1. Γενικά χαρακτηριστικά των αλογόνων . Η δομή των ατόμων και η κατάσταση οξείδωσης των αλογόνων σε ενώσεις. Η φύση της αλλαγής στις ατομικές ακτίνες, τις ενέργειες ιονισμού, τη συγγένεια ηλεκτρονίων και την ηλεκτραρνητικότητα στη σειρά F - At. Η φύση των χημικών δεσμών των αλογόνων με μέταλλα και αμέταλλα. Σταθερότητα καταστάσεων υψηλότερου σθένους αλογόνων. Χαρακτηριστικά του φθορίου.
1. Με. 367-371; 2. Με. 338-347; 3. Με. 415-416; 4. Με. 270-271; 7. Με. 340-345.
2. Μοριακή δομή και φυσικές ιδιότητες απλών ουσιών αλογόνου . Η φύση του χημικού δεσμού στα μόρια αλογόνου. Φυσικές ιδιότητεςαλογόνα: κατάσταση συσσωμάτωσης, σημεία τήξης και βρασμού στη σειρά φθόριο - αστατίνη, διαλυτότητα στο νερό και σε οργανικούς διαλύτες.
1. Με. 370-372; 2. Με. 340-347; 3. Με. 415-416; 4. Με. 271-287; 8. Με. 367-370.
3. Χημικές ιδιότητες αλογόνων . Λόγοι για την υψηλή χημική δραστηριότητα των αλογόνων και την αλλαγή της στην ομάδα. Σχέση με νερό, αλκαλικά διαλύματα, μέταλλα και αμέταλλα. Επίδραση της θερμοκρασίας στη σύνθεση προϊόντων δυσαναλογίας αλογόνων σε αλκαλικά διαλύματα. Χαρακτηριστικά της χημείας του φθορίου. Φυσικές ενώσεις αλογόνου. Αρχές βιομηχανικών και εργαστηριακών μεθόδων λήψης αλογόνων. Η χρήση αλογόνων. Φυσιολογική και φαρμακολογική δράση των αλογόνων και των ενώσεων τους σε ζωντανούς οργανισμούς. Τοξικότητα των αλογόνων και προφυλάξεις για το χειρισμό τους.
1. Με. 372-374, πίν. 387-388; 2. Με. 342-347; 3. Με. 416-419; 4. Με. 276-287; 7. σσ.340-345, σελ. 355; 8. Με. 380-382.
Οι απλές ουσίες αλογόνα, σε αντίθεση με το υδρογόνο, είναι πολύ δραστικές. Χαρακτηρίζονται περισσότερο από οξειδωτικές ιδιότητες, οι οποίες σταδιακά εξασθενούν στη σειρά F 2 - At 2. Το πιο ενεργό από τα αλογόνα είναι το φθόριο: ακόμη και το νερό και η άμμος αναφλέγονται αυθόρμητα στην ατμόσφαιρά του! Τα αλογόνα αντιδρούν έντονα με τα περισσότερα μέταλλα, με αμέταλλα, με πολύπλοκες ουσίες.
4. Παραγωγή και χρήση αλογόνων .
1. Με. 371-372; 2. Με. 345-347; 3. Με. 416-419; 4. Με. 275-287; 7. σελ. 340-345; 8. Με. 380-382.
Όλες οι μέθοδοι για την παραγωγή αλογόνων βασίζονται στις αντιδράσεις οξείδωσης των ανιόντων αλογονιδίου με διάφορους οξειδωτικούς παράγοντες: 2Gal -1 -2e - = Gal
Τα αλογόνα στη βιομηχανία λαμβάνονται με ηλεκτρόλυση τήγματος (F 2 και Cl 2) ή υδατικών διαλυμάτων (Cl 2) αλογονιδίων. μετατόπιση λιγότερο ενεργών αλογόνων από πιο ενεργά από τα αντίστοιχα αλογονίδια (I 2 - βρώμιο, I 2 ή Br 2 - χλώριο)
Τα αλογόνα λαμβάνονται στο εργαστήριο με οξείδωση υδραλογονιδίων (HCl, HBr) σε διαλύματα με ισχυρά οξειδωτικά μέσα (KMnO 4 , K 2 Cr 2 O 7 , PbO 2 , MnO 2 , KClO 3 ). οξείδωση αλογονιδίων (NaBr, KI) με τα υποδεικνυόμενα οξειδωτικά μέσα σε όξινο περιβάλλον (H 2 SO 4).
Δυαδικές ενώσεις αλογόνων
1. Ενώσεις με υδρογόνο (υδροαλογονίδια) . Η φύση του χημικού δεσμού στα μόρια. Η πολικότητα των μορίων. Φυσικές ιδιότητες, κατάσταση συσσωμάτωσης, διαλυτότητα στο νερό. Η φύση της αλλαγής στα σημεία τήξης και βρασμού στη σειρά HF - HI. Σύνδεση μορίων υδροφθορίου. Θερμική σταθερότητα υδραλογονιδίων. αντιδραστικότητα. Ιδιότητες οξέος, χαρακτηριστικά υδροφθορικού οξέος. αποκαταστατικές ιδιότητες. Γενικές αρχέςλήψη υδραλογονιδίων: σύνθεση από απλές ουσίες και από αλογονίδια. Υδροχλώριο και υδροχλωρικό οξύ. ΦΥΣΙΚΕΣ ΚΑΙ ΧΗΜΙΚΕΣ ΙΔΙΟΤΗΤΕΣ. Τρόποι για να αποκτήσετε. Η χρήση υδροχλωρικού οξέος. Ο ρόλος του υδροχλωρικού οξέος και των χλωριδίων στις διαδικασίες ζωής. Χαλίδες.
1. Με. 375-382; 2. Με. 347-353; 3. Με. 419-420; 4. Με. 272-275, πίν. 289-292; 7. σελ. 354-545; 8. Με. 370-373, πίν. 374-375.
2 . Ενώσεις αλογόνων με οξυγόνο.
1. Με. 377-380; 2. Με. 353-359; 3. Με. 420-423; 4. Με. 292-296; 7. σελ. 350-354; 8. Με. 375-376, πίν. 379.
3. Ενώσεις με άλλα αμέταλλα.
1. Με. 375-381; 2. Με. 342-345; 4. Με. 292-296; 7. σελ. 350-355.
4 . Συνδέσεις με μέταλλα .
2. Με. 342; 4. Με. 292-296; 7. σελ. 350-355.
Ενώσεις αλογόνου πολλαπλών στοιχείων
1. Οξυγόνο χλωριούχα οξέα και τα άλατά τους. Υπόχλωρο, χλωρικό, χλωρικό και υπερχλωρικό οξύ. Αλλαγή στις ιδιότητες οξέος, σταθερότητα και οξειδωτικές ιδιότητες στη σειρά HClO - HClO 4 . Αρχές για τη λήψη αυτών των οξέων. Υποχλωριώδες, χλωρίτες, χλωρικά και υπερχλωρικά. Θερμική σταθερότητα και οξειδωτικές ιδιότητες. Γενικές αρχές για τη λήψη αλάτων. Η χρήση αλάτων. Λευκαντική σκόνη. Αλάτι Berthollet. Υπερχλωρικό αμμώνιο.
1. Με. 382-387; 2. Με. 353-359; 3. Με. 423; 4. Με. 292-296; 7. σελ. 350-354; 8. Με. 375-378.
2 . Οξυγονούχα οξέα βρωμίου και ιωδίου και τα άλατά τους .
1. Με. 382-387; 2. Με. 353-359; 3. Με. 423; 4. Με. 292-296; 7. σελ. 350-354; 8. Με. 379-380.
3 . Η χρήση αλογόνων και των σημαντικότερων ενώσεων τους
1. Με. 387-388; 2. Με. 345-347; 3. Με. 419-423; 4. Με. 272-296; 8. Με. 380-382.
4 . Ο βιολογικός ρόλος των ενώσεων αλογόνου
1. Με. 387-388; 2. Με. 340-347; 3. Με. 419-423; 4. Με. 272-296; 8. Με. 380-382.
Σχέσηοι πιο σημαντικές ενώσεις χλωρίου:
Από ένα εγχειρίδιο χημείας, πολλοί άνθρωποι γνωρίζουν ότι τα αλογόνα περιλαμβάνουν χημικά στοιχεία του περιοδικού συστήματος Mendeleev από την ομάδα 17 του πίνακα.
Μετάφραση από τα ελληνικά ως γέννηση, καταγωγή. Σχεδόν όλα είναι ιδιαίτερα δραστικά, λόγω της οποίας αντιδρούν βίαια με απλές ουσίες, με εξαίρεση μερικά αμέταλλα. Τι είναι τα αλογόνα και ποιες οι ιδιότητές τους;
Σε επαφή με
Κατάλογος αλογόνων
Τα αλογόνα είναι καλοί οξειδωτικοί παράγοντες, για το λόγο αυτό μπορούν να βρεθούν στη φύση μόνο σε οποιεσδήποτε ενώσεις. Όσο μεγαλύτερος είναι ο σειριακός αριθμός, τόσο χαμηλότερη είναι η χημική δραστηριότητα των στοιχείων αυτής της ομάδας. Η ομάδα αλογόνου περιλαμβάνει τα ακόλουθα στοιχεία:
- χλώριο (Cl);
- φθόριο (F);
- ιώδιο (I);
- βρώμιο (Br);
- στάτιν (Ατ).
