + 5O 2
Манганът е биогенен елемент и един от десетте жизненоважни метала, необходими за нормалното протичане на процесите в живите организми.
Елементите, включени в VII група на периодичната система, се делят на две подгрупи: главна – халогенната подгрупа – и второстепенна – манганова подгрупа. Тази група е поставена във вода, ако този атом има единичен електрон отвън, еднаква валентност, и тази следа ще бъде поставена в I група. Водата обаче има много малко общо както с елементите от главната подгрупа - оксидните метали, така и с елементите от второстепенната подгрупа - мед, сребро и злато. В същото време, подобно на халогени, които се добавят при реакции с активни метали, електроните създават хидриди, които могат да бъдат подобни на халогенидите.
Подгрупата на халогените включва флуор, хлор, бром, йод и астат. Докато първите елементи се срещат в природата, останалите елементи са изолирани индивидуално и следователно претърпяват значително по-малко промени от другите халогени. Думата халоген означава солеобразуващ. Тези елементи от тази подгрупа са загубили цялата си лекота, поради което реагират с много метали и успокояващи соли.
Всички халогени увреждат структурата на външната електронна обвивка s 2 p 5. Следователно за тях е лесно да приемат електрони, като по този начин укрепват електронната обвивка на благородниците (s 2 p 6). Най-малкият атомен радиус в подгрупата е във флуора; в разтвор той се увеличава в серията F
От всички халогени само флуорът, който присъства във втория период, няма самостоятелно d-ниво. Поради тази причина не може да има повече от един несдвоен електрон и валентността е по-голяма от 1. В атомите на други халогени няма d-замествания, което прави възможно наличието на голям брой несдвоени електрони и разкриване на валентност 1, +1, +3, +5 и +7, което се избягва в киселото реакции на хлор, bro mu ta yodu.
Преди подгрупата на манган има манган, технеций и рений. За разлика от халогенните елементи, елементите от подгрупата на манган депозират само два електрона на текущото електронно ниво и следователно не показват способността да добавят електрони, създавайки отрицателен заряд на йона.
Манганът е изобилен в природата и се използва широко в промишлеността.
Technetsky радиоактивен, в природата не се образува, а се нарязва парче по парче (първо - E. Segre и C. Perr'e, 1937 г.). Този елемент се създава в резултат на радиоактивното разпадане на уран. Към руските елементи трябва да се добави Rein. Виното не се комбинира с независими минерали, а действа като спътник на определени минерали, особено молибден. Vin buv vidkrity V. ta I. Нодак през 1925 г Сплавите, съдържащи малки добавки на рений, имат подобрена устойчивост на корозия. Добавянето на рений към тези сплави повишава тяхната механична стойност. Тази сила на рения позволява той да бъде заменен от благородния метал иридий. Термодвойките платина-платина-рений се представят по-добре от термодвойките платина-платина-ирид, но не могат да се използват при много високи температури, тъй като се създава летливото съединение Re 2 O 7 .
65. Воден
Воден е открит от английския физик и Х. Кавендиш през 1766г.
Познат от природата.Вместо вода в земната кора е 0,15%. Този елемент съдържа склад от богати минерали, всички органични съединения, както и вода, която покрива най-малко 3/4 от повърхността на земния басейн. В природата водата се натрупва в малки количества в горните слоеве на атмосферата и в някои естествени запалими газове.
Физическа сила.За най-екстремните умове водата е газ без цвят и мирис. Воден е най-лекият от всички елементи: 14,5 пъти по-лек на литър, слабо разделен на вода (100 обема вода при стайна температура се равняват на 2 обема вода). При температура 253 С и атмосферно налягане водата става рядка, а при 259 С става твърда. С малка молекулна маса виното лесно дифундира (преминава) през порьозността на преградата и тече през нагрятата метална преграда. Ето защо торбите с хумус, направени от вода и здраво завързани, набъбват всяка година. При повишени температури водата е добра за богати на метали (никел, платина, паладий).
В природата водата съдържа три изотопа: протий - с масово число 1, деутерий - с масово число 2 и тритий - с масово число 3. 99,98% от естествената вода е протий.
Химическа сила.Атомът има само един електрон, така че с протичащите химични реакции можете лесно да добавите един, или като създадете една електронна двойка, или като добавите друг електрон, създавайки външната двуелектронна обвивка, като благородния газ хелий.
Поради малкия заряд на ядрото водният атом слабо привлича електрони и може да ги приеме само ако друг елемент лесно ги отдаде. Такива елементи са ливадни и ливадно-земни метали, които при нагряване в атмосферата създават солеподобни съединения - хидриди:
2 K+ H 2 = 2 KN (калиев хидрид)
Ca + H 2 = CaH 2 (калциев хидрид)
За водата най-характерните свойства са тези, при които вината показват положително ниво на окисление. Той взаимодейства с много неметали. Поради активността на неметалите, реакцията може да протече с различна степен на течливост. И така, с флуора водата взаимодейства с вибрации:
F 2 + H 2 = 2 HF (флуорид)
Реакцията на хлора с водата е много по-спокойна: на тъмно и без нагряване реакцията протича по-бързо, на светло е много по-бавно, а ако има инициатор (искра, нагряване) - веднага и бум. Следователно сместа от хлор и вода е корозивна и изисква изключително внимание при почистване. Водата е добра за изгаряне в хлорна атмосфера. Във всички случаи реакцията на водата с хлора следва
H 2 + C1 2 = 2 HC1 (хлорна вода)
Водата реагира много силно с брома и йода.
Също толкова активна, колкото и с хлора, водата реагира и с киселина.
2 H 2 + O 2 = 2 H 2 O
Когато смесите вода с кисела, тя също е запалима и очевидно инициаторът набъбва.
Водата реагира с други неметали или при високи температури, или при високи температури. температура и налягане. Например при нагряване частите реагират със сива вода и с азот при нагряване и под високо налягане:
Н 2 + S = Н 2 S (Сирководен)
3 H 2 + N 2 = 2 NH 3 (амино)
Водата може да отстрани кислорода и халогените от много метали и неметали. И ето го като новак:
CuO + H2 = Cu + H2O
CuCl 2 + H 2 = Cu + 2 HC1
Тези реакции се използват в металургията за извличане на свободни метали. Вонята обикновено се появява при високи температури. Колкото по-активен е металът, толкова по-висока температура е необходима за неговото обновяване.
