1. Caracteristicile generale ale halogenilor . Structura atomică și stările de oxidare ale halogenilor din compuși. Natura modificărilor razelor atomice, energiilor de ionizare, afinităților electronice și electronegativității în seria F - At. Natura legăturilor chimice ale halogenilor cu metale și nemetale. Stabilitatea stărilor de valență superioare ale halogenilor. Caracteristicile fluorului.
1. Cu. 367-371; 2. Cu. 338-347; 3. Cu. 415-416; 4. Cu. 270-271; 7. Cu. 340-345.
2. Structura moleculară și proprietățile fizice ale substanțelor halogenate simple . Natura legăturilor chimice din moleculele de halogen. Proprietăți fizice halogeni: starea de agregare, punctele de topire și de fierbere în seria fluor - astatin, solubilitate în apă și solvenți organici.
1. Cu. 370-372; 2. Cu. 340-347; 3. Cu. 415-416; 4. Cu. 271-287; 8. Cu. 367-370.
3. Proprietățile chimice ale halogenilor . Motive pentru activitatea chimică ridicată a halogenilor și modificarea acesteia pe grupe. Relație cu apa, soluții alcaline, metale și nemetale. Influența temperaturii asupra compoziției produselor disproporționate cu halogen în soluții alcaline. Caracteristicile chimiei fluorului. Compuși naturali cu halogen. Principii ale metodelor industriale și de laborator pentru producerea halogenilor. Utilizarea halogenilor. Efectele fiziologice și farmacologice ale halogenilor și compușilor acestora asupra organismelor vii. Toxicitatea halogenilor și precauții atunci când se lucrează cu aceștia.
1. Cu. 372-374, p. 387-388; 2. Cu. 342-347; 3. Cu. 416-419; 4. Cu. 276-287; 7. pp.340-345, p. 355; 8. Cu. 380-382.
Substanțele simple, halogenii, spre deosebire de hidrogen, sunt foarte active. Ele se caracterizează cel mai mult prin proprietăți oxidante, care slăbesc treptat în seria F 2 – At 2. Cel mai activ dintre halogeni este fluorul: chiar și apa și nisipul se aprind spontan în atmosfera sa! Halogenii reacţionează puternic cu majoritatea metalelor, nemetalelor şi substanţelor complexe.
4. Producerea și utilizarea halogenilor .
1. Cu. 371-372; 2. Cu. 345-347; 3. Cu. 416-419; 4. Cu. 275-287; 7. pp.340-345; 8. Cu. 380-382.
Toate metodele de producere a halogenilor se bazează pe reacțiile de oxidare ale anionilor halogenuri cu diverși agenți oxidanți: 2Gal -1 -2e - = Gal
În industrie, halogenii se obțin prin electroliza topiturii (F 2 și Cl 2) sau a soluțiilor apoase (Cl 2) de halogenuri; deplasarea halogenilor mai puțin activi cu alții mai activi din halogenurile corespunzătoare (I 2 - brom; I 2 sau Br 2 - clor)
Halogenii în laborator se obțin prin oxidarea halogenurilor de hidrogen (HCl, HBr) în soluții cu agenți oxidanți puternici (KMnO 4, K 2 Cr 2 O 7, PbO 2, MnO 2, KClO 3); oxidarea halogenurilor (NaBr, KI) cu agenții de oxidare indicați în mediu acid (H 2 SO 4).
Compuși binari cu halogen
1. Compuși de hidrogen (halogenuri de hidrogen) . Natura legăturilor chimice din molecule. Polaritatea moleculelor. Proprietăți fizice, stare de agregare, solubilitate în apă. Natura modificărilor temperaturilor de topire și fierbere în seria HF – HI. Asocierea moleculelor de fluorură de hidrogen. Stabilitatea termică a halogenurilor de hidrogen. Reactivitate. Proprietățile acidului, caracteristicile acidului fluorhidric. Proprietăți de restaurare. Principii generale obţinerea halogenurilor de hidrogen: sinteza din substanţe simple şi din halogenuri. Acid clorhidric și acid clorhidric. Proprietati fizice si chimice. Metode de obținere. Utilizarea acidului clorhidric. Rolul acidului clorhidric și clorurilor în procesele vieții. Halogenuri.
1. Cu. 375-382; 2. Cu. 347-353; 3. Cu. 419-420; 4. Cu. 272-275, p. 289-292; 7. pp.354-545; 8. Cu. 370-373, p. 374-375.
2 . Compuși ai halogenilor cu oxigenul.
1. Cu. 377-380; 2. Cu. 353-359; 3. Cu. 420-423; 4. Cu. 292-296; 7. pp.350-354; 8. Cu. 375-376, p. 379.
3. Compuși cu alte nemetale.
1. Cu. 375-381; 2. Cu. 342-345; 4. Cu. 292-296; 7. p.350-355.
4 . Conexiuni la metale .
2. Cu. 342; 4. Cu. 292-296; 7. p.350-355.
Compuși cu halogen cu mai multe elemente
1. Acizi de clor care conțin oxigen și sărurile acestora. Acizi hipocloros, clor, percloric și percloric. Modificări ale proprietăților acide, stabilității și proprietăților oxidante în seria HClO – HClO 4 . Principii pentru obținerea acestor acizi. Hipocloriti, cloriti, clorati si perclorati. Stabilitate termică și proprietăți oxidative. Principii generale pentru obținerea sărurilor. Utilizarea sărurilor. Pudră de albire. Sarea lui Berthollet. Perclorat de amoniu.
1. Cu. 382-387; 2. Cu. 353-359; 3. Cu. 423; 4. Cu. 292-296; 7. pp.350-354; 8. Cu. 375-378.
2 . Acizi de brom și iod care conțin oxigen și sărurile acestora .
1. Cu. 382-387; 2. Cu. 353-359; 3. Cu. 423; 4. Cu. 292-296; 7. pp.350-354; 8. Cu. 379-380.
3 . Aplicarea halogenilor și a compușilor lor cei mai importanți
1. Cu. 387-388; 2. Cu. 345-347; 3. Cu. 419-423; 4. Cu. 272-296; 8. Cu. 380-382.
4 . Rolul biologic al compușilor halogen
1. Cu. 387-388; 2. Cu. 340-347; 3. Cu. 419-423; 4. Cu. 272-296; 8. Cu. 380-382.
Relaţiecei mai importanți compuși ai clorului:
Dintr-un manual de chimie, mulți oameni știu că halogenii includ elemente chimice ale sistemului periodic al lui Mendeleev din grupa 17 în tabel.