Το τελευταίο αναπτύχθηκε στο Ινστιτούτο Πυρηνικής Έρευνας, το οποίο βρίσκεται στην πόλη Dubna. Το φθόριο είναι ένα δηλητηριώδες αέριο με ανοιχτό κίτρινο χρώμα. Το χλώριο είναι επίσης δηλητηριώδες. Είναι ένα αέριο που έχει μια μάλλον έντονη και δυσάρεστη οσμή ανοιχτού πράσινου χρώματος. Το βρώμιο έχει κόκκινο-καφέ χρώμα, είναι ένα δηλητηριώδες υγρό που μπορεί να επηρεάσει ακόμη και την όσφρηση. Είναι πολύ πτητικό, επομένως αποθηκεύεται σε αμπούλες. Το ιώδιο είναι μια κρυσταλλική, εύκολα εξαχνώσιμη ουσία σκούρου μωβ χρώματος. Η αστατίνη είναι ραδιενεργή, το χρώμα των κρυστάλλων είναι μαύρο με μπλε, ο χρόνος ημιζωής είναι 8,1 ώρες.
υψηλή δραστηριότηταη οξείδωση των αλογόνων πέφτει από φθόριο σε ιώδιο. Το πιο ενεργό από τα αδέρφια είναι το φθόριο, το οποίο τείνει να αντιδρά με οποιαδήποτε μέταλλα, σχηματίζοντας άλατα, μερικά από αυτά αναφλέγονται αυθόρμητα και απελευθερώνεται τεράστια ποσότητα θερμότητας. Χωρίς θέρμανση, αυτό το στοιχείο αντιδρά με όλα σχεδόν τα αμέταλλα., οι αντιδράσεις συνοδεύονται από απελευθέρωση ορισμένης ποσότητας θερμότητας (εξώθερμη).
Το φθόριο αλληλεπιδρά με αδρανή αέρια, ενώ ακτινοβολείται (Xe + F 2 = XeF 2 + 152 kJ). Όταν θερμαίνεται, το φθόριο επηρεάζει άλλα αλογόνα, οξειδώνοντάς τα. Ο τύπος λαμβάνει χώρα: Hal 2 + F 2 \u003d 2HalF, όπου Hal \u003d Cl, Br, I, At, στην περίπτωση που οι καταστάσεις οξείδωσης HalF του χλωρίου, του βρωμίου, του ιωδίου και της αστατίνης είναι + 1.
Το φθόριο αλληλεπιδρά επίσης πολύ έντονα με πολύπλοκες ουσίες. Το αποτέλεσμα είναι η οξείδωση του νερού. Σε αυτή την περίπτωση, εμφανίζεται μια εκρηκτική αντίδραση, η οποία γράφεται εν συντομία με τον τύπο: 3F 2 + ZH 2 O \u003d OF 2 + 4HF + H 2 O 2.
Χλώριο
Η δραστικότητα του ελεύθερου χλωρίου είναι κάπως μικρότερη από αυτή του φθορίου, αλλά έχει επίσης καλή αντιδραστικότητα. Αυτό μπορεί να συμβεί κατά την αλληλεπίδραση με πολλές απλές ουσίες, με σπάνιες εξαιρέσεις με τη μορφή οξυγόνου, αζώτου και αδρανών αερίων. Αυτός μπορεί να αντιδράσει βίαια με σύνθετες ουσίες, δημιουργώντας αντιδράσεις υποκατάστασης, η ιδιότητα της προσθήκης υδρογονανθράκων είναι επίσης εγγενής στο χλώριο. Όταν θερμαίνεται, το βρώμιο ή το ιώδιο εκτοπίζεται από ενώσεις με υδρογόνο ή μέταλλα.
Αυτό το στοιχείο έχει μια ιδιόμορφη σχέση με το υδρογόνο. Σε θερμοκρασία δωματίου και χωρίς φως, το χλώριο δεν αντιδρά με κανέναν τρόπο σε αυτό το αέριο, αλλά μόλις θερμανθεί ή φωτιστεί με φως, θα συμβεί μια εκρηκτική αλυσιδωτή αντίδραση. Ο τύπος είναι ο παρακάτω:
Cl2+ ην → 2Cl, Cl + H 2 → HCl + H, H + Cl 2 → HCl + Cl, Cl + H 2 → HCl + H, κ.λπ.
Τα φωτόνια, διεγερμένα, προκαλούν αποσύνθεση σε άτομα μορίων Cl 2, ενώ συμβαίνει μια αλυσιδωτή αντίδραση, προκαλώντας την εμφάνιση νέων σωματιδίων που ξεκινούν την αρχή του επόμενου σταδίου. Στην ιστορία της χημείας, αυτό το φαινόμενο έχει διερευνηθεί. Ο Ρώσος χημικός και βραβευμένος με Νόμπελ Semyonov N.N. το 1956 ασχολήθηκε με τη μελέτη μιας αλυσιδωτής φωτοχημικής αντίδρασης και έτσι συνέβαλε πολύ στην επιστήμη.
Το χλώριο αντιδρά με πολλές σύνθετες ουσίες, αυτές είναι αντιδράσεις υποκατάστασης και προσθήκης. Διαλύεται καλά στο νερό.
Cl 2 + H 2 O \u003d HCl + HClO - 25 kJ.
Με αλκάλια, όταν θερμαίνεται, το χλώριο μπορεί δυσανάλογη.
Βρώμιο, ιώδιο και αστατίνη
Η χημική δράση του βρωμίου είναι ελαφρώς μικρότερη από αυτή του προαναφερθέντος φθορίου ή χλωρίου, αλλά είναι επίσης αρκετά υψηλή. Το βρώμιο χρησιμοποιείται συχνά σε υγρή μορφή. Όπως και το χλώριο, είναι πολύ διαλυτό στο νερό. Υπάρχει μια μερική αντίδραση με αυτό, επιτρέποντάς σας να πάρετε "βρωμιούχο νερό".
Η χημική δραστηριότητα του ιωδίου διαφέρει σημαντικά από τους υπόλοιπους εκπροσώπους αυτής της σειράς. Σχεδόν δεν αλληλεπιδρά με αμέταλλα και με μέταλλα, η αντίδραση είναι πολύ αργή και μόνο όταν θερμαίνεται. Σε αυτή την περίπτωση, συμβαίνει μεγάλη απορρόφηση θερμότητας (ενδόθερμη αντίδραση), η οποία είναι εξαιρετικά αναστρέψιμη. εκτός Το ιώδιο δεν μπορεί να διαλυθεί στο νερό με κανέναν τρόπο, αυτό δεν μπορεί να επιτευχθεί ακόμη και όταν θερμανθεί, επομένως δεν υπάρχει «ιωδόνερο» στη φύση. Το ιώδιο μπορεί να διαλυθεί μόνο σε διάλυμα ιωδίου. Στην περίπτωση αυτή, σχηματίζονται σύνθετα ανιόντα. Στην ιατρική, μια τέτοια ένωση ονομάζεται διάλυμα Lugol.
Η αστατίνη αντιδρά με μέταλλα και υδρογόνο. Στη σειρά των αλογόνων, η χημική δραστηριότητα μειώνεται προς την κατεύθυνση από το φθόριο προς την αστατίνη. Κάθε αλογόνο της σειράς F - At είναι ικανό να εκτοπίσει τα επόμενα στοιχεία από ενώσεις με μέταλλα ή υδρογόνο. Η αστατίνη είναι το πιο παθητικό μεταξύ αυτών των στοιχείων. Αλλά έχει μια εγγενή αλληλεπίδραση με τα μέταλλα.
Εφαρμογή
Η χημεία μπαίνει σταθερά στη ζωή μας, ριζώνει σε όλους τους τομείς. Ένα άτομο έχει μάθει να χρησιμοποιεί αλογόνα, καθώς και τις ενώσεις του για δικό του όφελος. Η βιολογική σημασία των αλογόνων είναι αναμφισβήτητη. Οι τομείς εφαρμογής τους είναι διαφορετικοί:
- φάρμακο;
- φαρμακολογία;
- παραγωγή διαφόρων πλαστικών, βαφών κ.λπ.
- Γεωργία.
Από μια φυσική ένωση κρυόλιθου, ο χημικός τύπος της οποίας έχει ως εξής: Na3AlF6, λάβετε αλουμίνιο. Οι ενώσεις φθορίου χρησιμοποιούνται ευρέως στην παραγωγή οδοντόκρεμες. Το φθόριο είναι γνωστό ότι χρησιμοποιείται για την πρόληψη της τερηδόνας. Χρησιμοποιείται αλκοολούχο βάμμα ιωδίου για απολύμανση και απολύμανση τραυμάτων.
Το χλώριο έχει βρει την ευρύτερη εφαρμογή στη ζωή μας. Το πεδίο εφαρμογής του είναι αρκετά διαφορετικό. Παραδείγματα χρήσης:
- Παραγωγή πλαστικών.
- Λήψη υδροχλωρικού οξέος.
- Κατασκευή συνθετικών ινών, διαλυτών, καουτσούκ κ.λπ.
- Λεύκανση υφασμάτων (λινό και βαμβακερό), χαρτί.
- Απολύμανση πόσιμου νερού. Όλο και πιο συχνά όμως χρησιμοποιείται το όζον για το σκοπό αυτό, αφού η χρήση χλωρίου είναι επιβλαβής για τον ανθρώπινο οργανισμό.
- Απολύμανση δωματίου
Πρέπει να θυμόμαστε ότι τα αλογόνα είναι πολύ τοξικές ουσίες. Αυτή η ιδιότητα είναι ιδιαίτερα έντονη στο φθόριο. Τα αλογόνα μπορεί να έχουν ασφυκτική και αναπνευστική δράση και να επηρεάσουν τους βιολογικούς ιστούς.
Οι ατμοί του χλωρίου μπορεί να είναι μεγάλοι επικίνδυνοι, καθώς και το αεροζόλ φθορίου, το οποίο έχει μια ελαφριά οσμή, μπορεί να γίνει αισθητό σε υψηλές συγκεντρώσεις. Ένα άτομο μπορεί να έχει το αποτέλεσμα της ασφυξίας. Όταν εργάζεστε με τέτοιες ενώσεις, πρέπει να λαμβάνονται προφυλάξεις.