Атомната вода е активна, по-нискомолекулна, така че всички реакции, характерни за водата с атомна вода, протичат по-енергично. Точно както молекулярната вода възстановява метали от соли само при нагряване, атомната вода може да възстановява голям брой метали от техните соли във водни източници.
Консолидацията на водна молекула от нейните атоми е придружена от голямо количество топлина:
H + H = H 2 + 435 kJ
Ако изправите потока към газа, за да отмъстите на атомната вода, на твърдо тяло, след това на черупката. топлина, която може да се види в резултат на обединяването на водните молекули с атомите, повърхностната температура на тялото се повишава до 4000 °C. Тази реакция е vikoryst в присъствието на зверски роботи.
Отриманя.Лабораторните умове са победени от водата:
1) взаимодействие между метал (обикновено цинк) и сол или
разреден съркан. киселина:
Zn + 2 HCl = ZnС1 2 + H 2
В своята йонна форма линията изглежда така:
Zn + 2 N = Zn 2 + N 2
Реакцията се провежда в апарат на Kipp (фиг. 40). Средната топка се пълни с гранулиран цинк, а горната, когато кранът е затворен, се пълни с киселина.В този уред киселината от горната купа пада в долния контейнер, течността потъва в средната купа и реагира с цинк.Реакцията при отворен кран води до пълно разрушаване на цинка.Когато кранът е затворен водата не излиза от средната камера и киселината изтича в долния резервоар, излишната течност отива в горния резервоар Веднага щом кранът се отвори, киселината отново влиза в контакт с цинка, разтваряйки Voden;
2) взаимодействие с метали, хидроксиди, които съдържат амфотерна сила (алуминий, цинк):
Zn + 2 KOH + 2 H 2 O = K 2 + H 2
2 A1 + 6 KOH + 6 H 2 O = 2 K 3 [A1(OH) 6 ] + 3 H 2
3) чрез електролиза на вода, за да се увеличи електрическата проводимост, добавете електролит - ливаден и ливаден метален сулфат. Хлоридите имат по-малко добавки и хлорът се вижда от електролитното разположение на анода.
Индустрията може да контролира водата по други начини:
1) чрез поръсване на изпечената вугила с водна пара в специални устройства - газови генератори. В резултат на взаимодействието на водната пара с въглерода се образува воден газ, който образува вода и въглероден оксид:
Z + H 2 O = CO + H 2
Когато водният газ се третира с водна пара в присъствието на катализатор, въглеродният окис се превръща в диоксид, който лесно се разтваря във вода под движещо се менгеме или в други области:
CO + H 2 O = CO 2 + H 2
CO 2 + H 2 Pro H 2 CO 3
CO 2 + 2 KOH = K 2 CO 3 + H 2
2) преобразуване (реконверсия) на метан с водна пара, въглероден диоксид или смесена водна пара и въглероден диоксид:
CH 4 + H 2 O = CO + 3 H 2
CH 4 + CO 2 = 2 CO + 2 H 2
3 CH 4 + CO 2 + 2 H 2 O = 4 CO + 8 H 2
Тези процеси протичат при температури от приблизително 1000 °C в присъствието на катализатор на основата на никел с добавяне на оксиди на магнезий, алуминий и други метали. Извлеченият сумиш може да се използва като сирена за извличане на различни органични вещества (метанол, алдехиди, въглехидрати и др.) или извлечената вода (сумишът се третира с водна пара, както е показано по-горе);
3) като страничен продукт от синтеза на хлор и водородни хидроксиди на метали чрез електролиза на техните хлориди.
Zastosuvannya.Воден е ценна суровина за химическата промишленост. Виното се използва за отстраняване на амоняк, метанол, алдехиди, въглехидрати, трансформиране на редки мазнини от твърди вещества (хидрогениране), производство на рядко изгаряне чрез хидрогениране на vugille и мазут. В металургията водата се използва като източник на оксиди или хлориди за производството на метали и неметали (германий, силиций, галий, цирконий, хафний, молибден, волфрам и др.). При високи температури пещта в кисела вода също ще застоява при рязане и заваряване на метали (автоген).
66. Хлор
Хлорът е открит от шведския химик К. В. Шееле през 1774 г.
Познат от природата.Поради високата си активност хлорът не се натрупва в природата. Широко известни природни съединения са хлоридите на ливадни и пасищни метали, най-често срещаните от които са каменната (кухненска) сол NaCl, силвинитът - смес от калиеви хлориди и натрий - и карналитът KS1 МgC1 2 6Н 2 О. Като домашна работа към имената на минерали се образуват други метали. Показателно е колко хлориди и метали има в близост до морската вода.
Физическа сила.За повечето хора хлорът е жълто-зелен газ с остра миризма, токсичен. Вин е 2,5 пъти по-важен за деня. 1 обем вода при 20°C се равнява приблизително на 2 обема хлор. Този вид обработка се нарича хлорна вода. При атмосферно налягане хлорът става рядък при -34°C и става твърд при -101°C. При стайна температура е възможно да се премине към ниска температура само при налягане от 600 kPa (6 atm). Хлорът е лесно достъпен в много органични съединения, особено във въглеродния тетрахлорид, с който не взаимодейства.
Химическа сила.На текущото електронно ниво на хлорния атом има 7 електрона (s 2 p 5), така че той лесно придобива електрон, разтваряйки Cl - аниона. Очевидното присъствие на неразпределен d-rein в хлорен атом може да бъде 1, 3, 5 и 7 несдвоени електрони, а в киселинните съединения етапът на окисление може да бъде +1, +3, +5 и +7.
През деня хлорът се добавя към инертния, в противен случай при наличие на следи от хлор неговата активност рязко се повишава. Добро взаимодействие с метали:
2 Fe + 3 С1 2 = 2 FeС1 3 (салиев хлорид (III)
Cu + С1 2 = СuС1 2 (модиев (II) хлорид
и богатство от неметали:
H 2 + C1 2 = 2 HCl (хлор)
2 S + C1 2 = S 2 Cl 2 (серен хлорид (1))
Si + 2 С1 2 = SiС1 4 (силициев хлорид (IV))
2 P + 5 C1 2 = 2 PC1 5 (фосфорен (V) хлорид)
С киселина, въглерод и азот хлорът не взаимодейства директно.