Tradus din greacă ca naștere, origine. Aproape toate sunt foarte active, datorită cărora reacţionează violent cu substanţe simple, cu excepţia câtorva nemetale. Ce sunt halogenii și care sunt proprietățile lor?
In contact cu
Lista halogenilor
Halogenii sunt buni agenți oxidanți; din acest motiv, în natură se găsesc doar în unii compuși. Cu cât numărul atomic este mai mare, cu atât activitatea chimică a elementelor din acest grup este mai mică. Grupul de halogen include următoarele elemente:
- clor (Cl);
- fluor (F);
- iod (I);
- brom (Br);
- astatin (At).
Acesta din urmă a fost dezvoltat la Institutul de Cercetări Nucleare, care se află în orașul Dubna. Fluorul este un gaz otrăvitor cu o culoare galben pal. Clorul este, de asemenea, otrăvitor. Acesta este un gaz care are un miros destul de înțepător și neplăcut de culoare verde deschis. Bromul are o culoare maro-roscat si este un lichid toxic care poate afecta chiar si simtul mirosului. Este foarte volatil, așa că se păstrează în fiole. Iodul este o substanță purpurie închisă, cristalină, ușor de sublimat. Astatina este radioactivă, culoarea cristalului: negru cu albastru, timpul de înjumătățire este de 8,1 ore.
Activitate mare oxidarea halogenului scade de la fluor la iod. Cel mai activ dintre frații săi este fluorul, care are capacitatea de a reacționa cu orice metale, formând săruri, unele dintre ele se aprind spontan, eliberând o cantitate imensă de căldură. Fără încălzire, acest element reacționează cu aproape toate nemetalele, reacțiile sunt însoțite de degajarea unei anumite cantități de căldură (exotermă).
Fluorul interacționează cu gazele inerte și este iradiat (Xe + F 2 = XeF 2 + 152 kJ). Când este încălzit, fluorul afectează alți halogeni, oxidându-i. Formula este valabilă: Hal 2 + F 2 = 2HalF, unde Hal = Cl, Br, I, At, în cazul în care stările de oxidare HalF ale clorului, bromului, iodului și astatinului sunt egale cu + 1.
Fluorul interacționează destul de puternic și cu substanțele complexe. Consecința este oxidarea apei. În acest caz, are loc o reacție explozivă, care este scrisă pe scurt cu formula: 3F 2 + ZH 2 O = OF 2 + 4HF + H 2 O 2.
Clor
Activitatea clorului liber este puțin mai mică decât a fluorului, dar are și o bună capacitate de reacție. Acest lucru poate apărea atunci când interacționează cu multe substanțe simple, cu rare excepții sub formă de oxigen, azot și gaze inerte. El poate reactiona violent cu substante complexe, creând reacții de substituție, proprietatea de a adăuga hidrocarburi este și ea inerentă clorului. Când sunt încălzite, bromul sau iodul sunt înlocuiți din compușii cu hidrogen sau metale.
Acest element are o relație deosebită cu hidrogenul. La temperatura camerei și fără expunere la lumină, clorul nu reacționează în niciun fel la acest gaz, dar odată ce este încălzit sau îndreptat către lumină, va avea loc o reacție explozivă în lanț. Formula este dată mai jos:
Cl2+ hν → 2Cl, Cl + H2 → HCl + H, H + Cl2 → HCl + Cl, Cl + H2 → HCl + H etc.
Fotonii, atunci când sunt excitați, provoacă descompunerea moleculelor de Cl 2 în atomi și are loc o reacție în lanț, provocând apariția de noi particule care inițiază începutul etapei următoare. În istoria chimiei acest fenomen a fost studiat. Chimistul rus și laureat al Premiului Nobel N.N. Semenov. în 1956 a studiat reacția fotochimică în lanț și, prin urmare, a adus o mare contribuție la știință.
Clorul reacționează cu multe substanțe complexe, acestea sunt reacții de substituție și adiție. Se dizolvă bine în apă.
CI2 + H20 = HCI + HCIO - 25 kJ.
Cu alcalii, când este încălzit, clorul poate disproporţionat.
Brom, iod și astatin
Activitatea chimică a bromului este puțin mai mică decât cea a fluorului sau a clorului menționat mai sus, dar este și destul de mare. Bromul este adesea folosit sub formă lichidă. El, ca și clorul, se dizolvă foarte bine în apă. Are loc o reacție parțială cu acesta, permițând obținerea „apă cu brom”.
Activitatea chimică a iodului este semnificativ diferită de alți reprezentanți ai acestei serii. Aproape că nu interacționează cu nemetale, ci cu Cu metalele reacția are loc foarte lent și numai atunci când sunt încălzite. În acest caz, are loc o absorbție mare de căldură (reacție endotermă), care este foarte reversibilă. in afara de asta Iodul nu poate fi dizolvat în apă în niciun fel, acest lucru nu se poate realiza nici măcar cu încălzire, motiv pentru care „apa cu iod” nu există în natură. Iodul poate fi dizolvat doar în soluție de iodură. În acest caz, se formează anioni complecși. În medicină, acest compus se numește soluție Lugol.
Astatinul reacționează cu metalele și hidrogenul. În seria halogenilor, activitatea chimică scade în direcția de la fluor la astatin. Fiecare halogen din seria F - At este capabil să înlocuiască elementele ulterioare din compușii cu metale sau hidrogen. Astatinul este cel mai pasiv dintre aceste elemente. Dar se caracterizează prin interacțiunea cu metalele.
Aplicație
Chimia este ferm înrădăcinată în viața noastră, pătrunzând în toate domeniile. Omul a învățat să folosească halogenii, precum și compușii acestora, în beneficiul său. Semnificația biologică a halogenilor este incontestabilă. Domeniile lor de aplicare sunt diferite:
- medicament;
- farmacologie;
- producția de diverse materiale plastice, coloranți etc.;
- Agricultură.
Fabricat dintr-un compus natural de criolit, formula chimica care arată astfel: Na3AlF6, obține aluminiu. Compușii cu fluor sunt utilizați pe scară largă în producție paste de dinti. Fluorul este cunoscut pentru a ajuta la prevenirea cariilor. Se folosește tinctură cu alcool de iod pentru dezinfecția și dezinfecția rănilor.
Clorul a găsit cea mai răspândită utilizare în viața noastră. Domeniul de aplicare al acestuia este destul de divers. Exemple de utilizare:
- Productie de materiale plastice.
- Obținerea acidului clorhidric.
- Productia de fibre sintetice, solventi, cauciucuri etc.
- Albirea țesăturilor (in și bumbac), hârtie.
- Dezinfectarea apei potabile. Dar ozonul este folosit din ce în ce mai mult în acest scop, deoarece utilizarea clorului este dăunătoare pentru organismul uman.
