Atomul de hidrogen are formula electronică a nivelului 1 al electronului exterior (și singurul). s 1 . Pe de o parte, în ceea ce privește prezența unui electron la nivelul electronic exterior, atomul de hidrogen este similar cu atomii de metale alcaline. Cu toate acestea, la fel ca halogenii, are nevoie doar de un electron pentru a umple nivelul electronic exterior, deoarece primul nivel electronic nu poate conține mai mult de 2 electroni. Se dovedește că hidrogenul poate fi plasat simultan atât în primul, cât și în penultimul (al șaptelea) grup al tabelului periodic, ceea ce se face uneori în diverse opțiuni sistem periodic:
Din punct de vedere al proprietăților hidrogenului ca substanță simplă, acesta are încă mai multe în comun cu halogenii. Hidrogenul, ca și halogenii, este un nemetal și formează molecule diatomice (H 2) ca acestea.
În condiții normale, hidrogenul este o substanță gazoasă, slab activă. Activitatea scăzută a hidrogenului se explică prin rezistența ridicată a legăturilor dintre atomii de hidrogen din moleculă, a căror rupere necesită fie încălzire puternică, fie utilizarea catalizatorilor, fie ambele.
Interacțiunea hidrogenului cu substanțe simple
cu metale
Dintre metale, hidrogenul reacţionează numai cu metale alcaline şi alcalino-pământoase! Metalele alcaline includ metale din subgrupul principal Grupa I(Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) și metale alcalino-pământoase - metale din subgrupul principal al grupului II, cu excepția beriliului și a magneziului (Ca, Sr, Ba, Ra)
Când interacționează cu metalele active, hidrogenul prezintă proprietăți oxidante, de exemplu. scade starea sa de oxidare. În acest caz, se formează hidruri de metale alcaline și alcalino-pământoase, care au o structură ionică. Reacția are loc atunci când este încălzită:
Trebuie remarcat faptul că interacțiunea cu metalele active este singurul caz în care hidrogenul molecular H2 este un agent oxidant.
cu nemetale
Dintre nemetale, hidrogenul reactioneaza doar cu carbonul, azotul, oxigenul, sulful, seleniul si halogenii!
Carbonul ar trebui înțeles ca grafit sau carbon amorf, deoarece diamantul este o modificare alotropică extrem de inertă a carbonului.
Atunci când interacționează cu nemetale, hidrogenul poate îndeplini doar funcția de agent reducător, adică doar își crește starea de oxidare:
Interacțiunea hidrogenului cu substanțe complexe
cu oxizi metalici
Hidrogenul nu reacționează cu oxizii metalici care sunt în seria de activitate a metalelor până la aluminiu (inclusiv), cu toate acestea, este capabil să reducă mulți oxizi metalici la dreapta aluminiului atunci când este încălzit:
cu oxizi nemetalici
Dintre oxizii nemetalici, hidrogenul reacționează atunci când este încălzit cu oxizii de azot, halogeni și carbon. Dintre toate interacțiunile hidrogenului cu oxizii nemetalici, remarcabilă este reacția sa cu monoxidul de carbon CO.
Amestecul de CO și H2 are chiar și propriul nume - „gaz de sinteză”, deoarece, în funcție de condiții, se pot obține produse industriale atât de populare precum metanol, formaldehidă și chiar hidrocarburi sintetice:
cu acizi
Hidrogenul nu reacționează cu acizii anorganici!
Dintre acizii organici, hidrogenul reacționează numai cu acizii nesaturați, precum și cu acizii care conțin grupări funcționale capabile să fie reduse cu hidrogen, în special grupări aldehide, ceto sau nitro.
cu săruri
În cazul soluțiilor apoase de săruri, interacțiunea acestora cu hidrogenul nu are loc. Cu toate acestea, atunci când hidrogenul este trecut peste sărurile solide ale unor metale cu activitate medie și scăzută, este posibilă reducerea parțială sau completă a acestora, de exemplu:
Proprietățile chimice ale halogenilor
Halogenii sunt elementele chimice ale grupei VIIA (F, Cl, Br, I, At), precum și substanțele simple pe care le formează. Aici și mai departe în text, dacă nu se specifică altfel, halogenii vor fi înțeleși ca substanțe simple.
Toți halogenii au o structură moleculară, care determină punctele scăzute de topire și fierbere ale acestor substanțe. Moleculele de halogen sunt diatomice, adică. formula lor poate fi scrisă în formă generală ca Hal 2.