Когато хлорът се разтвори във вода, се създават две киселини: солна киселина или солна киселина и солна киселина:
C12 + H2O = HCl + HClO
Когато хлорът реагира със студени ливади, се образуват следните соли на тези киселини:
С1 2 + 2 NaОН = NaС1 + NaClО + Н 2 О
Водата се нарича вода за ужилване, защото подобно на хлорната вода има силна окислителна сила поради наличието на йон ClO - и се използва за омекотяване на тъкани и хартия. В горещите ливади хлорът се разтваря от солна и перхлорна киселина:
3 C1 2 + 6 NaOH = 5 NaCl + NaC1O 3 + 3 H 2 O
3 C1 2 + 6 KOH = 5 KCl + KC1O 3 + 3 H 2 O
Калиевият хлорат, който се отделя, се нарича праг на Бертолет.
При нагряване хлорът лесно взаимодейства с много органични съединения. В граничещи и ароматни въглехидратни вина водата замества водата, която разтваря органохлорните съединения и хлорната вода, и до ненасищане се добавя на мястото на суб- или тройно свързващ агент. При много високи температури хлорът напълно абсорбира водата от въглищата. Когато това се случи, хлорът и саждите се разтварят. Следователно високотемпературното хлориране на въглехидратите винаги е придружено от образуване на сажди.
Хлорът е силен окислител, така че лесно взаимодейства със сгъваеми съединения, които съдържат елементи, които могат да бъдат окислени до високо валентно състояние.
2 FeС1 2 + С1 2 = 2 FeС1 3
H 2 SO 3 + C1 2 + H 2 O = H 2 SO 4 + 2 HCl
Отриманя.При лабораторни промивания хлорът се съдържа в концентрирана солна киселина с различни окислители, например манганов диоксид (при нагряване), калиев перманганат или бертолитова сол:
MnO 2 + 4 HCl = MnCl 2 + C1 2 + 2 H 2 O
2 KMnO 4 + 16 HCl = 2 KS1 + 2 MnCl 2 + 5 C1 2 + 8 H 2 O
KC1O 3 + 6 HCl = KC1 + 3 C1 2 + 3 H 2 O
В промишлеността хлорът се отстранява от електролиза на отпадъчни материали или топене на хлориди на калиеви метали. По време на електролиза на разтопен метален хлорид, хидроксидът се вижда на катода, а хлорът се вижда на анода:
2 Na + 2e = 2 Na
2 Сl 2е = Сl 2
В света хлоридът на хидроксида се разпада на йони:
NaС1 Na + С1
Водата, като слаб електролит, също се дисоциира до йони:
H 2 O H + OH
Когато през такъв отвор преминава електрически ток, на катода се отделя по-малко активен воден катион с два катиона - Na и H , а на анода с два аниона - BIN и Cl - хлориден йон:
2 N + 2 e = N 2
2 Cl 2 e = C1 2
Докато протича електролизата, VIN йони се натрупват в катодното пространство и се създава сода каустик. По този начин хлорът може да реагира с коприната на катода и на анода, пространството е разделено от пропусклива диафрагма, изработена от азбест.
Zastosuvannya.Дневната концентрация на хлор надхвърля 1 млн. т. Вините се използват за обезбеляване на хартия и текстил, обеззаразяване на питейна вода и разпространение на различни видове. органични химикали, солна киселина, хлорорганични съединения и агенти, както и в лабораторната практика.
Хлорна вода и солна киселина.Хлорната вода е безплоден газ с остра, задушлива миризма. При атмосферно налягане и температура 84С става рядък, а при 112С става твърд. Хлорната вода е 1,26 пъти по-важна за деня. В 1 литър вода при 0 С има приблизително 500 литра хлорна вода.
Сухата хлорна вода е инертна и не реагира с активни метали, а при наличие на следи от вода тази реакция протича бурно.
Хлорната вода може да се добави към ненаситените въглехидрати зад смес от суб- или тройно свързващи, успокояващи органохлорни съединения.
При лабораторни промивания хлорната вода се отстранява с концентрирана сярна киселина в сух натриев хлорид:
NaCl + H 2 SO 4 = NaHSO 4 + HCl
2 NaCl + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + 2 HCl
Първата от тези реакции протича при ниска температура, а другата при висока температура. Следователно, отстранете хлорната вода в лабораторията, като използвате прясна вода и сярна киселина, колкото е необходимо за разтваряне на натриевия хидрогенсулфат.
В промишлеността хлорната вода се третира с концентрирана сярна киселина върху сух натриев хлорид при висока температура (следвайки други методи), както и чрез плюене на вода в хлорна атмосфера:
H 2 + Cl 2 = 2 HC1
Хлорираната вода се създава в значителни количества като страничен продукт от хлорирането на ароматни въглехидрати.
Изхвърлянето на хлорна вода в близост до вода се нарича солна киселина. Това е силна киселина, реагира с всички метали, които са по-близо до вода, с основни и амфотерни оксиди, основи и соли:
Fe + 2 НС1 = FeС1 2 + Н 2
CuO + 2 HCl = CuCl 2 + H 2 O
ZnO + 2 HCl = ZnС1 2 + H 2 O
Fe(OH) 3 + 3 HCl = FeCl 3 + 3 H 2 Pro
AgNO 3 + HCl = AgCl + HNO 3
Na 2 CO 3 + 2 HCl = 2 NaCl + H 2 O + CO 2
Крем на силата, силата на силните киселини, тази киселина също се характеризира със същата сила: концентрираната солна киселина реагира с различни силни окислители от присъствието на силен хлор.
Солите на солната киселина се наричат хлориди. Повечето от тях реагират добре на вода и обикновено се обезпокояват от водата. Най-слабите са оловен хлорид PbCl 2, сребърен хлорид AgCl, живачен хлорид (I) Hg 2 Cl 2 (каломел) и живачен хлорид (I) SuCl.
Солната киселина преодолява хлорната вода във водата. Този процес протича в специални резервоари за обезводняване, в които течността се подава отгоре, а газът се подава отдолу към върха (принципа на изтичане). В този случай пресните порции вода в горната част на кулата се компресират с газов поток, съдържащ малко хлор, а газът с високо съдържание на хлор в долната част на кулата се компресира с концентрирана солна киселина. Тъй като концентрацията на газ в атмосферата е право пропорционална на концентрацията му в газовата фаза и е косвено пропорционална на концентрацията му в газа, с този метод е възможно да се извлече хлор от газа и да се отстранят концентрираните отпадъци на солна киселина. При стайна температура водното съдържание на хлорирана вода може да бъде не повече от 42 тегл. % хлорна вода и нейната дебелина се абсорбира при 1,20 g/cm 3 . Солната киселина, която се предлага в продажба, съдържа 36-37 хлорна вода и има дебелина 1,19 g/cm 3 .