- Dezinfectarea spațiilor
Trebuie amintit că halogenii sunt substanțe foarte toxice. Această proprietate este deosebit de pronunțată în fluor. Halogenii pot provoca asfixiere, iritații respiratorii și pot afecta țesutul biologic.
Vaporii de clor pot fi extrem de periculoși, la fel ca aerosolul de fluor, care are un miros slab și poate fi simțit în concentrații mari. O persoană poate experimenta un efect de sufocare. Când lucrați cu astfel de conexiuni, trebuie luate măsuri de precauție.
Metodele de producere a halogenilor sunt complexe și variate. În industrie, acest lucru este abordat cu anumite cerințe, care sunt respectate cu strictețe.
Halogenii fluor F, clor C1, brom Br, iod I sunt elemente din grupa VILA. Configurația electronică a învelișului de valență a atomilor de halogen în starea fundamentală ns 2 np 5 . Prezența a cinci electroni în orbitalul p exterior, inclusiv unul nepereche, este motivul afinității electronice ridicate a halogenilor. Adăugarea unui electron duce la formarea de anioni de halogenură (F-, Cl-, Br-, I-) cu o înveliș stabilă de 8 electroni a celui mai apropiat gaz nobil. Halogenii sunt nemetale distincte.
Cel mai electronegativ element, fluorul, are o singură stare de oxidare în compuși - 1, deoarece este întotdeauna un acceptor de electroni. Alți halogeni din compuși pot avea stări de oxidare cuprinse între -1 și +7. Stările de oxidare pozitive ale halogenilor sunt cauzate de tranziția electronilor lor de valență la orbitalii d liberi ai nivelului exterior (Secțiunea 2.1.3) atunci când se formează legături cu mai multe elemente electronegative.
Moleculele de halogen sunt biatomice: F 2, C1 2, Br 2, I 2. În condiții standard, fluorul și clorul sunt gaze, bromul este un lichid volatil (Tbp = 59 °C), iar iodul este un solid, dar se sublimează ușor (se transformă în stare gazoasă, ocolind starea lichidă).
Proprietăți redox. Halogenii sunt agenți oxidanți puternici, care reacționează cu aproape toate metalele și cu multe nemetale:
Fluorul prezintă o activitate chimică deosebit de mare, care, atunci când este încălzit, reacționează chiar și cu gazele nobile xenon, cripton și radon:
Activitatea chimică a halogenilor scade de la fluor la iod, deoarece odată cu creșterea razei atomice, capacitatea halogenilor de a atașa electroni scade:
Halogenul mai activ îl înlocuiește întotdeauna pe cel mai puțin activ din compușii săi cu metale. Astfel, fluorul înlocuiește toți ceilalți halogeni din halogenurile lor, iar bromul înlocuiește numai iodul din ioduri:
Diferitele proprietăți oxidative ale halogenilor se manifestă și prin efectul lor asupra organismului. Clorul gazos și fluorul, datorită proprietăților lor oxidante foarte puternice, sunt substanțe toxice puternice care provoacă leziuni severe plămânilor și mucoaselor ochilor, nasului și laringelui. Iodul este un agent oxidant mai blând care prezintă proprietăți antiseptice, deci este utilizat pe scară largă în medicină.
Diferențele în proprietățile redox ale halogenilor apar și atunci când aceștia interacționează cu apa. Fluorul oxidează apa, agentul reducător fiind atomul de oxigen al moleculei de apă:
Interacțiunea altor halogeni cu apa este însoțită de dismutarea redox a atomilor lor. Astfel, atunci când clorul reacţionează cu apa, unul dintre atomii moleculei de clor, câştigând un electron de la un alt atom, se reduce, iar celălalt atom de clor, renunţând la un electron, se oxidează. Aceasta creează apa cu clor, care conțin acid clorhidric (acid clorhidric) și acid hipocloros (hipocloros):
Reacția este reversibilă, iar echilibrul său este puternic deplasat spre stânga. Acidul hipocloros este instabil și se descompune ușor, mai ales la lumină, cu formarea unui agent oxidant foarte puternic - oxigenul atomic:
Astfel, apa cu clor conține în concentrații diferite trei agenți oxidanți cu abilități oxidante diferite: clor molecular, acid hipocloros și oxigen atomic, a căror sumă este adesea numită. "clor activ".
Oxigenul atomic rezultat înălbește coloranții și ucide microbii, ceea ce explică efectul de albire și bactericid al apei cu clor.
Acidul hipocloros este un agent oxidant mai puternic decât clorul gazos. Reacționează cu compușii organici RH atât ca agent oxidant, cât și ca reactiv de clorurare:
Prin urmare, atunci când apa potabilă care conține substanțe organice ca impurități este clorurată, acestea se pot transforma în compuși organoclorați mai toxici RC1. Acest lucru ar trebui să fie luat în considerare atunci când se dezvoltă metode de purificare a apei și aplicarea acestora.
Când se adaugă alcali în apa cu clor, echilibrul se deplasează spre dreapta datorită neutralizării acizilor hipocloros și clorhidric:
Soluția rezultată dintr-un amestec de săruri, numită apă de iavel, folosit ca albitor și dezinfectant. Aceste proprietăți se datorează faptului că hipocloritul de potasiu sub influența CO2 + H 2 0 și ca urmare a hidrolizei este transformat în acid hipocloros instabil, formând oxigen atomic. Drept urmare, apa Javel distruge coloranții și ucide microbii.
Când clorul gazos acționează asupra varului stins umed Ca(OH) 2, se obține un amestec de săruri CaCl 2 și Ca(0C1) 2, numit albire:
Clorura de var poate fi considerată ca o sare de calciu mixtă a acizilor clorhidric și hipocloros CaCl(OCl). În aerul umed, înălbitorul, interacționând cu apa și dioxidul de carbon, eliberează treptat acid hipocloros, care îi conferă proprietățile de albire, dezinfectare și degazare:
Când înălbitorul este expus la acid clorhidric, se eliberează clor liber:
Când este încălzit, acidul hipocloros se descompune ca urmare a disproporționării redox pentru a forma acizi clorhidric și percloric:
Când clorul este trecut printr-o soluție alcalină fierbinte, cum ar fi KOH, se formează clorură de potasiu și clorat de potasiu KClO 3 (sare Berthollet):
Capacitatea de oxidare a anionilor acizilor clor care conțin oxigen în soluții apoase din seria СlO - - СlO4(-) scade în ciuda creșterii gradului de oxidare a clorului în ei:
Acest lucru se explică printr-o creștere a stabilității anionilor din această serie datorită delocalizării crescute a sarcinii lor negative. În același timp, perclorații de LiC104 și KClO4 în stare uscată la temperaturi ridicate sunt agenți oxidanți puternici și sunt utilizați pentru mineralizarea diferitelor biomateriale la determinarea componentelor anorganice pe care le conțin.