Οι μέθοδοι για την παραγωγή αλογόνων είναι πολύπλοκες και ποικίλες. Στη βιομηχανία, αυτό προσεγγίζεται με ορισμένες απαιτήσεις, η τήρηση των οποίων τηρείται αυστηρά.
Τα αλογόνα φθόριο F, χλώριο C1, βρώμιο Br, ιώδιο Ι είναι στοιχεία της ομάδας VILA. Ηλεκτρονική διαμόρφωση του κελύφους σθένους των ατόμων αλογόνου στη θεμελιώδη κατάσταση ns 2 np 5 .Η παρουσία πέντε ηλεκτρονίων στο εξωτερικό ρ-τροχιακό, συμπεριλαμβανομένου ενός μη ζευγαρωμένου, είναι ο λόγος για την υψηλή συγγένεια ηλεκτρονίων των αλογόνων. Η προσθήκη ενός ηλεκτρονίου οδηγεί στο σχηματισμό ανιόντων αλογονιδίου (F-, C1-, Br-, I-) με σταθερό κέλυφος 8 ηλεκτρονίων του πλησιέστερου ευγενούς αερίου. Τα αλογόνα προφέρονται αμέταλλα.
Το πιο ηλεκτραρνητικό στοιχείο, το φθόριο, έχει μόνο μία κατάσταση οξείδωσης στις ενώσεις - 1, αφού είναι πάντα δέκτης ηλεκτρονίων. Άλλα αλογόνα σε ενώσεις μπορεί να έχουν καταστάσεις οξείδωσης από -1 έως +7. Οι θετικές καταστάσεις οξείδωσης των αλογόνων προκαλούνται από τη μετάβαση των ηλεκτρονίων σθένους τους σε ελεύθερα d-τροχιακά του εξωτερικού επιπέδου (Ενότητα 2.1.3) κατά το σχηματισμό δεσμών με περισσότερα ηλεκτραρνητικά στοιχεία.
Τα μόρια αλογόνου είναι διατομικά: F 2, C1 2, Br 2, I 2. Υπό τυπικές συνθήκες, το φθόριο και το χλώριο είναι αέρια, το βρώμιο είναι πτητικό υγρό (Tboil = 59 ° C) και το ιώδιο είναι στερεό, αλλά εξαχνώνεται εύκολα (μετατρέπεται σε αέρια κατάσταση, παρακάμπτοντας την υγρή κατάσταση).
ιδιότητες οξειδοαναγωγής.Τα αλογόνα είναι ισχυροί οξειδωτικοί παράγοντες, που αλληλεπιδρούν με όλα σχεδόν τα μέταλλα και πολλά αμέταλλα:
Το φθόριο παρουσιάζει ιδιαίτερα υψηλή χημική δράση, η οποία, όταν θερμαίνεται, αντιδρά ακόμη και με τα ευγενή αέρια ξένον, κρυπτόν και ραδόνιο:
Η χημική δραστηριότητα των αλογόνων μειώνεται από φθόριο σε ιώδιο, καθώς με την αύξηση της ακτίνας του ατόμου, η ικανότητα των αλογόνων να συνδέουν ηλεκτρόνια μειώνεται:
Το πιο ενεργό αλογόνο εκτοπίζει πάντα το λιγότερο ενεργό αλογόνο από τις ενώσεις του με μέταλλα. Έτσι, το φθόριο εκτοπίζει όλα τα άλλα αλογόνα από τα αλογονίδια τους και το βρώμιο - μόνο το ιώδιο από τα ιωδίδια:
Η διαφορετική οξειδωτική ικανότητα των αλογόνων εκδηλώνεται και στην επίδρασή τους στον οργανισμό. Το αέριο χλώριο και το φθόριο, λόγω των πολύ ισχυρών οξειδωτικών τους ιδιοτήτων, είναι ισχυρές τοξικές ουσίες που προκαλούν σοβαρές βλάβες στους πνεύμονες και στους βλεννογόνους των ματιών, της μύτης και του λάρυγγα. Το ιώδιο είναι ένας ηπιότερος οξειδωτικός παράγοντας που παρουσιάζει αντισηπτικές ιδιότητες, γι' αυτό και χρησιμοποιείται ευρέως στην ιατρική.
Διαφορές στις οξειδοαναγωγικές ιδιότητες των αλογόνων εμφανίζονται επίσης όταν αλληλεπιδρούν με το νερό. Το φθόριο οξειδώνει το νερό, ενώ το άτομο οξυγόνου του μορίου του νερού δρα ως αναγωγικός παράγοντας:
Η αλληλεπίδραση άλλων αλογόνων με το νερό συνοδεύεται από οξειδοαναγωγική δυσμετάλλαξη των ατόμων τους. Έτσι, κατά την αντίδραση του χλωρίου με το νερό, ένα από τα άτομα του μορίου του χλωρίου, που συνδέει ένα ηλεκτρόνιο από ένα άλλο άτομο, ανάγεται και το άλλο άτομο χλωρίου, που δίνει ένα ηλεκτρόνιο, οξειδώνεται. Αυτό δημιουργεί νερό με χλώριο,που περιέχει υδροχλώριο (υδροχλωρικό οξύ) και υποχλωρικό (υποχλωρικό) οξύ:
Η αντίδραση είναι αναστρέψιμη και η ισορροπία της μετατοπίζεται έντονα προς τα αριστερά. Το υποχλωριώδες οξύ είναι ασταθές και αποσυντίθεται εύκολα, ειδικά στο φως, με το σχηματισμό ενός πολύ ισχυρού οξειδωτικού παράγοντα - ατομικού οξυγόνου:
Έτσι, το νερό χλωρίου περιέχει σε διάφορες συγκεντρώσεις τρεις οξειδωτικούς παράγοντες με διαφορετικές οξειδωτικές ικανότητες: μοριακό χλώριο, υποχλωριώδες οξύ και ατομικό οξυγόνο, το άθροισμα των οποίων ονομάζεται συχνά «ενεργό χλώριο».
Το προκύπτον ατομικό οξυγόνο λευκαίνει τις βαφές και σκοτώνει τα μικρόβια, γεγονός που εξηγεί τη λεύκανση και τη βακτηριοκτόνο δράση του χλωριούχου νερού.
Το υποχλωριώδες οξύ είναι ισχυρότερο οξειδωτικό μέσο από το αέριο χλώριο. Αντιδρά με οργανικές ενώσεις RH τόσο ως οξειδωτικό όσο και ως παράγοντας χλωρίωσης:
Επομένως, κατά τη χλωρίωση του πόσιμου νερού που περιέχει οργανικές ουσίες ως ακαθαρσίες, μπορούν να μετατραπούν σε πιο τοξικές οργανοχλωρικές ενώσεις RC1. Αυτό πρέπει να λαμβάνεται υπόψη κατά την ανάπτυξη μεθόδων επεξεργασίας νερού και την εφαρμογή τους.
Όταν προστίθεται αλκάλιο στο νερό με χλώριο, η ισορροπία μετατοπίζεται προς τα δεξιά λόγω της εξουδετέρωσης των υποχλωρικών και υδροχλωρικών οξέων:
Το προκύπτον διάλυμα ενός μείγματος αλάτων, που ονομάζεται χυμό νερό,χρησιμοποιείται ως λευκαντικό και απολυμαντικό. Αυτές οι ιδιότητες οφείλονται στο γεγονός ότι το υποχλωριώδες κάλιο, υπό τη δράση του CO2 + H 2 0 και ως αποτέλεσμα της υδρόλυσης, μετατρέπεται σε ασταθές υποχλωριώδες οξύ, το οποίο σχηματίζει ατομικό οξυγόνο. Ως αποτέλεσμα, το χυμό νερό καταστρέφει τις βαφές και σκοτώνει τα μικρόβια.
Κάτω από τη δράση αερίου χλωρίου σε υγρό σβησμένο ασβέστη Ca (OH) 2, λαμβάνεται ένα μείγμα αλάτων CaCl 2 και Ca (0C1) 2, που ονομάζεται λευκαντικό:
Το λευκαντικό μπορεί να θεωρηθεί ως ένα μικτό άλας ασβεστίου υδροχλωρικού και υποχλωριώδους οξέων CaCl(OCl). Στον υγρό αέρα, η χλωρίνη, αλληλεπιδρώντας με το νερό και το διοξείδιο του άνθρακα, απελευθερώνει σταδιακά υποχλωριώδες οξύ, το οποίο παρέχει τις λευκαντικές, απολυμαντικές και απαερωτικές του ιδιότητες:
Όταν το υδροχλωρικό οξύ δρα στη χλωρίνη, απελευθερώνεται ελεύθερο χλώριο:
Όταν θερμαίνεται, το υποχλωριώδες οξύ αποσυντίθεται ως αποτέλεσμα της δυσαναλογίας οξειδοαναγωγής για να σχηματίσει υδροχλωρικό και χλωρικό οξύ:
Όταν το χλώριο διέρχεται από ένα ζεστό αλκαλικό διάλυμα, για παράδειγμα KOH, σχηματίζονται χλωριούχο κάλιο και χλωρικό κάλιο KClO 3 (άλας Bertolet):
Η οξειδωτική ικανότητα των ανιόντων οξέων χλωρίου που περιέχουν οξυγόνο σε υδατικά διαλύματα στη σειρά СlO - - СlO4 (-) μειώνεται παρά την αύξηση του βαθμού οξείδωσης του χλωρίου σε αυτά:
Αυτό εξηγείται από την αύξηση της σταθερότητας των ανιόντων σε αυτή τη σειρά λόγω της αύξησης της μετεγκατάστασης του αρνητικού φορτίου τους. Ταυτόχρονα, τα υπερχλωρικά LiC10 4 και KClO 4 σε ξηρή κατάσταση σε υψηλές θερμοκρασίες είναι ισχυρά οξειδωτικά και χρησιμοποιούνται για την ανοργανοποίηση διαφόρων βιοϋλικών στον προσδιορισμό των ανόργανων συστατικών τους.