Солната киселина се съхранява и транспортира в стоманени резервоари, покрити в средата с киселинно-редуцираща смола, или в стъклени бутилки.
Солната киселина, солната киселина и солите са широко използвани в промишлеността и лабораторната практика. Хлорната вода се използва в органичния синтез за поддържане на органохлорните съединения. Солната киселина се използва за задържане на соли, ецване на метали, а също и като реагент в химически лаборатории.
Най-добрият начин да разберете за солите на солната киселина е:
камина или кухня, Sil NaС1. Използва се като сирена за отстраняване на хлор, метален натрий, натриев хидроксид, солна киселина и сода, както и в промишлеността за храносмилане;
калиев хлорид KS1. Използва се като калиева сол, както и като сол за отстраняване на други калиеви соли и калиев хидроксид;
калциев хлорид CaC1 2. Безводната сол се използва за изсушаване на газове и богати на органични вещества и като изсушаващ агент в ексикатори. В който се образува кристалният хидрат CuCl 2 nH 2 Pro (n = 2-6). Водата се смесва с калциев хлорид и се викоризира за обогатяване с метода на флотация;
бариев хлорид C1 2. Счита се за органичен химикал в селските райони;
цинков хлорид ZnCl2. Vikorist се използва при запояване за премахване на топенето на оксиди (ецване на метал), както и за проникване в дървени предмети чрез елиминиране на тяхното гниене, когато са заровени в земята.
Kisnevy с хлор. Хлорът разтваря няколко киселини: хипохлорит, хлор, хлор и хлор.
Хипохлорна киселина HClO се създава от взаимодействието на хлор с вода, както и соли със силни минерални киселини. Не достига слаби киселини и не е много стабилен. Складът на реакционните продукти е оформен и складиран. Със силна избистрена хипохлорна киселина, наличието на хидроксид, както и тривиално стоене, тя се разлага на видима атомна киселина:
HClO = HCl + O
В присъствието на водни потоци се създава хлорен оксид (I):
2 HClO = 2 H 2 O + Cl 2 O
3 HClO = 2 HCl + HClO 3
Следователно, когато хлорът взаимодейства с горещ розмарин, солите се образуват не от солна и перхлорна киселина, а от солна и хипохлорна киселина:
6 NaOH + 3 Cl 2 = 5 NaCl + NaClO 3 + 3 H 2 O
Солите на хипохлорната киселина - g i chlor o r i t - са много силно окислителни. Вонята се създава от взаимодействието на хлора с ливадите в студа. Солите на солната киселина веднага се разтварят. С такива суми на голямо разширение се появиха хлорна и жилава вода.
Хлор или белина, това е важно CaOCl 2 или CaCl (ClO), се образува при взаимодействието на хлор с прахообразен калциев хидроксид - harmata:
Ca(OH) 2 + Cl 2 = Cl-O-Ca-Cl + H 2 O
2 Ca(OH) 2 + 2 Cl 2 = CaCl 2 + Ca(OCl) 2 + 2 H 2 O
Киселинността на хлорните пари е посочена вместо хипохлорит. Той има още по-силни окислителни способности и може да окисли мангановите соли до перманганат:
5 CaOCl 2 + 2 Mn(NO 3) 2 + 3 Ca(OH) 2 = Ca(MnO 4) 2 + 5 CaCl 2 + 2 Ca(NO 3) 2 + 3 H 2 O
В присъствието на въглероден диоксид във вятъра той се разлага на хлор:
CaOCl 2 + CO 2 = CaCO 3 + Cl 2
CaCl 2 + Ca(OCl) 2 + 2 CO 2 = 2 CaCO 3 + 2 Cl 2
Хлорът е важен за застой като дезинфектант и дезинфектант
реч
Хлорна киселина HClO 2 се образува при действието на концентрирана сярна киселина върху хлоритни метални хлориди, които излизат като междинни продукти по време на електролизата на хлоридни метални хлориди без диафрагми между катодното и анодното пространство. Това е слаба, нестабилна киселина, но много силен окислител в кисела среда. Когато реагира със солна киселина, се появява хлор:
HClO 2 + 3 HC1 = Cl 2 + 2 H 2 O
Натриевият хлорит се използва за отстраняване на хлорния диоксид от незамърсена вода, както и като агент за саламура.
Перхлорна киселина HClO 3 се стабилизира, когато е изложен на сол -
хлорат - сярна киселина. Това е много нестабилна киселина, но много силен оксид. Може да научите повече за разводите. Когато разтворът се изпари с HClO 3 при ниска температура във вакуум, е възможно да се отстрани вискозният разтвор, който съдържа около 40% перхлорна киселина. Ако има твърде много киселина, сместа ще се разложи с вибратор. Разгъването с вибратор се приготвя на по-ниска концентрация в присъствието на първокурсници. В разредени разтвори перхлорната киселина разкрива оксиди на силата и реакциите протичат спокойно:
HClO 3 + 6 HBr = HCl + 3 Br 2 + 3 H 2 O
Солите на перхлорната киселина - хлорат - се разделят по време на електролиза на хлориди без диафрагма между катодното и анодното пространство, както и когато хлорът се разтваря в гореща вода, както е показано по-горе. Калиевият хлорат (сол на Бертолет), който се разтваря чрез електролиза, е слабо разтворим във вода и под формата на бяла утайка лесно се добавя към други соли. Като киселина хлоратът е силен окислител:
KClO 3 + 6 HCl = KCl + 3 Cl 2 + 3 H 2 O
Хлоратът се използва за производството на вибухови течности, както и за отстраняване на киселинността в лабораторни промивки и хлорни киселинни соли - перхлорати. При нагряване на бертолетова сол в присъствието на манганов диоксид MnO 2 играе ролята на катализатор, появява се киселинност. Когато калиевият хлорат се нагрява без катализатор, виното се разлага от калиеви соли на солна и перхлорна киселина:
2 KClO 3 = 2 KCl + 3 O 2
4 KClO 3 = KCl + 3 KClO 4
Когато вземате проби от перхлорати с концентрирана сярна киселина, можете да премахнете перхлорна киселина:
KClO 4 + H 2 SO 4 = KHSO 4 + HClO 4
Това е най-силната киселина. Това е най-устойчивата киселина за отстраняване на киселини от хлор, а безводната киселина при нагряване, разклащане или контакт с хидранти може да се разпадне. Разрежданията на перхлорната киселина са напълно устойчиви и безопасни за употреба. Хлоратите на калий, рубидий, цезий, амоний и повечето органични основи са лошо разтворими във вода.