Anionii halogen (cu excepția F-) sunt capabili să doneze electroni, deci sunt agenți reducători. Pe măsură ce raza lor crește, capacitatea de reducere a anionilor halogenuri crește de la anionul clorură la anionul iodură:
Astfel, acidul iodhidric este oxidat de oxigenul atmosferic deja la temperatura normala:
Acidul clorhidric nu este oxidat de oxigen și, prin urmare, anionul clor este stabil în condițiile corpului, ceea ce este foarte important din punct de vedere al fiziologiei și medicinei.
Proprietăți acido-bazice. Halogenurile de hidrogen HF, HC1, HBr, HI, datorită polarității moleculelor lor, sunt foarte solubile în apă. În acest caz, are loc hidratarea moleculelor, ducând la disocierea lor cu formarea de protoni hidratați și anioni halogenuri. Forța acizilor din seriile HF, HC1, HBr, HI crește datorită creșterii razei și a polarizabilității anionilor de la F- la I-.
Acidul clorhidric, ca componentă a sucului gastric, joacă un rol important în procesul de digestie. În principal datorită acidului clorhidric, a cărui fracțiune de masă în sucul gastric este de 0,3%, pH-ul său se menține în intervalul de la 1 la 3. Acidul clorhidric promovează tranziția enzimei pepsine la forma sa activă, ceea ce asigură digestia proteinelor. datorită clivajului hidrolitic a legăturilor peptidice cu formarea diferiților aminoacizi:
Determinarea conținutului de acid clorhidric și alți acizi din sucul gastric a fost discutată în secțiune. 8.3.3.
În seria de acizi ai clorului care conțin oxigen, pe măsură ce starea sa de oxidare crește, puterea acizilor crește.
Acest lucru se datorează unei creșteri a polarității legăturii O-H din cauza unei deplasări a densității sale de electroni către atomul de clor, precum și datorită creșterii stabilității anionilor.
Proprietăți de complexare. Anionii halogen tind să formeze complexe ca liganzi. Stabilitatea complecșilor de halogenuri scade de obicei în ordinea F- > Cl- > Br- > > I-. Este procesul de formare a complexului care explică efectul toxic al anionilor de fluor, care, prin formarea de complexe de fluor cu cationi metalici incluși în centrii activi ai enzimelor, le suprimă activitatea.
Molecula de iod prezintă proprietăți interesante de formare a complexului. Astfel, solubilitatea iodului molecular în apă crește brusc în prezența iodurii de potasiu, care este asociată cu formarea unui anion complex.
Stabilitatea scăzută a acestui ion complex asigură prezența iodului molecular în soluție. Prin urmare, în medicină, o soluție apoasă de iod cu adaos de KI este utilizată ca agent bactericid. În plus, iodul molecular formează complecși de incluziune cu amidon (secțiunea 22.3) și alcool polivinilic (iod albastru).În aceste complexe, moleculele de iod sau asociații lor cu anioni de iodură umplu canalele formate de structura elicoială a polimerilor polihidroxi corespunzători. Complecșii de incluziune nu sunt foarte stabili și sunt capabili să elibereze treptat iod molecular. Prin urmare, un medicament precum iodul albastru este un agent bactericid eficient, dar ușor, cu acțiune prelungită.
Rolul biologic și utilizarea halogenilor și a compușilor acestora în medicină. Halogenii sub formă de diferiți compuși fac parte din țesuturile vii. În organism, toți halogenii au o stare de oxidare de 1. În același timp, clorul și bromul există sub formă de anioni Cl- și Bran- hidratați, iar fluorul și iodul fac parte din biosubstratele insolubile în apă:
Compușii cu fluor sunt componente țesut osos, unghiile și dinții. Acțiune biologică fluorul este asociat în primul rând cu problema bolilor dentare. Anionul fluor, înlocuind ionul hidroxid în hidroxiapatită, formează un strat de smalț protector din fluorapatită solidă:
Fluorizarea apei potabile la o concentrație de ioni de fluor de 1 mg/l și adăugarea de fluorură de sodiu la pasta de dinți reduc semnificativ caria dentară în populație. Totodată, când concentrația de anion fluor din apa potabilă este peste 1,2 mg/l, fragilitatea oaselor și a smalțului dentar crește și apare epuizarea generală a organismului, numită fluoroza.
Anionii de clorură asigură fluxuri ionice prin membranele celulare, participă la menținerea homeostaziei osmotice și creează un mediu favorabil pentru acțiunea și activarea enzimelor protolitice ale sucului gastric.
Anionii de bromură din corpul uman sunt localizați în principal în glanda pituitară și alte glande endocrine. S-a stabilit prezența unei relații dinamice între conținutul de anioni de bromură și clorură din organism. Astfel, conținutul crescut de anioni de bromură din sânge favorizează eliberarea rapidă de anioni de clorură de către rinichi. Bromurile sunt localizate în principal în lichidul intercelular. Ele îmbunătățesc procesele inhibitoare în neuronii cortexului cerebral și, prin urmare, bromurile de potasiu, sodiu și bromocampfor sunt utilizate în farmacologie.
Iodul și compușii săi afectează sinteza proteinelor, grăsimilor și hormonilor. Mai mult de jumătate din cantitatea de iod se află în glanda tiroidă într-o stare legată sub formă de hormoni tiroidieni. Cu un aport insuficient de iod în organism, se dezvoltă gușă endemică. Pentru a preveni această boală, la sare de masă se adaugă NaI sau KI (1-2 g la 1 kg de NaCl). Astfel, toți halogenii sunt necesari pentru funcționarea normală a organismelor vii.
Capitolul 13
Halogeni– Elemente din grupa VII – fluor, clor, brom, iod, astatin (astatina a fost puțin studiată datorită radioactivității sale). Halogenii sunt nemetale distincte. Doar iodul în cazuri rare prezintă unele proprietăți similare metalelor.
În starea neexcitată, atomii de halogen au o configurație electronică comună: ns2np5. Aceasta înseamnă că halogenii au 7 electroni de valență, cu excepția fluorului.
Proprietățile fizice ale halogenilor: F2 – gaz incolor, greu de lichefiat; Cl2 este un gaz galben-verzui, ușor lichefiat, cu un miros înțepător de sufocare; Br2 – lichid roșu-brun; I2 este o substanță cristalină violetă.