Τα ανιόντα αλογόνου (εκτός από το F-) είναι ικανά να δώσουν ηλεκτρόνια, επομένως είναι αναγωγικοί παράγοντες. Η αναγωγική ικανότητα των ανιόντων αλογονιδίου αυξάνεται από το ανιόν χλωρίου στο ανιόν ιωδίου καθώς αυξάνεται η ακτίνα τους:
Έτσι, το υδροϊωδικό οξύ οξειδώνεται από το ατμοσφαιρικό οξυγόνο ήδη σε κανονική θερμοκρασία:
Το υδροχλωρικό οξύ δεν οξειδώνεται από το οξυγόνο, και επομένως το ανιόν χλωρίου είναι σταθερό στις συνθήκες του σώματος, κάτι που είναι πολύ σημαντικό από την άποψη της φυσιολογίας και της ιατρικής.
Οξεοβασικές ιδιότητες.Τα αλογονίδια του υδρογόνου HF, HC1, HBr, HI, λόγω της πολικότητας των μορίων τους, διαλύονται καλά στο νερό. Σε αυτή την περίπτωση, συμβαίνει η ενυδάτωση των μορίων, που οδηγεί στη διάσπασή τους με το σχηματισμό ένυδρων πρωτονίων και ανιόντων αλογονιδίων. Η ισχύς των οξέων στις σειρές HF, HC1, HBr, HI αυξάνεται λόγω της αύξησης της ακτίνας και της ικανότητας πόλωσης των ανιόντων από F- σε I-.
Το υδροχλωρικό οξύ ως συστατικό του γαστρικού υγρού παίζει σημαντικό ρόλο στη διαδικασία της πέψης. Κυρίως λόγω του υδροχλωρικού οξέος, το κλάσμα μάζας του οποίου στο γαστρικό χυμό είναι 0,3%, το pH του διατηρείται στην περιοχή από 1 έως 3. Το υδροχλωρικό οξύ προάγει τη μετάβαση του ενζύμου πεψίνης στην ενεργή μορφή, η οποία εξασφαλίζει την πέψη των πρωτεϊνών λόγω της υδρολυτικής διάσπασης των πεπτιδικών δεσμών με το σχηματισμό διαφόρων αμινοξέων:
Ο προσδιορισμός της περιεκτικότητας σε υδροχλωρικό οξύ και άλλα οξέα στο γαστρικό υγρό συζητήθηκε στο Sec. 8.3.3.
Στη σειρά των οξέων του χλωρίου που περιέχουν οξυγόνο, καθώς αυξάνεται η κατάσταση οξείδωσής του, αυξάνεται η ισχύς των οξέων.
Αυτό οφείλεται στην αύξηση της πολικότητας του δεσμού Ο-Ν λόγω της μετατόπισης της πυκνότητας των ηλεκτρονίων του στο άτομο χλωρίου και επίσης λόγω της αύξησης της σταθερότητας των ανιόντων.
συμπλοκοποιητικές ιδιότητες.Τα ανιόντα αλογόνου είναι επιρρεπή σε σχηματισμό συμπλόκου ως συνδέτες. Η σταθερότητα των συμπλοκών αλογονιδίων συνήθως μειώνεται με τη σειρά F- > Cl- > Br- > > I-. Είναι η διαδικασία σχηματισμού συμπλόκου που εξηγεί την τοξική επίδραση των ανιόντων φθορίου, τα οποία, σχηματίζοντας σύμπλοκα φθορίου με κατιόντα μετάλλων που αποτελούν μέρος των ενεργών κέντρων των ενζύμων, καταστέλλουν τη δραστηριότητά τους.
Το μόριο του ιωδίου παρουσιάζει ενδιαφέρουσες συμπλοκοποιητικές ιδιότητες. Έτσι, η διαλυτότητα του μοριακού ιωδίου στο νερό αυξάνεται απότομα παρουσία ιωδιούχου καλίου, το οποίο σχετίζεται με το σχηματισμό ενός σύνθετου ανιόντος
Η χαμηλή σταθερότητα αυτού του συμπλόκου ιόντος εξασφαλίζει την παρουσία μοριακού ιωδίου στο διάλυμα. Ως εκ τούτου, στην ιατρική, ένα υδατικό διάλυμα ιωδίου με την προσθήκη ΚΙ χρησιμοποιείται ως βακτηριοκτόνος παράγοντας. Επιπλέον, το μοριακό ιώδιο σχηματίζει σύμπλοκα εγκλεισμού με άμυλο (Ενότητα 22.3) και πολυβινυλική αλκοόλη. (μπλε ιώδιο).Σε αυτά τα σύμπλοκα, μόρια ιωδίου ή οι συσχετιστές τους με ανιόντα ιωδίου γεμίζουν τα κανάλια που σχηματίζονται από την ελικοειδή δομή των αντίστοιχων πολυυδροξυπολυμερών. Τα σύμπλοκα εγκλεισμού δεν είναι πολύ σταθερά και είναι ικανά να δώσουν σταδιακά μοριακό ιώδιο. Επομένως, ένα παρασκεύασμα όπως το μπλε ιώδιο είναι ένας αποτελεσματικός, αλλά ήπιος, μακράς δράσης βακτηριοκτόνος παράγοντας.
Βιολογικός ρόλος και εφαρμογή των αλογόνων και των ενώσεων τους στην ιατρική.Τα αλογόνα με τη μορφή διαφόρων ενώσεων αποτελούν μέρος των ζωντανών ιστών. Στο σώμα, όλα τα αλογόνα έχουν κατάσταση οξείδωσης 1. Ταυτόχρονα, το χλώριο και το βρώμιο υπάρχουν με τη μορφή ένυδρων Cl- και Br- ανιόντων, και το φθόριο και το ιώδιο αποτελούν μέρος των αδιάλυτων στο νερό βιουποστρωμάτων:
Οι ενώσεις φθορίου είναι συστατικά οστικό ιστό, νύχια και δόντια. Βιολογική δράσηΤο φθόριο συνδέεται κυρίως με το πρόβλημα της οδοντικής νόσου. Το ανιόν φθορίου, αντικαθιστώντας το ιόν υδροξειδίου στον υδροξυαπατίτη, σχηματίζει ένα στρώμα προστατευτικού σμάλτου από στερεό φθοραπατίτη:
Η φθορίωση του πόσιμου νερού σε συγκέντρωση ιόντων φθορίου 1 mg/l και η προσθήκη φθοριούχου νατρίου στην οδοντόκρεμα μειώνουν σημαντικά την οδοντική τερηδόνα στον πληθυσμό. Ταυτόχρονα, όταν η συγκέντρωση του ανιόντος φθορίου στο πόσιμο νερό είναι πάνω από 1,2 mg/l, η ευθραυστότητα των οστών και του σμάλτου των δοντιών αυξάνεται και εμφανίζεται μια γενική εξάντληση του σώματος, που ονομάζεται φθορίωση.
Τα ανιόντα χλωρίου παρέχουν ροές ιόντων μέσω των κυτταρικών μεμβρανών, συμμετέχουν στη διατήρηση της οσμωτικής ομοιόστασης, δημιουργούν ένα ευνοϊκό περιβάλλον για τη δράση και την ενεργοποίηση των πρωτολυτικών ενζύμων του γαστρικού υγρού.
Τα βρωμιούχα ανιόντα στο ανθρώπινο σώμα εντοπίζονται κυρίως στην υπόφυση και σε άλλους ενδοκρινείς αδένες. Διαπιστώθηκε η παρουσία μιας δυναμικής σχέσης μεταξύ της περιεκτικότητας σε βρωμιούχα και χλωριούχα ανιόντα στο σώμα. Έτσι, η αυξημένη περιεκτικότητα σε βρωμιούχα ανιόντα στο αίμα συμβάλλει στην ταχεία απέκκριση των ανιόντων χλωρίου από τους νεφρούς. Τα βρωμίδια εντοπίζονται κυρίως στο μεσοκυττάριο υγρό. Ενισχύουν τις ανασταλτικές διεργασίες στους νευρώνες του εγκεφαλικού φλοιού, σε σχέση με τις οποίες χρησιμοποιούνται στη φαρμακολογία βρωμιούχα κάλιο, νάτριο και βρωμοκάμφορα.
Το ιώδιο και οι ενώσεις του επηρεάζουν τη σύνθεση πρωτεϊνών, λιπών και ορμονών. Περισσότερο από το ήμισυ της ποσότητας ιωδίου βρίσκεται στον θυρεοειδή αδένα σε δεσμευμένη κατάσταση με τη μορφή θυρεοειδικών ορμονών. Με ανεπαρκή πρόσληψη ιωδίου, το σώμα αναπτύσσεται ενδημική βρογχοκήλη. Για την πρόληψη αυτής της ασθένειας, προστίθεται NaI ή KI (1-2 g ανά 1 kg NaCl) στο επιτραπέζιο αλάτι. Έτσι, όλα τα αλογόνα είναι απαραίτητα για την κανονική λειτουργία των ζωντανών οργανισμών.
Κεφάλαιο 13
Αλογόνα- στοιχεία της ομάδας VII - φθόριο, χλώριο, βρώμιο, ιώδιο, αστατίνη (η αστατίνη είναι ελάχιστα μελετημένη λόγω της ραδιενέργειας της). Τα αλογόνα προφέρονται αμέταλλα. Μόνο το ιώδιο σε σπάνιες περιπτώσεις εμφανίζει κάποιες ιδιότητες παρόμοιες με τα μέταλλα.