В промишлеността калиевият перхлорат се влияе от електролитно окисление на бертолетова сол:
2 H + 2 e = H 2 (на катода)
ClO 3 2 e + H 2 O = ClO 4 + 2 H (на анода)
67. Бром
Бромът е открит през 1826 r. Френският химик А. Ж. Балард.
Познат от природата. В дивата природа бромът не се среща в природата. Виното също не унищожава независими минерали, а съдържанието му (най-вече отлагания с неблагородни метали) съдържа минерални отлагания, които премахват хлора, като каменна сила, силвинит и плътски него. Отлаганията на бром също се срещат във водите на езерата и Свердлов.
Физическа сила. Бромът е светло червено-кафяво вещество с неприятна, задушлива миризма. Кипи при 58,8°C и твърд при -7,3°C. 1 литър вода при 20°C отделя 35 g бром.
В органичните течности бромът се разгражда много по-бързо.
Химическа сила. Зад химическите власти, бромът предсказва хлора. На външното електронно ниво на атома има 7 електрона (s 2 p 5), така че електрон може лесно да бъде добавен към йона Br. Наличието на непроменено d-ниво на бром може да съдържа 1, 3, 5 и 7 несдвоени електрони и в киселинни съединения показва етапа на окисление +1, +3, +5 и +7.
Подобно на хлора, бромът взаимодейства с метали и неметали:
2 Al + 3 Br 2 = 2 AlBr 3 (алуминиев бромид)
H 2 + Br 2 = 2 HBr (бромна вода)
2 P + 3 Br 2 = 2 PBr 3 (фосфорен (III) бромид)
Всички реакции с бром протичат по-малко енергично, отколкото с хлор. Менш реагира енергично с бром и вода. Когато се разтвори във вода, само част от брома реагира, разтваряйки бромна киселина и бромна киселина:
Br 2 + H 2 Pro НВr + НВrО
Когато бромът се разтваря в поляната, солите се разтварят в студа
cych киселини:
Br 2 + 2 NaOH = NaBr + NaBrO + H 2 O
С граничните и ненаситени въглехидрати, бромът също реагира по-малко енергично и по-малко хлор:
Z 6 H 6 + Br 2 = Z 6 H 5 Br + HBr
CH 2 = CH 2 + Br 2 = CH 2 Br CH 2 Br
Бромът, подобно на хлора, се окислява. Така виното лесно окислява сярната киселина до сярна киселина:
H 2 SO 3 + Br 2 + H 2 O = H 2 SO 4 + 2 HBr
Ако бромната вода се добави към саламура преди дозиране, тогава червено-кафявата ферментация е известна и проблемите с бедствието се дължат на получената саламура:
H 2 S + Br 2 = 2 HBr + S
Отриманя. При лабораторни тестове бромът присъства в различни окислителни бромоводородни киселини или соли в среда на сярна киселина:
2 КМnO 4 + 16 НВr = 2 КВr + 2 МnВr 2 + 5 Вr 2 + 8 Н 2 О
KClO 3 + 6 HBr = KCl + 3 Br 2 + 3 H 2 O
2 KMnO 4 + 10 KBr + 8 H 2 SO 4 = 6 K 2 SO 4 + 2 MnSO 4 + 5 Br 2 + 8 H 2 O
В промишлеността бромът може да бъде отстранен с хлор и различни бромиди:
2 KBr + Cl 2 = 2 KCl + Br 2
Zastosuvannya. Бромът се използва за отстраняване на различни органобромни съединения, които се използват в лаковата и фармацевтичната промишленост. Значителни количества бром се изразходват за отстраняване на бромида от плочата, който се използва като светлочувствително вещество при изготвянето на филмови и фото материали.
Бромоводород и бромоводородна киселина. Бромоводородът е безплоден газ с остра миризма, който става твърд при -66,8 °C и става твърд при -87 °C. В 1 литър вода при 0 С има приблизително 500 литра бромна вода.
Химичните свойства на брома и солната киселина са подобни на тези на хлора и солната киселина с тази разлика, че бромидът е силна киселина, а бромидът е силна киселина.
Бромът лесно се добавя към сместа от непрекъсната или тройна връзка на ненаситени въглехидрати, бромид-съдържащи съединения на подобни органични съединения:
CH 3 CH = CH 2 + HBr = CH 3 CHBrCH 3
Пропилен изопропил бромид
Поради лекото си окисляване, бромидът не може да бъде отстранен от концентрирана сярна киселина върху бромидите на калаените метали при нагряване; останалата сярна киселина окислява бромидите.
до пълно бромиране:
2 KBr + 2 H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + SO 2 + Br 2 + 2 H 2 O
Комбинирайте бром и фосфорен трибромид с вода:
PBr 3 + 3 H 2 O = H 3 PO 3 + 3 HBr
Бромоводородната киселина се използва за отстраняване на бромиди на различни метали, особено на плоча бромид, който е використичен при производството на светлочувствителни филми и фото материали.
Повечето соли на бромохидронова киселина (бром и бромид) се разтварят добре във вода. Несъществените соли включват сребърен бромид AgBr, живачен бромид (I) Hg 2 Br 2, меден бромид (I) CyBr и оловен бромид PbBr 2.
Kisneví полу-бромподобни на киселия полухлор, алкални киселини, слаби електролити и слаби окислители. Сместа от калиев бромат KBrO 3, която се използва в аналитичната химия и лабораторната практика, няма практическо значение.
68. Йод
Йодът е открит от френския химик по селитра Б. Куртоа през 1811 г.
Познат от природата. Йодът на независимите отлагания не се редуцира, а се концентрира като къща към хлорни минерали. В близост до водите на Свердловск се намират соли и йод. Забележителни количества йод са включени в складовете на много морски водорасли, които могат да се използват като източник на кислород за този елемент.