Soluțiile apoase de halogenuri de hidrogen formează acizi. HF – acid fluorhidric (fluorura); HCl – clorhidric (sare); НBr—bromură de hidrogen; HI – iodură de hidrogen. Forța acizilor scade de sus în jos. Acidul fluorhidric este cel mai slab din seria acizilor halogenați, iar acidul iodhidric este cel mai puternic. Acest lucru se explică prin faptul că energia de legare a Hg scade de sus. Puterea moleculei NG scade în aceeași direcție, ceea ce este asociat cu o creștere a distanței internucleare. Solubilitatea sărurilor ușor solubile în apă scade, de asemenea:
De la stânga la dreapta, solubilitatea halogenurilor scade. AgF este foarte solubil în apă. Toți halogenii în stare liberă sunt agenți oxidanți. Puterea lor ca agenți oxidanți scade de la fluor la iod. În stare cristalină, lichidă și gazoasă, toți halogenii există sub formă de molecule individuale. Razele atomice cresc în aceeași direcție, ceea ce duce la creșterea punctelor de topire și de fierbere. Fluorul se disociază în atomi mai bine decât iodul. Potențialul electrodului scad la deplasarea în jos în subgrupul de halogen. Fluorul are cel mai mare potențial de electrod. Fluorul este cel mai puternic agent oxidant. Orice halogen liber superior îl va înlocui pe cel inferior, care se află în starea unui ion negativ încărcat individual în soluție.
20. Clorul. Acid clorhidric și acid clorhidric
clor (Cl) - se află în perioada a 3-a, în grupa VII a subgrupului principal al sistemului periodic, numărul de ordine 17, masa atomică 35.453; se referă la halogeni.
Proprietăți fizice: gaz galben-verzui cu miros înțepător. Densitate 3,214 g/l; punct de topire -101 °C; punctul de fierbere -33,97 °C, la temperatura obișnuită se lichefiază ușor sub o presiune de 0,6 MPa. Dizolvându-se în apă, formează apă clorură gălbuie. Este foarte solubil în solvenți organici, în special în hexan (C6H14) și tetraclorură de carbon.
Proprietățile chimice ale clorului: configuratie electronica: 1s22s22p63s22p5. Există 7 electroni la nivelul exterior. Pentru a finaliza nivelul, aveți nevoie de 1 electron, pe care clorul îl acceptă, prezentând o stare de oxidare de -1. Există și stări de oxidare pozitive ale clorului până la + 7. Se cunosc următorii oxizi de clor: Cl2O, ClO2, Cl2O6 și Cl2O7. Toate sunt instabile. Clorul este un agent oxidant puternic. Reacționează direct cu metale și nemetale:
Reacționează cu hidrogenul. În condiții normale, reacția decurge lent, cu încălzire sau iluminare puternică - cu o explozie, conform unui mecanism în lanț:
Clorul interacționează cu soluțiile alcaline, formând săruri - hipocloriți și cloruri:
Când clorul este trecut într-o soluție alcalină, se formează un amestec de soluții de clorură și hipoclorit:
Clorul este un agent reducător: Cl2 + 3F2 = 2ClF3.
Interacțiunea cu apa:
Clorul nu reacționează direct cu carbonul, azotul și oxigenul.
Chitanță: 2NaCl + F2 = 2NaF + Cl2.
Electroliză: 2NaCI + 2H2O = CI2 + H2 + 2NaOH.
Găsirea în natură: continut in urmatoarele minerale: halit (sare gema), silvita, bischofit; apa de mare conține cloruri de sodiu, potasiu, magneziu și alte elemente.
Acid clorhidric HCI. Proprietăți fizice: gaz incolor, mai greu decât aerul, foarte solubil în apă pentru a forma acid clorhidric.
Chitanță: in laborator:
În industrie: hidrogenul este ars într-un curent de clor. Apoi, clorura de hidrogen este dizolvată în apă pentru a forma acid clorhidric (vezi mai sus).
Proprietăți chimice: acidul clorhidric este puternic, monobazic, interactioneaza cu metalele din seria de tensiune pana la hidrogen: Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2.
Ca agent reducător reacţionează cu oxizii şi hidroxizii multor metale.
Există 7 electroni ns2np5 în orbitalii de valență. Sunt agenți oxidanți puternici; atunci când adaugă un ion, formează halogenuri încărcate negativ. Clorul, bromul, iodul, astatinul au grade de oxidare +1 +3 +5 +7, fluorul - cu cea mai mare electronegativitate, nu are + CO. F->la razele atomice cresc, scade: energia de ionizare, afinitatea electronilor, electronegativitatea - proprietatile nemetalice - slabesc. Ele formează molecule diatomice G2. în seria F2-Cl2-Br2-I2, puterea legăturii scade din cauza scăderii densității de suprapunere a orbitalilor de valență cu creșterea metru pătrat. numere. În aceeași serie, interacțiunea van der Waals crește (viteza de topire crește) și activitatea oxidativă scade
Fizic
Fluorul este un gaz verde pal, punctul de topire -219°C, punctul de fierbere -188°C, nu poate fi dizolvat în apă, deoarece interacționează intens cu acesta. Clorul este un gaz galben-verzui, punctul de topire -101°C, punctul de fierbere -34°C, se lichefiază ușor la 20°C și o presiune de 6 atm (0,6 MPa), solubilitate în apă la 20°C - 2,5 litri în 1 litru de apă. O soluție de clor în apă este practic incoloră și se numește apă cu clor. Bromul este un lichid roșu-brun, punctul de topire -70°C, punctul de fierbere +59°C, solubilitatea în apă la 20°C este de 0,02 g la 100 g apă. O soluție de brom în apă - apa cu brom - are culoarea maro. Iod - cristale negru-violete cu un luciu metalic, se topesc la +113,6°C, punctul de fierbere al iodului lichid este de +185,5°C. Iodul cristalin se sublimează (sublimează) cu ușurință - trece de la starea solidă la starea gazoasă. Solubilitatea în apă la 20°C este de 0,02 g la 100 g de apă. Soluția galben deschis rezultată se numește apă cu iod. Mult mai bine decât în apă, iodul și bromul se dizolvă în solvenți organici: tetraclorură de carbon, cloroform, benzen. Temperatura de fierbere/topire în seria F2-Cl2-Br2-I2 - -219/-188, -101/-34, -7/60, 113/185