Σε μη διεγερμένη κατάσταση, τα άτομα αλογόνου έχουν μια κοινή ηλεκτρονική διαμόρφωση: ns2np5. Αυτό σημαίνει ότι τα αλογόνα έχουν 7 ηλεκτρόνια σθένους, εκτός από το φθόριο.
Φυσικές ιδιότητες των αλογόνων: F2 - άχρωμο, δύσκολο να υγροποιηθεί αέριο. Το Cl2 είναι ένα κιτρινοπράσινο αέριο που υγροποιείται εύκολα με έντονη, αποπνικτική οσμή. Το Br2 είναι ένα κόκκινο-καφέ υγρό. Το I2 είναι μια μωβ κρυσταλλική ουσία.
Υδατικά διαλύματα υδραλογονιδίων σχηματίζουν οξέα. HF - υδροφθορικό (υδροφθορικό); HCl - υδροχλωρικό (υδροχλωρικό); HBr - υδροβρώμιο; HI - υδροιώδιο. Η ισχύς των οξέων μειώνεται από πάνω προς τα κάτω. Το υδροφθορικό οξύ είναι το πιο ασθενές στη σειρά των αλογονωμένων οξέων και το υδροϊωδικό οξύ είναι το ισχυρότερο. Αυτό εξηγείται από το γεγονός ότι η ενέργεια δέσμευσης Η2 μειώνεται από πάνω. Στην ίδια κατεύθυνση, μειώνεται και η ισχύς του μορίου NH, γεγονός που σχετίζεται με αύξηση της διαπυρηνικής απόστασης. Η διαλυτότητα των ελάχιστα διαλυτών αλάτων στο νερό μειώνεται επίσης:
Από αριστερά προς τα δεξιά, η διαλυτότητα των αλογονιδίων μειώνεται. Το AgF είναι πολύ διαλυτό στο νερό. Όλα τα ελεύθερα αλογόνα είναι οξειδωτικοί παράγοντες.. Η ισχύς τους ως οξειδωτικών παραγόντων μειώνεται από φθόριο σε ιώδιο. Στην κρυσταλλική, υγρή και αέρια κατάσταση, όλα τα αλογόνα υπάρχουν ως μεμονωμένα μόρια. Οι ατομικές ακτίνες αυξάνονται προς την ίδια κατεύθυνση, γεγονός που οδηγεί σε αύξηση των σημείων τήξης και βρασμού. Το φθόριο διασπάται σε άτομα καλύτερα από το ιώδιο. Τα δυναμικά των ηλεκτροδίων μειώνονται όταν μετακινούνται προς τα κάτω στην υποομάδα αλογόνου. Το φθόριο έχει το υψηλότερο δυναμικό ηλεκτροδίων. Το φθόριο είναι ο ισχυρότερος οξειδωτικός παράγοντας. Οποιοδήποτε υψηλότερο ελεύθερο αλογόνο θα εκτοπίσει το χαμηλότερο, το οποίο βρίσκεται σε κατάσταση αρνητικού μονοφορτισμένου ιόντος σε διάλυμα.
20. Χλώριο. Υδροχλώριο και υδροχλωρικό οξύ
Χλώριο (Cl) -βρίσκεται στην 3η περίοδο, στην ομάδα VII της κύριας υποομάδας του περιοδικού συστήματος, αύξων αριθμός 17, ατομική μάζα 35.453. αναφέρεται σε αλογόνα.
Φυσικές ιδιότητες:κιτρινοπράσινο αέριο με πικάντικη οσμή. Πυκνότητα 3,214 g/l; Σημείο τήξεως -101 °C; σημείο βρασμού -33,97 °C, Σε κανονική θερμοκρασία, υγροποιείται εύκολα υπό πίεση 0,6 MPa. Διαλύοντας στο νερό, σχηματίζει κιτρινωπό χλώριο νερό. Ας διαλυθούμε καλά σε οργανικούς διαλύτες, ειδικά σε εξάνιο (C6H14), σε τετραχλωράνθρακα.
Χημικές ιδιότητες του χλωρίου:ηλεκτρονική διαμόρφωση: 1s22s22p63s22p5. Υπάρχουν 7 ηλεκτρόνια στο εξωτερικό επίπεδο. Πριν ολοκληρωθεί η στάθμη, χρειάζεται 1 ηλεκτρόνιο, το οποίο δέχεται το χλώριο, δείχνοντας κατάσταση οξείδωσης -1. Υπάρχουν επίσης θετικές καταστάσεις οξείδωσης του χλωρίου έως + 7. Τα ακόλουθα οξείδια του χλωρίου είναι γνωστά: Cl2O, ClO2, Cl2O6 και Cl2O7. Όλοι τους είναι ασταθείς. Το χλώριο είναι ένας ισχυρός οξειδωτικός παράγοντας. Αντιδρά άμεσα με μέταλλα και αμέταλλα:
Αντιδρά με υδρογόνο. Υπό κανονικές συνθήκες, η αντίδραση προχωρά αργά, με ισχυρή θέρμανση ή φωτισμό - με έκρηξη, σύμφωνα με έναν μηχανισμό αλυσίδας:
Το χλώριο αλληλεπιδρά με αλκαλικά διαλύματα, σχηματίζοντας άλατα - υποχλωριώδες και χλωριούχα:
Όταν το χλώριο διοχετεύεται σε αλκαλικό διάλυμα, σχηματίζεται ένα μίγμα διαλυμάτων χλωρίου και υποχλωριώδους:
Το χλώριο είναι αναγωγικός παράγοντας: Cl2 + 3F2 = 2ClF3.
Αλληλεπίδραση με το νερό:
Το χλώριο δεν αλληλεπιδρά άμεσα με τον άνθρακα, το άζωτο και το οξυγόνο.
Παραλαβή: 2NaCl + F2 = 2NaF + Cl2.
Ηλεκτρόλυση: 2NaCl + 2H2O = Cl2 + H2 + 2NaOH.
Εύρεση στη φύση:περιέχονται στη σύνθεση ορυκτών: αλίτης (πετροκάλαμο), συλβίνη, bischofite. Το θαλασσινό νερό περιέχει χλωριούχα νάτριο, κάλιο, μαγνήσιο και άλλα στοιχεία.
Υδροχλώριο HCl. Φυσικές ιδιότητες:άχρωμο αέριο, βαρύτερο από τον αέρα, διαλυτό στο νερό για να σχηματίσει υδροχλωρικό οξύ.
Παραλαβή:στο εργαστήριο:
Στη βιομηχανία: καίνε υδρογόνο σε ρεύμα χλωρίου. Στη συνέχεια, το υδροχλώριο διαλύεται σε νερό και λαμβάνεται υδροχλωρικό οξύ (βλ. παραπάνω).
Χημικές ιδιότητες: υδροχλωρικό οξύ - ισχυρό, μονοβασικό, αλληλεπιδρά με μέταλλα που στέκονται σε μια σειρά από τάσεις μέχρι υδρογόνο: Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2.
Ως αναγωγικός παράγοντας αντιδρά με οξείδια και υδροξείδια πολλών μετάλλων.
Υπάρχουν 7 ηλεκτρόνια ns2np5 σε τροχιακά σθένους. Είναι ισχυροί οξειδωτικοί παράγοντες, που συνδέουν ένα ιόν - σχηματίζουν αρνητικά φορτισμένα αλογονίδια. Το χλώριο, το βρώμιο, το ιώδιο, η αστίνη έχουν καταστάσεις οξείδωσης +1 +3 +5 +7, το φθόριο έχει την υψηλότερη ηλεκτροαρνητικότητα, δεν έχει + CO. F->σε ατομικές ακτίνες αύξηση, μείωση: ενέργεια ιονισμού, συγγένεια ηλεκτρονίων, ηλεκτραρνητικότητα - ιδιότητες μη μετάλλων - εξασθενεί. Σχηματίζουν ένα διατομικό μόριο G2. στη σειρά F2-Cl2-Br2-I2, η αντοχή του δεσμού μειώνεται λόγω της μείωσης της πυκνότητας επικάλυψης των τροχιακών σθένους με μια αύξηση στο κύριο τετράγωνο. αριθμοί. Στην ίδια σειρά, η αλληλεπίδραση van der Waals αυξάνεται (αύξηση του ρυθμού τήξης) και η οξειδωτική δραστηριότητα μειώνεται.