Физическа сила. Йодът е твърдо тъмно сиво кристално вещество със слаб метален блясък. Когато виното се нагрее достатъчно, то лесно се изпарява, отделяйки виолетови пари. При бързо нагряване йодът се топи при 114°C и кипи при 183°C. Виното е добро в органичната винарна и водната индустрия KI. При наличието на йод съдържанието на йод във водата е дори незначително (при 20 °C на 1 литър вода се разпределят 290 mg йод).
Химическа сила. За химически цели йодът е подобен на хлора и брома, но е по-малко активен. Водата реагира с вода само при нагряване и реакцията не протича докрай:
I 2 + H 2 = 2 HI (йод)
При нагряване йодът реагира с фосфора:
2 Р+ 3I 2 = 2 РI 3 (фосфорен (III) йодид)
В присъствието на вода, която играе ролята на катализатор, йодът реагира интензивно с алуминия:
2 Al + 3I 2 = 2 AlI 3 (алуминиев йодид)
Йодът не реагира с водата, но с ливадата реагира по подобен начин.
хлор и бром:
I 2 + 2 KOH = KI + KIO 3 + H 2 O
3I 2 + 6 KOH = 5 KI + KIO 3 + 3 H 2 O
Йодът има окислителна сила, която се проявява в присъствието на силни окислители. Лесно взаимодейства със сярна киселина и хидратира:
H 2 SO 3 + I 2 + H 2 O = H 2 SO 4 + 2 HI
H 2 S + I 2 = 2 HI + S
Когато йодът реагира с тиосулфат, не се образува сулфат, а
в комбинация с хлор или бром и тетратионат:
I 2 + 2 Na 2 S 2 O 3 = 2 NaI + Na 2 S 4 O 6
Тази реакция се изучава в аналитичната химия. Методът за анализ, който се основава на замразена вода, се нарича йодометричен. Завършването на реакцията се показва от появата или изчезването на синьо оцветяване, което се дължи на взаимодействието на йод с нишесте.
Отриманя. В лабораторията йодът може да бъде извлечен по начин, подобен на отстраняването на хлор или бром от йодоводородна киселина в различни окислители (KMnO 4, MnO 2, KClO 3, KBrO 3 и също FeCl 3 и CySO 4):
2 KMnO 4 + 16 HI = 2 KI + 2 MnI 2 + 5I 2 + 8 H 2 O
КВrО 3 + 6 НI = КВr + 5 I 2 + 3 Н 2 О
2 FeC 3 + 2 HI = 2 FeCl 2 + I 2 + 2 HCl
2 CuSO 4 + 4 HI = 2 CuI + 2 H 2 SO 4 + I 2
В промишлеността йодът се редуцира до хлор и йодид:
2 KI + CI 2 = 2 KCl + I 2
Zastosuvannya. Йодът е в застой в лабораторната практика и медицината. Необходимо е да се влезе в склада на голям брой фармацевтични препарати, а 5% хидроалкохолен разтвор се използва за лечение на рани. Липсата на йод в организма може да доведе до сериозно заболяване (гуша).
Йодоводород и йодоводородна киселина. Йодната вода е безплоден газ с остър мирис, който при -35,4°C преминава в течност и става твърд при -50,8°C. 1 литър вода съдържа приблизително 500 литра йодоводород, който разтваря йодоводородна киселина. Средата на безкиселинните киселини е най-силната киселина. Той е значително по-силен за солна киселина и бромоводородна киселина.
Йодоводородната киселина е много силен агент, така че се окислява от киселинността на въздуха, в резултат на което се разваля в кафяви цветове:
4 HI + O 2 = 2 H 2 O + 2 I 2
При светли условия окислението протича по-интензивно, докато при тъмни условия съдържанието на йодоводородна киселина се запазва в тъмни стъклени съдове.
Повечето соли на йодоводородна киселина са добри за питейна вода. Нерозови соли на йодоводород
киселините включват сребърен йодид AgI, живачен йодид (I) Hg 2 I 2, меден йодид (I) CuI и оловен йодид PbI 2.
Йодната вода се добавя към фосфорния трийодид:
PI 3 + 3 H 2 O = H 3 PO 3 + 3 HI
Невъзможно е да се отстрани водороден йодид от сярна киселина от йодиди на калиеви метали, тъй като целият йодид се окислява от концентрирана сярна киселина до чист йод:
2 KI + 2 H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + SO 2 + I 2 + 2 H 2 O
8 KI + 4 H 2 SO 4 = 3 K 2 SO 4 + K 2 S + 4I 2 + 4 H 2 O
Йодоводородната киселина се застоява по-малко в лабораторната практика.
Kisnevy spoluky йодподобен на киселия полу-бром. Слабите киселини HIO, HIO3 и HIO4 са слаби окислители. Вонята на застояло е по-силно изразена в лабораторната практика.
69. Флуор
Във Вилнюс флуорът е открит за първи път от френския химик А. Моасан през 1886 г.
Познат от природата. Най-високата концентрация на флуоридни соли, открита в природата, е флуоритът (флуорит) CaF 2 . Флуорът и калциевият флуорид също са включени в апатита. 3Ca 3 (PO 4) 2 · CaF 2 (или Ca 5 (PO 4) 3 F).
Физическа сила. В повечето случаи флуорът е неварварски, кисел газ с остра миризма, който се намира в плътни топки от смес в зеленикаво-жълт цвят. При 181,1 С флуорът става рядък, а при 219,6 С става твърд. Флуоридът не е обвиняван, но все още има много разбойници в руини.
Химическа сила.Външната електронна сфера на флуорния атом съдържа 7 електрона (s 2 p 5). Тъй като тази топка от частици е по-близо до ядрото, по-ниско от атомите на хлора, брома и йода, флуорът привлича електрони по-силно от халогените. Това обяснява, наред с други неща, високата химическа активност. Флуорът няма d-тип, така че не може да има повече от един несдвоен електрон и да разкрива други валентни състояния освен едно.
Флуорът взаимодейства с много елементи и реакциите протичат по-енергично, отколкото с хлор или киселина. На повърхността на някои метали (Pb, Cu, Ni, Mg) се образува силно флуорно отлагане, което предотвратява по-нататъшната реакция.
Неметалите в прахообразна форма реагират с флуора по-енергично, но в компактна форма това е много по-важно. Въглищата, които приличат на сажди, изгарят мититов флуор в атмосфера, а графитът реагира с флуор при високи температури. С киселина и азот флуорът изобщо не взаимодейства.