Chim. proprietăți
Formează compuși cu oxigen - oxizi și oxoacizi
Solubil în alcooli eteri benzen
Într-o soluție apoasă, totul, cu excepția fluorului, este disproporționat, echilibrul se deplasează la stânga
Fluorul oxidează apa
Formează halogenuri cu metale
Scăderea activității oxidative: H2 + G2 = 2NG (fluor în întuneric, clor la lumină, brom și când este încălzit, iar iodul este de asemenea reversibil)
Ei înlocuiesc G-urile mai slabe din săruri - clorul înlocuiește bromurile și iodurile (Cl2 + 2KBr=Br2+2KCl)
Oxidare variată capacitatea afectează organismele vii - clorul și bromul sunt otrăvitoare. iar iodul este un antiseptic
Aplicație:
Clor - clorură de polivinil, clorbenzen etc. pentru albirea țesăturilor, purificarea apei, dezinfecția și derivații (KClO3) sunt componente ale combustibilului pentru rachete. Bromul - ca colorant și medicament. Iod - obținerea de metale de înaltă puritate, ca catalizator în sinteza organică, ca antiseptic și medicament
Chitanță:
În natură, aceste elemente apar în principal sub formă de halogenuri (cu excepția iodului, care apare și sub formă de iodat de sodiu sau de potasiu în depozitele de nitrați de metale alcaline). Deoarece multe cloruri, bromuri și ioduri sunt solubile în apă, acești anioni sunt prezenți în ocean și în saramurele naturale. Sursa principală de fluor este fluorura de calciu, care este foarte puțin solubilă și se găsește în rocile sedimentare (sub formă de fluorit CaF2). În industrie, clorul este produs în principal prin electroliza unei soluții apoase de clorură de sodiu în electrolizoare speciale. Metoda principală de obținere a substanțelor simple este oxidarea halogenurilor.Bromul se obține prin oxidarea chimică a ionului bromur găsit în apa de mare. Un proces similar este utilizat pentru a obține iod din saramură naturală bogată în I-. În ambele cazuri, clorul, care are proprietăți oxidante mai puternice, este folosit ca agent de oxidare, iar Br2 și I2 rezultate sunt îndepărtate din soluție printr-un curent de aer. Următorii izotopi stabili ai halogenilor se găsesc în natură: fluor - 19F, clor - 35Cl și 37Cl, brom - 79Br și 81Br, iod - 127I. În natură, halogenii se găsesc numai sub formă de compuși, iar acești compuși conțin halogeni (cu rare excepții) doar în starea de oxidare -1. Mineralele de fluor au o importanță practică: CaF2 - spat fluor, Na2AlF6 - criolit, Ca5F(PO4)3 - fluorapatit și minerale de clor: NaCl - sare gemă (aceeași substanță este componenta principală care determină salinitatea apei de mare), KCl - silvit , MgCl2* KCl*6H2O - carnalit, KCl*NaCl - silvinit. Bromul sub formă de săruri se găsește în apa de mare, în apa unor lacuri și în saramurele subterane. Compușii de iod se găsesc în apa de mare și se acumulează în unele alge. Există depozite minore de săruri de iod - KIO3 și KIO4 - în Chile și Bolivia.
3. Solubilitate. Halogenii au o oarecare solubilitate în apă, dar, așa cum ar fi de așteptat, datorită naturii covalente a legăturii XX și a încărcăturii mici, solubilitatea lor este scăzută. Fluorul este atât de activ încât trage o pereche de electroni din oxigenul din apă, eliberând O2 liber și formând OF2 și HF. Clorul este mai puțin activ, dar reacționează cu apa pentru a produce niște HOCl și HCI. Hidrații de clor (de exemplu, Cl2*8H2O) pot fi eliberați din soluție la răcire. Iodul prezintă proprietăți neobișnuite atunci când este dizolvat în diverși solvenți. Când cantități mici de iod sunt dizolvate în apă, alcooli, cetone și alți solvenți care conțin oxigen, se formează o soluție. Maro(soluția 1% de I2 în alcool este un antiseptic medical comun). Moleculele de halogen sunt nepolare; halogenii se dizolvă bine în alcooli, benzen și eteri. Fluorul: nu poate fi dizolvat în apă, deoarece interacționează intens cu acesta.
Clor: solubilitate in apa la 20°C - 2,5 litri in 1 litru de apa. O soluție de clor în apă este practic incoloră și se numește apă cu clor.
Brom: solubilitatea în apă la 20°C este de 0,02 g la 100 g de apă. O soluție de brom în apă - apa cu brom - are culoarea maro.
Iod: Solubilitatea în apă la 20°C este de 0,02 g la 100 g de apă. Soluția galben deschis rezultată se numește apă cu iod. Mult mai bine decât în apă, iodul și bromul se dizolvă în solvenți organici: tetraclorură de carbon, cloroform, benzen. Interacțiunea halogenilor cu apa este un proces complex, care include dizolvarea, formarea solvaților și disproporționarea.
Fluorul, spre deosebire de alți halogeni, oxidează apa:
2H2O + 2F2 = 4HF + O2.
Cu toate acestea, atunci când gheața este saturată cu fluor la -400C, se formează compusul HFO. Se pot observa două tipuri de interacțiuni ale moleculelor de apă cu moleculele de halogen. Prima include formarea de clatrați, de exemplu, 8Cl2. 46H2O la înghețarea soluțiilor. Moleculele de halogen din clatrați ocupă cavități libere într-un cadru de molecule de H2O legate între ele prin legături de hidrogen. Al doilea tip include clivajul heterolitic și disproporționarea redox a compoziției produselor de interacțiune în sistemul Cl2 + H2O: clor dizolvat în apă (predomină), HCl, HClO, HClO3. Când apa rece este saturată cu clor (0-20°C), unele dintre moleculele de Cl2 sunt disproporționate:
Cl2 + H2O = HCl + HClO,
în același timp, aciditatea soluției crește treptat. Bromul și iodul reacționează cu apa într-un mod similar cu clorul.