Φυσικός
Το φθόριο είναι ένα ωχροπράσινο αέριο με σημείο τήξης -219°C και σημείο βρασμού -188°C· δεν μπορεί να διαλυθεί στο νερό, καθώς αλληλεπιδρά εντατικά μαζί του. Το χλώριο είναι ένα κιτρινοπράσινο αέριο, σημείο τήξεως -101°C, σημείο βρασμού -34°C, υγροποιείται εύκολα στους 20°C και πίεση 6 atm (0,6 MPa), διαλυτότητα στο νερό στους 20°C - 2,5 l σε 1 λίτρο νερό. Ένα διάλυμα χλωρίου στο νερό είναι σχεδόν άχρωμο και ονομάζεται νερό χλωρίου. Το βρώμιο είναι ένα κόκκινο-καφέ υγρό, σημείο τήξεως -70°C, σημείο βρασμού +59°C, διαλυτότητα στο νερό στους 20°C είναι 0,02 g ανά 100 g νερού. Ένα διάλυμα βρωμίου σε νερό - βρωμιούχο νερό - καφέ. Ιώδιο - μαύρα-μοβ κρύσταλλα με μεταλλική γυαλάδα, λιώνουν στους +113,6 ° C, το σημείο βρασμού του υγρού ιωδίου είναι +185,5 ° C. Το κρυσταλλικό ιώδιο εξαχνώνεται εύκολα (εξαχνώνεται) - περνά από στερεά σε αέρια κατάσταση. Η διαλυτότητα στο νερό στους 20°C είναι 0,02 g ανά 100 g νερού. Το ανοιχτό κίτρινο διάλυμα που προκύπτει ονομάζεται ιωδόνερο. Πολύ καλύτερα από ό,τι στο νερό, το ιώδιο και το βρώμιο διαλύονται σε οργανικούς διαλύτες: τετραχλωράνθρακας, χλωροφόρμιο, βενζόλιο. Θερμοκρασία βρασμού/τήξης στη σειρά F2-Cl2-Br2-I2 - -219/-188, -101/-34, -7/60, 113/185
Chem. ιδιότητες
Σχηματίστε ενώσεις οξυγόνου - οξείδια και οξοξέα
Διαλυτό σε αλκοόλες βενζολοαιθέρες
Σε ένα υδατικό διάλυμα, όλα εκτός από το φθόριο δυσανάλογα, η ισορροπία μετατοπίζεται προς τα αριστερά
Το φθόριο οξειδώνει το νερό
Σχηματίστε αλογονίδια με μέταλλα
Η μείωση της οξειδωτικής δραστηριότητας: H2 + G2 \u003d 2NG (φθόριο στο σκοτάδι, χλώριο στο φως, βρώμιο επίσης όταν θερμαίνεται και το ιώδιο είναι επίσης αναστρέψιμο)
Τα ασθενέστερα Gs εκτοπίζονται από τα άλατα - το χλώριο εκτοπίζει τα βρωμίδια και τα ιωδίδια (Cl2 + 2KBr = Br2 + 2KCl)
Διάφορες οξείδωση. ικανότητα επηρεάζει τους ζωντανούς οργανισμούς - χλώριο και βρώμιο - δηλητηριώδεις. το ιώδιο είναι αντισηπτικό
Εφαρμογή:
Χλώριο - χλωριούχο πολυβινύλιο, χλωροβενζόλιο κ.λπ. για τη λεύκανση υφασμάτων, ο καθαρισμός του νερού, η απολύμανση και τα παράγωγα (KClO3) είναι συστατικά του καυσίμου πυραύλων. Βρώμιο - ως βαφή και φαρμακευτικό προϊόν. Ιώδιο - λήψη μετάλλων υψηλής καθαρότητας, ως καταλύτης στην οργανική σύνθεση, ως αντισηπτικό και φάρμακο
Παραλαβή:
Στη φύση, αυτά τα στοιχεία απαντώνται κυρίως ως αλογονίδια (με εξαίρεση το ιώδιο, το οποίο εμφανίζεται επίσης ως ιωδικό νάτριο ή κάλιο σε εναποθέσεις νιτρικών αλκαλικών μετάλλων). Επειδή πολλά χλωρίδια, βρωμίδια και ιωδίδια είναι διαλυτά στο νερό, αυτά τα ανιόντα υπάρχουν στον ωκεανό και στις φυσικές άλμη. Η κύρια πηγή φθορίου είναι το φθοριούχο ασβέστιο, το οποίο είναι πολύ ελαφρώς διαλυτό και βρίσκεται σε ιζηματογενή πετρώματα (ως φθορίτης CaF2). Στη βιομηχανία, το χλώριο λαμβάνεται κυρίως με ηλεκτρόλυση υδατικού διαλύματος χλωριούχου νατρίου σε ειδικούς ηλεκτρολύτες. Ο κύριος τρόπος λήψης απλών ουσιών είναι η οξείδωση των αλογονιδίων.Το βρώμιο λαμβάνεται με χημική οξείδωση του βρωμιούχου ιόντος, το οποίο βρίσκεται σε θαλασσινό νερό. Μια παρόμοια διαδικασία χρησιμοποιείται για τη λήψη ιωδίου από φυσικές άλμης πλούσιες σε Ι-. Και στις δύο περιπτώσεις, το χλώριο, το οποίο έχει ισχυρότερες οξειδωτικές ιδιότητες, χρησιμοποιείται ως οξειδωτικός παράγοντας και το προκύπτον Br2 και I2 απομακρύνονται από το διάλυμα με ρεύμα αέρα. Τα ακόλουθα σταθερά ισότοπα αλογόνων βρίσκονται στη φύση: φθόριο - 19F, χλώριο - 35Cl και 37Cl, βρώμιο - 79Br και 81Br, ιώδιο - 127I. Τα αλογόνα στη φύση βρίσκονται μόνο με τη μορφή ενώσεων και η σύνθεση αυτών των ενώσεων περιλαμβάνει αλογόνα (με σπάνιες εξαιρέσεις) μόνο στην κατάσταση οξείδωσης -1. Τα ορυκτά φθορίου είναι πρακτικής σημασίας: CaF2 - φθορίδης, Na2AlF6 - κρυόλιθος, Ca5F (PO4) 3 - φθοραπατίτης και ορυκτά χλωρίου: NaCl - ορυκτό αλάτι (η ίδια ουσία είναι το κύριο συστατικό που καθορίζει την αλατότητα του θαλασσινού νερού), KCl - συλβίτης , MgCl2 * KCl*6H2O - καρναλλίτης, KCl*NaCl - συλβινίτης. Το βρώμιο με τη μορφή αλάτων βρίσκεται στο θαλασσινό νερό, στο νερό ορισμένων λιμνών και σε υπόγειες άλμη. Οι ενώσεις ιωδίου βρίσκονται στο θαλασσινό νερό και συσσωρεύονται σε ορισμένα φύκια. Υπάρχουν δευτερεύοντα κοιτάσματα αλάτων ιωδίου - KIO3 και KIO4 - στη Χιλή και τη Βολιβία.
3. Διαλυτότητα. Τα αλογόνα έχουν κάποια διαλυτότητα στο νερό, ωστόσο, όπως θα περίμενε κανείς, λόγω της ομοιοπολικής φύσης του δεσμού XX και του μικρού φορτίου, η διαλυτότητά τους είναι χαμηλή. Το φθόριο είναι τόσο ενεργό που αποσύρει ένα ζεύγος ηλεκτρονίων από το οξυγόνο του νερού, ενώ απελευθερώνεται ελεύθερο O2 και σχηματίζονται OF2 και HF. Το χλώριο είναι λιγότερο ενεργό, αλλά στην αντίδραση με νερό λαμβάνονται μερικά HOCl και HCl. Οι ένυδρες ενώσεις του χλωρίου (για παράδειγμα, Cl2*8H2O) μπορούν να διαχωριστούν από το διάλυμα κατά την ψύξη. Το ιώδιο παρουσιάζει ασυνήθιστες ιδιότητες όταν διαλύεται σε διάφορους διαλύτες. Όταν μικρές ποσότητες ιωδίου διαλύονται σε νερό, αλκοόλες, κετόνες και άλλους διαλύτες που περιέχουν οξυγόνο, σχηματίζεται ένα διάλυμα καφέ(Το διάλυμα I2 1% σε αλκοόλη είναι ένα κοινό ιατρικό αντισηπτικό). Τα μόρια αλογόνου είναι μη πολικά, τα αλογόνα διαλύονται καλά σε αλκοόλες, βενζόλιο και αιθέρες. Φθόριο: δεν μπορεί να διαλυθεί στο νερό, καθώς αλληλεπιδρά εντατικά με αυτό.
Χλώριο: διαλυτότητα στο νερό στους 20°C - 2,5 λίτρα σε 1 λίτρο νερό. Ένα διάλυμα χλωρίου στο νερό είναι σχεδόν άχρωμο και ονομάζεται νερό χλωρίου.
Βρώμιο: Η διαλυτότητα στο νερό στους 20°C είναι 0,02 g σε 100 g νερού. Ένα διάλυμα βρωμίου σε νερό - βρωμιούχο νερό - καφέ.
Ιώδιο: Η διαλυτότητα στο νερό στους 20°C είναι 0,02 g ανά 100 g νερού. Το ανοιχτό κίτρινο διάλυμα που προκύπτει ονομάζεται ιωδόνερο. Πολύ καλύτερα από ό,τι στο νερό, το ιώδιο και το βρώμιο διαλύονται σε οργανικούς διαλύτες: τετραχλωράνθρακας, χλωροφόρμιο, βενζόλιο. Η αλληλεπίδραση των αλογόνων με το νερό είναι μια πολύπλοκη διαδικασία, που περιλαμβάνει τη διάλυση, το σχηματισμό διαλυτωμάτων και τη δυσαναλογία.
Το φθόριο, σε αντίθεση με άλλα αλογόνα, οξειδώνει το νερό:
2H2O + 2F2 = 4HF + O2.
Ωστόσο, όταν ο πάγος είναι κορεσμένος με φθόριο στους -400C, σχηματίζεται η ένωση HFO. Μπορούν να σημειωθούν δύο τύποι αλληλεπίδρασης μορίων νερού με μόρια αλογόνου. Η πρώτη είναι η διαδικασία σχηματισμού clathrates, για παράδειγμα, 8Cl2. 46H2O κατά την κατάψυξη διαλυμάτων. Τα μόρια αλογόνου στα clathrates καταλαμβάνουν ελεύθερες κοιλότητες στο πλαίσιο των μορίων H2O που συνδέονται με δεσμούς υδρογόνου. Ο δεύτερος τύπος περιλαμβάνει ετερολυτική διάσπαση και οξειδοαναγωγική δυσαναλογία της σύνθεσης των προϊόντων αλληλεπίδρασης στο σύστημα Cl2 + H2O: χλώριο διαλυμένο στο νερό (κυριαρχεί), HCl, HClO, HClO3. Όταν το κρύο νερό (0-20°C) είναι κορεσμένο με χλώριο, ορισμένα από τα μόρια Cl2 είναι δυσανάλογα:
Cl2 + H2O = HCl + HClO,
ενώ σταδιακά αυξάνεται η οξύτητα του διαλύματος. Το βρώμιο και το ιώδιο αλληλεπιδρούν με το νερό παρόμοια με το χλώριο.