Отриманя. Не е лесно да се види високо ниво на флуорид чрез висока реактивност. Отстранете го в малки количества чрез електролиза чрез стопяване на калиев дифлуорид KF·HF в оловно оборудване (съдържащият оловен флуорид PbF 2 върху вътрешната повърхност на стените на електролизера предпазва оборудването от разрушаване).
Zastosuvannya. Силният флуор се използва за производството на органични съединения на основата на флуор, като vikorist, за производството на флуоропласти (тефлон), високотемпературни смазочни материали и течности за хладилни машини (фреон).
Флуороводород, флуороводородна киселина. Флуороводородът е газ с остра миризма. При 19,9°C става рядък, а при 83,1°C става твърд. Редкият флуороводород се смесва с вода във всякаква комбинация.Хидрофлуоридът във водата се нарича флуороводородна или флуороводородна киселина. В допълнение към другите халогеноводородни киселини, флуороводородна киселина се редуцира до слаби киселини. Реагира добре с много метали, основни оксиди, основи и соли. В присъствието на силни киселини той разлага много редки метали, които не се разлагат в други киселини (титан, цирконий, ниобий, тантал и др.). Флуороводородната киселина разтваря много метали и сложни флуориди: H 3 FeF 6 H 2 TiF 6 H 3 AlF 6. Натриевата сол Na 3 AlF 6 има тенденция да се дисоциира в стопилката със създаването на йон AlF 6 3 . Флуороводородът и флуороводородна киселина реагират със силициев диоксид с летливото съединение SiF 4:
SiO 2 + 4 НF = SiF 4 + 2 Н 2 О
Тъй като силициевият диоксид влиза в склада, флуороводородна киселина корозира стъклото, така че може да се съхранява в съдове от полимерни материали (полиетилен, флуоропласт или ебонит) или в бутилки, според Нанесете топка парафин в средата.
Флуороводородът се използва за отстраняване на органофлуорни съединения, в производството на флуоропласти, в металургията на редки метали, както и като ецващ агент при обработка на повърхността на метали.
Отстранете флуороводорода от концентрирана сярна киселина върху флуор шпат CaF 2:
CaF 2 + H 2 SO 4 = CaSO 4 + 2 HF
Флуороводородът също се създава като страничен продукт при обработката на апатитите,
70. Манган
Манганът е заловен за първи път от К. В. Шееле и Ю. Ган през 1774 г.
Познат от природата. В природата манганът обикновено се среща в района след засаждане. Преместването му в земната кора става 0,1%. Основният минерал, тъй като манганът се намира в рудите, е полилузит MnO 2. Кремът от перолузитови манганови руди се образува от манганови руди, които комбинират браунит Mn 2 Pro 3, манганит MnO(OH), хаусманит Mn 3 O 4 и манганов шпат MnCO 3. Освен това манганът се появява като оксиди и се намира най-често във всички плевели.
Физическа сила. Манганът е сребристо-бял метал с дебелина 7,2 g/cm 3 . Виното е твърдо и жилаво, топи се при 1260°C и кипи при 2120°C. Във въздуха металът е покрит с ивици от оксидна стопилка, което го предпазва от по-нататъшно окисляване. Когато се освободи, манганът реагира със сплави с всякакви легиращи компоненти (фероманган).
Химическа сила. Манганът реагира с различни съединения, в които проявява степен на окисление от +2, +3, +4, +6 и +7. Когато манганът се комбинира с други етапи на окисление, той е с малък характер и рядко се губи.
Когато металният манган взаимодейства с метални неметали, се създава полуманган (II):
Mn + C 2 = MnCl 2 (манганов (II) хлорид)
Mn + S = MnS (манганов (II) сулфид)
3 Mn + 2 P = Mn 3 P 2 (манганов (II) фосфид)
3 Mn + N 2 = Mn 3 N 2 (манганов (II) нитрид)
2 Mn + N 2 = Mn 2 Si (манганов (II) силицид)
Манганът лесно се разлага от неокисляващи киселини и вода:
Mn + 2 HCl = MnCl 2 + H 2
Mn + H 2 SO 4 (неразрушен) = MnSO 4 + H 2
Виното също се различава от водата по наличието на полупроводници, което дава кисела реакция по време на хидролиза:
Mn + 2 H 2 Pro + 2 NH 4 Cl = MnCl 2 + 2 NH 4 BIN + H 2
Разлагането на манган в окислителни киселини се придружава от следните продукти на обновените цинкови киселини:
Mn + 2 H 2 SO 4 (конц.) = MnSO 4 + SO 2 + 2 H 2
Mn + 4 HNO 3 (конц.) = Mn (NO 3) 2 + 2 NO + 2 H 2 O
3 Mn + 8 HNOz (неразрушен) = 3 Mn(NO 3) 2 + 2 NO 2 + 4 H 2 O
Манганът може да образува различни метални оксиди и затова се използва в металургията:
5 Mn + Nb 2 Pro 5 = 5 MnO + 2 Nb
3 Mn + Fe 2 Pro 3 = 3 MnO + 2 Fe
В натрошената форма (на прах) манганът е по-реактивен, по-малко компактен.
Отриманя. Металният манган съдържа нови видове пържени алуминиеви оксиди. Тъй като алуминият реагира бурно с мангановия диоксид, ще се получи використно пържене. При пържене на полилузита се създава манганов оксид Mn 3 O 4, който реагира по-спокойно с алуминий:
3 MnO 2 = Mn 3 O 4 + O 2
3 Mn 3 Pro 4 + 8 Al = 4 Al 2 O 3 9 Mn
За да премахнете феромангана, който се използва в металургията, смесете фероманган и полилузит с кокс в електрически пещи:
Fe 2 Pro 3 + MnO 2 + 5 C = 2Fe Mn + 5 CO
Zastosuvannya. Манганът се появява като фероманган в черната металургия.
Kisnevy spoluky манган. Манганът разтваря оксиди MnO, Mn 2 Pro 3, MnO 2, MnO 3, Mn 2 Pro 7, хидроксиди Mn(OH) 2, Mn(OH) 4, H 2 MnO 4, НМnО 4 и подобни вещества.
Мангановият оксид MnO е зеленикаво-сив прах, който съдържа основните свойства и следователно реагира с киселини и киселинни оксиди:
MnO + 2 HCl = MnCl 2 + H 2 O
MnO + SO 3 = MnSO 4
Във водата мангановият оксид е практически незаменим.