4. Moleculele HX sunt polare. Polaritatea este caracterizată cantitativ de mărimea momentului dipol. Momentele dipolare scad în seria HF-HI. Din punctul de vedere al LCAO MO, polaritatea este determinată de diferența de energii a orbitalului atomic 1s al hidrogenului care interacționează și a orbitalilor ns-, np ai atomului de halogen. După cum sa menționat, în seria F-Cl-Br-I, această diferență, precum și gradul de localizare a electronilor pe atomii de halogen și polaritatea moleculelor HX scad. În condiții standard, halogenurile de hidrogen sunt gaze. Odată cu creșterea masei și dimensiunii moleculelor, interacțiunea intermoleculară crește și, ca urmare, crește punctele de topire (Tm) și punctele de fierbere (Tbp). Cu toate acestea, pentru HF valorile Tm și Tb, obținute prin extrapolare în seria de compuși similari HF-HCl-HBr-HI, se dovedesc a fi semnificativ mai mici decât cele experimentale (Tabelul 4). Temperaturile anormal de ridicate de topire și fierbere se explică prin interacțiunea intermoleculară crescută datorită formării legăturilor de hidrogen între moleculele de HF. HF solid constă din lanțuri polimerice în zig-zag. În HF lichid și gazos până la 60°C există polimeri de la (HF)2 la (HF)6. Pentru HCl, HBr, HI, formarea legăturilor de hidrogen nu este tipică din cauza electronegativității mai scăzute a atomului de halogen. Solubilitate in apa. Datorită polarității lor ridicate, HCl gazos este foarte solubil în apă *), de exemplu, 507 volume de HCl sau 612 volume de HBr sunt dizolvate într-un volum de apă la 0°C. La răcire, hidrații de HF cristalini sunt izolați din soluții apoase. H2O, HCI. 2H2O etc., care sunt construite din halogenurile de oxoniu corespunzătoare. Echilibrul protolitic se stabilește în soluții apoase de NQ
HX + HOH = + H3O+ (X = F, Cl, Br, I), (1),
adică aceste soluții sunt acizi.
Soluțiile apoase de HCl, HBr și HI se comportă ca acizi puternici. În soluțiile apoase diluate, HF este un acid slab (pKa = 3,2), care este asociat cu energie ridicată Conexiuni H-F comparativ cu energia Legături H-Oîntr-o moleculă de apă. Cu toate acestea, pe măsură ce concentrația de HF crește peste 1 M, puterea acidului crește. O caracteristică specială a acidului fluorhidric și a acidului fluorhidric este capacitatea de a coroda sticla.
Proprietăți reducătoare ale halogenurilor de hidrogen. Odată cu creșterea dimensiunii și scăderea energiei de ionizare a atomului de halogen, puterea reducătoare din seria HF-HCl-HBr-HI crește (Tabelul 5). De exemplu, acidul fluorhidric HF și acidul clorhidric HCl nu interacționează cu acidul sulfuric concentrat, dar HBr și HI sunt oxidate de acesta:
2HBr + H2SO4(conc) = Br2 + SO2 + 2H2O
8HI + H2SO4(conc) = 4I2 + H2S + 4H2O.
Arderea clorului cu hidrogen este principala metodă industrială de producere a HCl. Bromul și iodul reacționează cu hidrogenul mai calm, dar randamentul este mic, deoarece echilibrul H2 + X2 = 2HX (X = Br, I) este deplasat spre stânga. HC-urile gazoase sunt eliberate prin acțiunea acizilor puternici nevolatili asupra halogenurilor metalice ionice solide: (în practică, se utilizează o soluție de acid sulfuric 70-85%, deoarece reacția are loc la suprafața cristalelor de sare. Dacă luați o soluție concentrată , se precipită NaHSO4. Când se folosește acid sulfuric diluat, o parte semnificativă din HCl rămâne în soluție. HCL eliberat este uscat pe acid sulfuric concentrat. Oxidul de fosfor este nepotrivit pentru aceasta deoarece interacționează cu HCL: P4O10 + 12HCL = 4POCL3 + 6H20
CaF2 + H2SO4(conc) = CaS04 + 2HF
NaCI + H2S04(conc) = NaHS04 + HCI
Cele mai multe halogenuri nemetalice sunt compuși legați covalent și se hidrolizează pentru a elibera halogenura de hidrogen corespunzătoare, de ex.
SiCI4 + 4H2O = Si02. 2H2O + 4HCI
Halogenurile de hidrogen se formează și în timpul halogenării compușilor organici, de exemplu:
RH +Cl2 = RCl + HCI
Acidul clorhidric se prepară prin dizolvarea gazului clorhidric în apă. Clorura de hidrogen este produsă prin arderea hidrogenului în clor. În condiții de laborator, se folosește o metodă dezvoltată de alchimiști, care constă în acțiunea acidului sulfuric puternic asupra sării de masă:
NaCl + H2SO4(conc.) (150 °C) > NaHSO4 + HCl^
La temperaturi peste 550 °C și sare de masă în exces, interacțiunea este posibilă:
NaCl + NaHSO4 (>550 °C) = Na2SO4 + HCl^
Clorura de hidrogen este foarte solubilă în apă. Astfel, la 0 °C, 1 volum de apă poate absorbi 507 volume de HCI, ceea ce corespunde unei concentrații de acid de 45%. Cu toate acestea, la temperatura camerei solubilitatea HCl este mai mică, astfel încât în practică se utilizează de obicei acid clorhidric 36%.
Industrie.
Sunt utilizate în hidrometalurgie și galvanizare (gravare, decapare), pentru curățarea suprafeței metalelor în timpul lipirii și cositoririi, pentru producerea de cloruri de zinc, mangan, fier și alte metale. Într-un amestec cu un surfactant, este folosit pentru a curăța produsele ceramice și metalice (aici este necesar acidul inhibat) de contaminare și dezinfecție. Înregistrat în industria alimentară ca regulator de aciditate, aditivi alimentari E507. Folosit pentru a face apă cu sodă.
Medicament
Componentă suc gastric; acidul clorhidric diluat a fost anterior prescris pe cale orală în principal pentru bolile asociate cu aciditatea insuficientă a sucului gastric.
5. Acizi hipohalogenațiHXO
Acizii hipohalogenați sunt slabi. Soluțiile de hipohalogenite au o reacție puternic alcalină, iar trecerea CO2 prin ele duce la formarea de acid, de exemplu,
NaClO + H2O + CO2 = NaHCO3 + HClO.
Capacitatea oxidativă ridicată a hipocloriților este ilustrată de următoarele reacții:
NaClO + 2NaI + H2O = NaCl + I2 + 2NaOH
2NaClO + MnCl2 + 4NaOH = Na2MnO4 + 4NaCl + 2H2O.