4. Τα μόρια ΗΧ είναι πολικά.Η πολικότητα χαρακτηρίζεται ποσοτικά από το μέγεθος της διπολικής ροπής. Οι διπολικές ροπές μειώνονται στη σειρά HF-HI. Από την άποψη του MO LCAO, η πολικότητα καθορίζεται από τη διαφορά στις ενέργειες των αλληλεπιδρώντων 1s-ατομικών τροχιακών υδρογόνου και ns-, np-τροχιακών του ατόμου αλογόνου. Όπως σημειώθηκε, στη σειρά F-Cl-Br-I, αυτή η διαφορά, καθώς και ο βαθμός εντοπισμού ηλεκτρονίων στα άτομα αλογόνου και η πολικότητα των μορίων HX, μειώνονται. Υπό τυπικές συνθήκες, τα υδραλογονίδια είναι αέρια. Με την αύξηση της μάζας και του μεγέθους των μορίων, η διαμοριακή αλληλεπίδραση αυξάνεται και, ως αποτέλεσμα, τα σημεία τήξης (Tmelt) και τα σημεία βρασμού (Tboil) αυξάνονται. Ωστόσο, για το HF, οι τιμές των Tm και Tboil, που λαμβάνονται με παρέκταση στη σειρά παρόμοιων ενώσεων HF-HCl-HBr-HI, είναι σημαντικά χαμηλότερες από τις πειραματικές (Πίνακας 4). Τα ασυνήθιστα υψηλά σημεία τήξης και βρασμού εξηγούνται από την ενίσχυση της διαμοριακής αλληλεπίδρασης λόγω του σχηματισμού δεσμών υδρογόνου μεταξύ των μορίων HF. Το στερεό HF αποτελείται από ζιγκ-ζαγκ πολυμερείς αλυσίδες. Σε υγρό και αέριο HF, πολυμερή από (HF)2 έως (HF)6 υπάρχουν μέχρι τους 60°C. Για HCl, HBr, HI, ο σχηματισμός δεσμών υδρογόνου δεν είναι τυπικός λόγω της χαμηλότερης ηλεκτραρνητικότητας του ατόμου αλογόνου. Διαλυτότητα στο νερό. Λόγω της υψηλής πολικότητας τους, τα αέρια HC είναι εύκολα διαλυτά στο νερό *), για παράδειγμα, 507 όγκοι HCl ή 612 όγκοι HBr διαλύονται σε 1 όγκο νερού στους 0°C. Κατά την ψύξη, οι κρυσταλλικοί υδρίτες HF απομονώνονται από υδατικά διαλύματα. H2O, HCl. 2H2O κ.λπ., τα οποία είναι κατασκευασμένα από τα αντίστοιχα αλογονίδια οξωνίου. Σε υδατικά διαλύματα ΗΧ, δημιουργείται μια πρωτολυτική ισορροπία
HX + HOH = + H3O+ (X = F, Cl, Br, I), (1),
δηλαδή τα διαλύματα αυτά είναι οξέα.
Τα υδατικά διαλύματα HCl, HBr και HI συμπεριφέρονται σαν ισχυρά οξέα. Σε αραιά υδατικά διαλύματα, το HF είναι ένα ασθενές οξύ (pKa = 3,2), το οποίο σχετίζεται με υψηλή ενέργεια Συνδέσεις H-Fσε σύγκριση με την ενέργεια Συνδέσεις H-Oσε ένα μόριο νερού. Ωστόσο, καθώς η συγκέντρωση HF αυξάνεται πάνω από 1 Μ, η ισχύς του οξέος αυξάνεται. Ένα χαρακτηριστικό του υδροφθορίου και του υδροφθορικού οξέος είναι η ικανότητα διάβρωσης του γυαλιού.
Αναγωγικές ιδιότητες των υδραλογονιδίων. Με αύξηση του μεγέθους και μείωση της ενέργειας ιοντισμού του ατόμου αλογόνου, αυξάνεται η αναγωγική ικανότητα στη σειρά HF-HCl-HBr-HI (Πίνακας 5). Για παράδειγμα, το υδροφθορικό HF και τα οξέα υδροχλωρικού HCl δεν αλληλεπιδρούν με το πυκνό θειικό οξύ, αλλά το HBr και το HI οξειδώνονται από αυτό:
2HBr + H2SO4(συμπ.) = Br2 + SO2 + 2H2O
8HI + H2SO4 (συμπ.) = 4I2 + H2S + 4H2O.
Η καύση του χλωρίου με υδρογόνο είναι η κύρια βιομηχανική μέθοδος για την παραγωγή HCl. Το βρώμιο και το ιώδιο αντιδρούν με το υδρογόνο πιο εύκολα, αλλά η απόδοση είναι χαμηλή, αφού η ισορροπία H2 + X2 = 2HX (X = Br, I) μετατοπίζεται προς τα αριστερά. Το αέριο HX απελευθερώνεται από τη δράση μη πτητικών ισχυρών οξέων σε στερεά ιοντικά αλογονίδια μετάλλων: , καταβυθίζεται NaHSO4. Όταν χρησιμοποιείται αραιό θειικό οξύ, ένα σημαντικό μέρος του HCl παραμένει στο διάλυμα. Το απελευθερωμένο HCL ξηραίνεται πάνω από πυκνό θειικό οξύ Το οξείδιο του φωσφόρου είναι ακατάλληλο για αυτό επειδή αλληλεπιδρά με το HCL: P4O10 + 12HCL = 4POCL3 + 6H2O
CaF2 + H2SO4(conc) = CaSO4 + 2HF
NaCl + H2SO4(conc) = NaHSO4 + HCl
Τα περισσότερα μη μεταλλικά αλογονίδια είναι ενώσεις με ομοιοπολικό δεσμό και υδρολύονται με την απελευθέρωση του αντίστοιχου υδραλογόνου, για παράδειγμα,
SiCl4 + 4H2O = SiO2. 2H2O + 4HCl
Τα αλογονίδια του υδρογόνου σχηματίζονται επίσης κατά την αλογόνωση οργανικών ενώσεων, για παράδειγμα:
RH + Cl2 = RCl + HCl
Το υδροχλωρικό οξύ παράγεται με τη διάλυση αερίου υδροχλωρίου στο νερό. Το υδροχλώριο παράγεται με την καύση υδρογόνου σε χλώριο. Σε εργαστηριακές συνθήκες, χρησιμοποιείται μια μέθοδος που αναπτύχθηκε από αλχημιστές, η οποία συνίσταται στη δράση ισχυρού θειικού οξέος στο επιτραπέζιο αλάτι:
NaCl + H2SO4 (συμπ.) (150 °C) > NaHSO4 + HCl^
Σε θερμοκρασίες άνω των 550 ° C και περίσσεια επιτραπέζιου αλατιού, είναι δυνατή η αλληλεπίδραση:
NaCl + NaHSO4 (>550 °C) = Na2SO4 + HCl^
Το υδροχλώριο είναι πολύ διαλυτό στο νερό. Έτσι, στους 0 °C, 1 όγκος νερού μπορεί να απορροφήσει 507 όγκους HCl, που αντιστοιχεί σε συγκέντρωση οξέος 45%. Ωστόσο, σε θερμοκρασία δωματίου, η διαλυτότητα του HCl είναι μικρότερη, επομένως στην πράξη χρησιμοποιείται συνήθως υδροχλωρικό οξύ 36%.
Βιομηχανία.
Χρησιμοποιείται στην υδρομεταλλουργία και την ηλεκτροσχηματοποίηση (χαλκογραφία, τουρσί), για τον καθαρισμό της επιφάνειας των μετάλλων κατά τη συγκόλληση και την επικασσιτέρωση, για τη λήψη χλωριδίων ψευδαργύρου, μαγγανίου, σιδήρου και άλλων μετάλλων. Σε ένα μείγμα με επιφανειοδραστικές ουσίες, χρησιμοποιείται για τον καθαρισμό κεραμικών και μεταλλικών προϊόντων (εδώ χρειάζεται ανασταλτικό οξύ) από μόλυνση και απολύμανση. Εγγεγραμμένος στη βιομηχανία τροφίμων ως ρυθμιστής οξύτητας, πρόσθετο τροφίμωνΕ507. Χρησιμοποιείται για την παρασκευή νερού σέλτζερ (σόδα).
Φάρμακο
Συστατικόγαστρικό υγρό; Το αραιωμένο υδροχλωρικό οξύ συνταγογραφούνταν προηγουμένως από το στόμα κυρίως για ασθένειες που σχετίζονται με ανεπαρκή οξύτητα του γαστρικού υγρού.
5. Υποαλογονοϊκά οξέαHXO
Τα υποαλογόνα οξέα είναι αδύναμα. Τα διαλύματα των υποαλογονιδίων έχουν ισχυρή αλκαλική αντίδραση και η διέλευση του CO2 μέσω αυτών οδηγεί στον σχηματισμό ενός οξέος, για παράδειγμα,
NaClO + H2O + CO2 = NaHC03 + HClO.
Οι ακόλουθες αντιδράσεις απεικονίζουν την υψηλή οξειδωτική ικανότητα των υποχλωριωδών αλάτων:
NaClO + 2NaI + H2O = NaCl + I2 + 2NaOH
2NaClO + MnCl2 + 4NaOH = Na2MnO4 + 4NaCl + 2H2O.