Манганов (II) хидроксид Mn(OH) 2 е бяло вещество, което лесно се окислява на повърхността до кафяв манганов (IV) хидроксид:
2 Mn(OH) 2 + O 2 + 2 H 2 O = 2 Mn(OH) 4
Мангановият (II) хидроксид се образува при взаимодействието на неговите соли с ливадите:
MnSO 4 + 2 KOH = Mn(OH) 2 + K 2 SO 4
Мангановият (II) хидроксид е основният агент. Vin реагира с киселини и киселинни оксиди:
Mn(OH) 2 + 2 HCl = MnCl 2 + 2 H 2 O
Mn(OH) 2 + SO 3 = MnSO 4 + H 2 O
Мангановият (II) хидроксид има мощни свойства. В присъствието на силно окислителни вина, те могат да се окислят до перманганат:
2 Mn(OH) 2 + 5 KBrO + 2 KOH = 2 KMnO 4 + 5 KBr + 3 H 2 O
Ако няма достатъчно окислител, се образува манганов диоксид:
5 Mn(OH) 2 + KBrO = 5 MnO 2 + KBr + H 2 O
Повечето соли на манган (II) се разтварят лесно във вода. В сух вид техните кристалохидрати се приготвят в леко кафяв цвят. Соли без бръснач на манган (II) - карбонат MnCO 3 сулфид MnS и фосфат Mn 3 (PO 4) 2. В присъствието на силни окислители в кисела среда манганът (II) в присъствието на много окислители може да се превърне в MnO 2 или перманганат:
Mn(NO 3) 2 + PbO 2 = MnO 2 + Pb(NO 3) 2
2 Mn(NO 3) 2 + 5 РbО 2 + 6 НNO 3 = 2 НМnО 4 + 5 Рb(NO 3) 2 + 2 Н 2 О
Мангановият (III) оксид Mn 2 Pro 3 се среща в природата като браунитов минерал. В лабораторията MnO 2 се нагрява внимателно при температура 530-940 °C:
4 MnO 2 = 2 Mn 2 Pro 3 + O 2
При по-високи температури разлагането на диоксида се придружава от образуването на Mn 3 O 4 оксид.
3 MnO 2 = Mn 3 Pro 4 + O 2
Добавянето на манган (III) няма практическо значение,
Манганов диоксид MnO 2 или манганов (IV) оксид, тъмносив цвят. При нагряване на въздух до 530 C, мангановият диоксид се разлага, разкривайки киселинност, както е показано по-горе. Във вакуум или в присъствието на реагент, тази реакция е много по-интензивна.
Когато мангановият диоксид се вари с концентрирана азотна киселина, манганът (II) е кисел:
2 MnO 2 + 4 HNO 3 = 2 Mn(NO 3) 2 + 2 H 2 O + O 2
Мангановият диоксид в кисела среда проявява окислителна способност:
MnO 2 + 4 HCl = MnCl 2 + Cl 2 + 2 H 2 O
MnO 2 + 2 FeSO 4 + 2 H 2 SO 4 = MnSO 4 + Fe 2 (SO 4) 3 + 3 H 2 O
При легиране на манганов (IV) оксид на открито се създава манганит или манганат (IV):
2 MnO 2 + 2 KOH = K 2 MnO 3 + H 2 O
В присъствието на киселинност, която играе ролята на окислител, когато се слее, се създава солта на манганата (VI):
2 MnO 2 + 4 KOH + O 2 = 2 K 2 MnO 4 + 2 H 2 O
Калиев манганат До 2 МnO 4 незабавно се разлага на калиев перманганат и манганов диоксид:
3 До 2 MnO 4 + 2 H 2 O = 2 KMnO 4 + MnO 2 + 4 KOH
Калиевият перманганат KMnO 4 намира широко приложение в лабораторната практика, индустрията, медицината и бита. Виното е много силен окислител. Когато манганът се съхранява в средата, в присъствието на производно, той може да достигне различни етапи на окисление. В киселата средна вена той се превръща в Mn(II):
2 KMnO 4 +10 KVg + 8 H 2 SO 4 = 2 MnSO 4 + 6 K 2 SO 4 + 5 Br 2 + 8 H 2 O
Същото се отнася за калиев манганат до 2 MnO 4 и манганов диоксид.
На поляната калиевият перманганат се превръща в манганат:
2 KMnO 4 + K 2 SO 3 + 2 KOH = K 2 SO 4 + 2 K 2 MnO 4 + H 2 O
В неутрална и слабо неутрална среда калиевият перманганат се превръща в манганов диоксид:
2 KMnO 4 + C 6 H 5 CH 3 = 2 KOH + 2 MnO 2 + C 6 H 5 COOH
2 KMnO 4 + 3 MnSO 4 + 2 H 2 O = 5 MnO 2 + K 2 SO 4 + 2 H 2 SO 4
Останалата реакция се провежда в аналитичната химия с манган.
Преди това калиевият перманганат беше отстранен от окисляването или на манганов диоксид, или на калиев манганат. Мангановият диоксид се окислява със селитра, когато се слива с ливада:
MnO 2 + KNO 3 + 2 KOH = K 2 MnO 4 + KNO 2 + H 2 O
Калиев манганат, който веднъж създаден, спонтанно се разпада на калиев перманганат и манганов диоксид:
3 До 2 MnO 4 + 2 H 2 O = 2 KMnO 4 + MnO 2 + 4 KOH
Друг метод е да се окисли калиев манганат с хлор:
2 До 2 MnO 4 + Cl 2 = 2 KMnO 4 + 2 KCl
По това време калиевият перманганат има електролитно окисление на манганата:
MnO 4 2 = MnO 4
Калиевият перманганат се използва широко както в индустрията, така и в лабораторната практика. Използва се за обезбеляване на вълна, вълна, предачни влакна, избистряне на масла и окисляване на различни органични вещества. В лабораторната практика вината се застояват, за да се поддържа хлор и киселинност:
2 KMnO 4 + 16 HCl = 2 KCl + 2 MnCl 2 + 5 Cl 2 + 8 H 2 O
2 KMnO 4 = До 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2
В аналитичната химия калиевият перманганат се използва за формулиране на киселинни вещества, които съдържат основните съединения (Fe 2 , Sn 2 , AsO 3 3 , H 2 O 2 и т.н.). Този метод на анализ се нарича перманганатометрия.