Dintre oxoacizii HXO2, este cunoscut doar acidul clor HClO2. Nu se formează prin disproporționarea HClO. Soluțiile apoase de HClO2 se obțin prin tratarea Ba(ClO2)2 cu acid sulfuric, urmată de filtrarea precipitatului de BaSO4:
Oxoacizii HXO3 sunt mai stabili decât HXO (vezi reacțiile 1, 3-5, 7). Acidul hipocloros HClO3 se obţine în soluţii cu o concentraţie sub 30%. Soluțiile de HClO3 sunt preparate prin acțiunea H2SO4 diluată asupra soluțiilor de săruri corespunzătoare, de exemplu,
Când concentrația soluției este peste 30%, acizii HBrO3 și HClO3 se descompun exploziv. Soluțiile apoase de HXO3 sunt acizi puternici; sărurile sunt mai rezistente la căldură decât acizii corespunzători. În special, unii dintre iodați apar în mod natural sub formă de minerale, cum ar fi lautarita NaIO3. Când KClO3 solid este încălzit la 500°C, este posibilă disproporționarea 4KClO3 3KClO4 +KCl,
Acidul percloric (punct de topire = -102°C, punctul de fierbere = 90°C) a fost obținut în stare individuală prin încălzirea sării solide KClO4 cu H2SO4 concentrat, urmată de distilare sub presiune redusă:
КClO4, solide + H2SO4, conc HClO4 + KHSO4
HClO4 explodează ușor la contactul cu materia organică. Acidul percloric este unul dintre acizii tari. HClO4 concentrat incolor chiar și la temperatura camerei de sinteză se întunecă din cauza formării oxizilor de clor cu stări de oxidare mai scăzute. Stabilitatea sărurilor este mai mare decât cea a oxoacizilor corespunzători HXO4. Cristalele de sare, de exemplu, KClO4, sunt construite din ioni K+ și ClO, a căror interacțiune electrostatică crește energia rețelei cristaline și crește stabilitatea.
6. Acizi hipohalogenați HXO cunoscut numai în soluţii apoase diluate. Ele sunt obținute prin reacția unui halogen cu o suspensie de oxid de mercur:
2X2 + 2HgO + H2O = HgO. HgX2+2HOX.
Este demn de remarcat particularitatea conexiunii HOF. Se formează prin trecerea fluorului peste gheață la -400C și condensarea gazului rezultat la o temperatură sub 0C.
F2,gaz + H2Oice HOF + HF
HOF, în special, nu formează săruri, iar când reacționează cu apa, apare peroxidul de hidrogen:
HOF + H2O = H2O2 + HF
Acizii hipohalogenați sunt slabi. La trecerea de la clor la iod pe măsură ce raza crește și scade
electronegativitate, atomul de halogen deplasează mai puțin puternic densitatea electronilor de la atomul de oxigen și, astfel, polarizează mai puțin puternic Nici o conexiune. Ca urmare, proprietățile acide din seria HClO - HBrO - HIO sunt slăbite Dintre oxoacizii HXO2 se cunoaște doar acidul clor HClO2. Nu se formează prin disproporționarea HClO. Soluțiile apoase de HClO2 se obțin prin tratarea Ba(ClO2)2 cu acid sulfuric, urmată de filtrarea precipitatului de BaSO4:
Ba(ClO2)2 + H2SO4 = BaS04 + 2HClO2.
HClO2 este un acid de tărie medie: pKa = 2,0 (Tabelul 7). Cloriții sunt folosiți pentru albire. Sunt obținute prin reducerea ușoară a ClO2 într-un mediu alcalin:
2СlO2 + Ba(OH)2 + H2O2 = Ba(ClO2)2 + 2H2O + O2
2СlO2 + PbO + 2NaOH = PbO2 + 2NaClO2 + H2O.
Bromit de bariu a fost sintetizat folosind reacția:
Ba(BrO)2 + 2Br2 + 4KOH Ba(BrO2)2 + 4KBr + 2H2O.
Oxoacizii HXO3 sunt mai stabili decât HXO (vezi reacțiile 1, 3-5, 7 în 9.3). S-au obținut acizi HClO3 hipocloros și HBrO3 bromic în soluții cu concentrații sub 30%, iar acidul iod solid HIO3 a fost izolat ca substanță individuală.
Soluțiile de HClO3 și HBrO3 sunt preparate prin acțiunea H2SO4 diluată asupra soluțiilor de săruri corespunzătoare, de exemplu,
Ba(ClO3)2 + H2SO4 = 2HClO3 + BaSO4.
Soluțiile apoase de HXO3 sunt acizi puternici. În seria HClO3-HBrO3-HIO3 se constată o uşoară scădere a tăriei acizilor (Tabelul 10). Acest lucru poate fi explicat prin faptul că, pe măsură ce dimensiunea atomului de halogen crește, puterea legăturii multiple O scade, ceea ce duce la o scădere a polarității. Legături H-Oși reducerea ușurinței cu care hidrogenul este îndepărtat de către moleculele de apă. acidul metaiodic HIO4 și unele dintre sărurile sale sunt cunoscute; iodul(VII), datorită creșterii razei în seria Cl-Br-I și creșterii numărului său de coordonare, formează în principal hidroxoderivați ai compoziției (HO)5IO H5IO6 , în care atomul de iod este înconjurat octaedric de un atom de oxigen și cinci grupări hidroxil
Acidul bromic HBrO4 este cunoscut doar în soluții (nu mai mari de 6M) obținute prin acidificarea perbromaților NaBrO4, care, la rândul lor, au fost sintetizați prin oxidarea bromaților cu fluor în soluții alcaline diluate (bromații pot fi oxidați la perbromați folosind XeF2 sau electrolitic):
NaBrO3 + F2 + 2NaOH = NaBrO4 + 2NaF +H2O.
Acidul percloric este unul dintre acizii tari. Acidul bromic este aproape de el ca putere.Acidul iod există sub mai multe forme, dintre care principalele sunt acidul ortoiodic H5IO6 și acidul metaiodic HIO4. Acidul ortoiodic se formează sub formă de cristale incolore la evaporarea atentă a soluției formate în timpul reacției de schimb.
Ba3(H2IO6)2 + 3H2SO4 = 3BaS04 + 2H5IO6.
Stabilitatea sărurilor este mai mare decât cea a oxoacizilor corespunzători HXO4. Cristalele de sare, de exemplu, KClO4, sunt construite din ioni K+ și ClO,
a cărui interacțiune electrostatică crește energia rețelei cristaline și crește stabilitatea.
8. În compușii cu hidrogen H2E elementele au o stare de oxidare (-2) Activitatea termodinamică scade de la H2O la H2Te (după Gibbs en.) În condiții normale, acestea sunt gaze otrăvitoare cu miros neplăcut. T. se topesc. în seria H2S H2Se H2Te a crescut, deoarece odată cu creșterea numărului de electroni și a mărimii moleculelor, interacțiunea van der Waals crește. Apa are o temperatură anormal de ridicată. fierberea şi topirea pentru acest grup, deoarece Datorită legăturilor de hidrogen ale moleculelor, interacțiunea reciprocă dintre moleculele sale este foarte puternică. În soluții se comportă ca acizi diaxiali. Forța acizilor din seria de la H2O la H2Te crește. Capacitatea de reducere crește și datorită creșterii acesteia și are loc o slăbire a legăturilor H - E.