Από τα οξοξέα HXO2, μόνο το υδροχλωρικό οξύ HClO2 είναι γνωστό. Δεν σχηματίζεται κατά τη δυσαναλογία του HClO. Υδατικά διαλύματα HClO2 λαμβάνονται με επεξεργασία του Ba(ClO2)2 με θειικό οξύ, ακολουθούμενη από διήθηση του ιζήματος BaSO4:
Τα οξοοξέα HXO3 είναι πιο σταθερά από το HXO (βλέπε αντιδράσεις 1, 3-5, 7). Το χλωρικό οξύ HClO3 ελήφθη σε διαλύματα με συγκεντρώσεις κάτω του 30%. Τα διαλύματα HClO3 λαμβάνονται με τη δράση αραιού H2SO4 σε διαλύματα των αντίστοιχων αλάτων, για παράδειγμα,
Σε συγκέντρωση διαλυμάτων πάνω από 30%, τα οξέα HBrO3 και HClO3 αποσυντίθενται με έκρηξη. Τα υδατικά διαλύματα του HXO3 είναι ισχυρά οξέα, τα άλατα είναι πιο ανθεκτικά στη θερμότητα από τα αντίστοιχα οξέα. Συγκεκριμένα, ορισμένα από τα ιωδικά απαντώνται φυσικά ως ορυκτά, όπως ο λαυταρίτης NaIO3. Όταν το στερεό KClO3 θερμαίνεται στους 500°C, είναι δυνατή η δυσαναλογία 4KClO3 3KClO4 + KCl,
Το υπερχλωρικό οξύ (Tmelt.= -102oС, Tboil.= 90oС) ελήφθη σε μεμονωμένη κατάσταση με θέρμανση του στερεού άλατος KClO4 με πυκνό H2SO4, ακολουθούμενη από απόσταξη υπό μειωμένη πίεση:
KClO4, στερεό + H2SO4, πυκνό HClO4 + KHSO4
Το HClO4 εκρήγνυται εύκολα όταν έρθει σε επαφή με οργανικές ουσίες. Το υπερχλωρικό οξύ είναι ένα από τα ισχυρά οξέα. Το άχρωμο συμπυκνωμένο HClO4 σκουραίνει ακόμη και σε θερμοκρασία δωματίου της σύνθεσης λόγω του σχηματισμού οξειδίων χλωρίου με χαμηλότερες καταστάσεις οξείδωσης. Η σταθερότητα των αλάτων είναι υψηλότερη από αυτή των αντίστοιχων οξοξέων HXO4. Οι κρύσταλλοι αλάτων, όπως το KClO4, κατασκευάζονται από ιόντα K+ και ClO, η ηλεκτροστατική αλληλεπίδραση των οποίων αυξάνει την ενέργεια του κρυσταλλικού πλέγματος και βελτιώνει τη σταθερότητα.
6. Υποαλογόνα οξέα HXOγνωστό μόνο σε αραιά υδατικά διαλύματα. Λαμβάνονται από την αλληλεπίδραση ενός αλογόνου με ένα εναιώρημα οξειδίου του υδραργύρου:
2X2 + 2HgO + H2O = HgO. HgX2+2HOX.
Πρέπει να σημειωθεί ένα χαρακτηριστικό της σύνδεσης HOF. Σχηματίζεται περνώντας φθόριο πάνω από πάγο στους -400C και συμπυκνώνοντας το αέριο που προκύπτει σε θερμοκρασία κάτω από 0oC.
F2, αέριο + H2Olce HOF + HF
Το HOF, ειδικότερα, δεν σχηματίζει άλατα και όταν αλληλεπιδρά με το νερό, εμφανίζεται υπεροξείδιο του υδρογόνου:
HOF + H2O = H2O2 + HF
Τα υποαλογόνα οξέα είναι αδύναμα. Στη μετάβαση από το χλώριο στο ιώδιο, καθώς η ακτίνα αυξάνεται και μειώνεται
ηλεκτραρνητικότητα, το άτομο αλογόνου μετατοπίζει λιγότερο την πυκνότητα ηλεκτρονίων από το άτομο οξυγόνου και, ως εκ τούτου, πολώνει το Ομόλογο N-O. Ως αποτέλεσμα, οι όξινες ιδιότητες στη σειρά HClO - HBrO - HIO εξασθενούν.Από τα οξοοξέα HXO2 είναι γνωστό μόνο το υδροχλωρικό οξύ HClO2. Δεν σχηματίζεται κατά τη δυσαναλογία του HClO. Υδατικά διαλύματα HClO2 λαμβάνονται με επεξεργασία του Ba(ClO2)2 με θειικό οξύ, ακολουθούμενη από διήθηση του ιζήματος BaSO4:
Ba(ClO2)2 + H2SO4 = BaSO4 + 2HClO2.
Το HClO2 είναι οξύ μέτριας ισχύος: pKa = 2,0 (Πίνακας 7). Οι χλωρίτες χρησιμοποιούνται για λεύκανση. Λαμβάνονται με ήπια αναγωγή του ClO2 σε αλκαλικό μέσο:
2СlO2 + Ba(OH)2 + H2O2 = Ba(ClO2)2 + 2H2O + O2
2ClO2 + PbO + 2NaOH = PbO2 + 2NaClO2 + H2O.
Το βρωμιούχο βάριο συντέθηκε με την αντίδραση:
Ba(BrO)2 + 2Br2 + 4KOH Ba(BrO2)2 + 4KBr + 2Н2О.
Τα οξοοξέα HXO3 είναι πιο σταθερά από το HXO (βλέπε αντιδράσεις 1, 3-5, 7 στο 9.3). Χλωρικό HClO3 και βρωμικά οξέα HBrO3 ελήφθησαν σε διαλύματα με συγκεντρώσεις κάτω του 30%, ενώ στερεό ιωδικό HIO3 απομονώθηκε ως μεμονωμένη ουσία.
Διαλύματα HClO3 και HBrO3 λαμβάνονται με τη δράση αραιού H2SO4 σε διαλύματα των αντίστοιχων αλάτων, για παράδειγμα,
Ba(ClO3)2 + H2SO4 = 2HClO3 + BaSO4.
Τα υδατικά διαλύματα του HXO3 είναι ισχυρά οξέα. Στη σειρά HClO3-HBrO3-HIO3, υπάρχει μια ελαφρά μείωση της ισχύος των οξέων (Πίνακας 10). Αυτό μπορεί να εξηγηθεί από το γεγονός ότι με την αύξηση του μεγέθους του ατόμου αλογόνου, η ισχύς του πολλαπλού δεσμού Ο μειώνεται, γεγονός που οδηγεί σε μείωση της πολικότητας Ομόλογα H-Oκαι μείωση της ευκολίας διαχωρισμού του υδρογόνου από αυτό από τα μόρια του νερού. Το μεταιωδικό οξύ HIO4 και μερικά από τα άλατά του είναι γνωστά, το ιώδιο (VII) λόγω της αύξησης της ακτίνας στη σειρά Cl-Br-I και της αύξησης του αριθμού συντονισμού του σχηματίζει κυρίως υδροξοπαράγωγα της σύνθεσης (HO)5IO H5IO6, στο οποίο το άτομο ιωδίου είναι οκταεδρικό και περιβάλλεται από ένα άτομο οξυγόνου και πέντε υδροξυλομάδες
Το βρωμικό οξύ HBrO4 είναι γνωστό μόνο σε διαλύματα (όχι υψηλότερα από 6Μ) που λαμβάνονται με οξίνιση υπερβρωμικών NaBrO4, τα οποία, με τη σειρά τους, συντέθηκαν με οξείδωση βρωμικών με φθόριο σε αραιά αλκαλικά διαλύματα (τα βρωμικά μπορούν να οξειδωθούν σε υπερβρωμικά χρησιμοποιώντας XeF2 ή ηλεκτρολυτικά):
NaBrO3 + F2 + 2NaOH = NaBrO4 + 2NaF + H2O.
Το υπερχλωρικό οξύ είναι ένα από τα ισχυρά οξέα. Το βρωμικό οξύ το προσεγγίζει σε ισχύ.Το ιωδικό οξύ υπάρχει σε διάφορες μορφές, οι κυριότερες από τις οποίες είναι τα ορθοϊωδικά Η5ΙΟ6 και τα μεταιωδικά οξέα ΗΙΟ4. Το ορθοϊωδικό οξύ σχηματίζεται με τη μορφή άχρωμων κρυστάλλων κατά την προσεκτική εξάτμιση του διαλύματος που σχηματίζεται κατά την αντίδραση ανταλλαγής
Ba3(H2IO6)2 + 3H2SO4 = 3BaSO4 + 2H5IO6.
Η σταθερότητα των αλάτων είναι υψηλότερη από αυτή των αντίστοιχων οξοξέων HXO4. Οι κρύσταλλοι αλάτων, για παράδειγμα, KClO4, κατασκευάζονται από ιόντα K+ και ClO,
η ηλεκτροστατική αλληλεπίδραση των οποίων αυξάνει την ενέργεια του κρυσταλλικού πλέγματος και αυξάνει τη σταθερότητα.
8. Σε ενώσεις υδρογόνου Η2ΕΤα στοιχεία έχουν κατάσταση οξείδωσης (-2). Τ. λιώνω. στη σειρά H2S H2Se H2Te αυξήθηκε, επειδή με την αύξηση του αριθμού των ηλεκτρονίων και του μεγέθους των μορίων, η αμοιβαία αύξηση του van der Waals. Το νερό έχει ασυνήθιστα υψηλή θερμοκρασία. βράζει και λιώνει για αυτή την ομάδα, γιατί λόγω των δεσμών υδρογόνου των μορίων, η αμοιβαία αλληλεπίδραση μεταξύ των μορίων του είναι πολύ ισχυρή. Στα διαλύματα συμπεριφέρονται σαν διβασικά οξέα. Η ισχύς των οξέων στη σειρά από H2O έως H2Te αυξάνεται. Η ικανότητα αποκατάστασης αυξάνεται επίσης λόγω της αύξησης αυτής, οι δεσμοί H-E εξασθενούν.