Trebuie remarcat o astfel de proprietate fizică specifică a iodului, precum capacitatea sa de a sublimare sau, cu alte cuvinte, sublimare. Sublimarea, este un fenomen în care o substanță în stare solidă nu se topește la încălzire, ci, ocolind faza lichidă, trece imediat în stare gazoasă.
Structura electronică a nivelului energetic extern al unui atom al oricărui halogen are forma ns 2 np 5, unde n este numărul perioadei tabelului periodic în care se află halogenul. După cum puteți vedea, atomii de halogen au nevoie doar de un electron pentru a ajunge la învelișul exterior de opt electroni. De aici este logic să presupunem proprietățile predominant oxidante ale halogenilor liberi, ceea ce este confirmat în practică. După cum se știe, electronegativitatea nemetalelor scade atunci când se deplasează în jos într-un subgrup și, prin urmare, activitatea halogenilor scade în serie:
F 2 > Cl 2 > Br 2 > I 2
Interacțiunea halogenilor cu substanțe simple
Toți halogenii sunt substanțe foarte reactive și reacționează cu majoritatea substanțelor simple. Totuși, trebuie menționat că fluorul, datorită reactivității sale extrem de ridicate, poate reacționa chiar și cu acele substanțe simple cu care alți halogeni nu pot reacționa. Astfel de substanțe simple includ oxigenul, carbonul (diamantul), azotul, platina, aurul și unele gaze nobile (xenon și cripton). Acestea. de fapt, fluorul nu reacționează numai cu unele gaze nobile.
Halogenii rămași, de ex. clorul, bromul și iodul sunt și ele substanțe active, dar mai puțin active decât fluorul. Ele reacționează cu aproape toate substanțele simple, cu excepția oxigenului, azotului, carbonului sub formă de diamant, platină, aur și gaze nobile.
Interacțiunea halogenilor cu nemetale
hidrogen
Când toți halogenii interacționează cu hidrogenul, se formează halogenuri de hidrogen cu formula generală HHal. În acest caz, reacția fluorului cu hidrogenul începe spontan chiar și în întuneric și continuă cu o explozie în conformitate cu ecuația:
Reacția clorului cu hidrogenul poate fi inițiată prin iradiere intensă cu ultraviolete sau căldură. De asemenea, procedează cu explozie:
Bromul și iodul reacționează cu hidrogenul numai atunci când sunt încălzite și, în același timp, reacția cu iodul este reversibilă:
fosfor
Interacțiunea fluorului cu fosforul duce la oxidarea fosforului la cea mai mare stare de oxidare (+5). În acest caz, se formează pentafluorura de fosfor:
Când clorul și bromul interacționează cu fosforul, este posibil să se obțină halogenuri de fosfor atât în starea de oxidare + 3, cât și în starea de oxidare +5, care depinde de proporțiile substanțelor care reacţionează:
Mai mult, în caz fosfor albîntr-o atmosferă de fluor, clor sau brom lichid, reacția începe spontan.
Interacțiunea fosforului cu iodul poate duce la formarea doar a triodurii de fosfor datorită capacității sale de oxidare semnificativ mai scăzute decât a altor halogeni:
gri
Fluorul oxidează sulful la cea mai mare stare de oxidare +6, formând hexafluorura de sulf:
Clorul și bromul reacționează cu sulful, formând compuși care conțin sulf în stările de oxidare +1 și +2, care sunt extrem de neobișnuite pentru acesta. Aceste interacțiuni sunt foarte specifice și pentru a promova examenul de stat unificat la chimie, nu este necesară abilitatea de a scrie ecuații pentru aceste interacțiuni. Prin urmare, următoarele trei ecuații sunt date mai degrabă pentru referință:
Interacțiunea halogenilor cu metalele
După cum sa menționat mai sus, fluorul este capabil să reacționeze cu toate metalele, chiar și cu cele inactive precum platina și aurul:
Halogenii rămași reacționează cu toate metalele, cu excepția platinei și aurului:
Reacții ale halogenilor cu substanțe complexe
Reacții de substituție cu halogeni
Halogeni mai activi, de ex. ale căror elemente chimice sunt situate mai sus în tabelul periodic sunt capabile să înlocuiască halogenii mai puțin activi din acizii halogenați și halogenurile metalice pe care le formează:
În mod similar, bromul și iodul înlocuiesc sulful din soluțiile de sulfuri și sau hidrogen sulfurat:
Clorul este un agent oxidant mai puternic și oxidează hidrogenul sulfurat în soluția sa apoasă nu la sulf, ci la acid sulfuric:
Reacția halogenilor cu apa
Apa arde în fluor cu o flacără albastră în conformitate cu ecuația reacției:
Bromul și clorul reacționează diferit cu apa decât fluorul. Dacă fluorul a acționat ca un agent de oxidare, atunci clorul și bromul sunt disproporționate în apă, formând un amestec de acizi. În acest caz, reacțiile sunt reversibile:
Interacțiunea iodului cu apa are loc într-un grad atât de nesemnificativ încât poate fi neglijat și se poate presupune că reacția nu are loc deloc.
Interacțiunea halogenilor cu soluțiile alcaline
Fluorul, atunci când interacționează cu o soluție apoasă alcalină, acționează din nou ca un agent de oxidare:
Abilitatea de a scrie această ecuație nu este necesară pentru a promova examenul de stat unificat. Este suficient să cunoaștem faptul despre posibilitatea unei astfel de interacțiuni și rolul oxidativ al fluorului în această reacție.
Spre deosebire de fluor, alți halogeni din soluțiile alcaline sunt disproporționați, adică cresc și scad simultan starea lor de oxidare. Mai mult, în cazul clorului și bromului, în funcție de temperatură, este posibilă curgerea în două direcții diferite. În special, la frig reacțiile decurg după cum urmează:
si cand este incalzit:
Iodul reacționează cu alcalii exclusiv conform celei de-a doua opțiuni, adică. cu formarea de iodat, deoarece hipoioditul nu este stabil nu numai când este încălzit, ci și la temperaturi obișnuite și chiar și la frig.
Un subgrup de halogeni este format din elementele fluor, clor, brom și iod.
Configurațiile electronice ale stratului de valență exterior al halogenilor sunt cele de fluor, clor, brom și respectiv iod). Astfel de configurații electronice determină proprietățile oxidante tipice ale halogenilor - toți halogenii au capacitatea de a câștiga electroni, deși atunci când se deplasează la iod, capacitatea de oxidare a halogenilor este slăbită.
În condiții obișnuite, halogenii există sub formă de substanțe simple formate din molecule diatomice de tipul cu legături covalente. Proprietățile fizice ale halogenilor diferă semnificativ: de exemplu, în condiții normale, fluorul este un gaz greu de lichefiat, clorul este și un gaz, dar se lichefiază ușor, bromul este un lichid, iodul este un solid.
Proprietățile chimice ale halogenilor.
Spre deosebire de toți ceilalți halogeni, fluorul în toți compușii săi prezintă o singură stare de oxidare, 1-, și nu prezintă valență variabilă. Pentru alți halogeni, cea mai caracteristică stare de oxidare este, de asemenea, 1-, cu toate acestea, datorită prezenței orbitalilor liberi la nivelul exterior, aceștia pot prezenta și alte stări de oxidare ciudate de la până la datorită împerecherii parțiale sau complete a electronilor de valență.
Fluorul are cea mai mare activitate. Majoritatea metalelor, chiar și la temperatura camerei, se aprind în atmosfera sa, eliberând o cantitate mare de căldură, de exemplu:
Fără încălzire, fluorul reacționează și cu multe nemetale (hidrogen - vezi mai sus), eliberând totodată o cantitate mare de căldură:
Când este încălzit, fluorul oxidează toți ceilalți halogeni conform următoarei scheme:
unde , iar în compuși stările de oxidare ale clorului, bromului și iodului sunt egale.
În cele din urmă, când este iradiat, fluorul reacționează chiar și cu gaze inerte:
Interacțiunea fluorului cu substanțele complexe are loc, de asemenea, foarte viguros. Deci, oxidează apa, iar reacția este explozivă:
Clorul liber este, de asemenea, foarte reactiv, deși activitatea sa este mai mică decât cea a fluorului. Reacționează direct cu toate substanțele simple, cu excepția oxigenului, azotului și gazelor nobile, de exemplu:
Pentru aceste reacții, ca și pentru toate celelalte, condițiile pentru apariția lor sunt foarte importante. Astfel, la temperatura camerei, clorul nu reactioneaza cu hidrogenul; atunci când este încălzită, această reacție are loc, dar se dovedește a fi foarte reversibilă și, cu iradiere puternică, se desfășoară ireversibil (cu o explozie) printr-un mecanism în lanț.
Clorul reacționează cu multe substanțe complexe, de exemplu, înlocuirea și adăugarea cu hidrocarburi:
Clorul este capabil de la încălzire, înlocuiți bromul sau iodul din compușii lor cu hidrogen sau metale:
și, de asemenea, reacționează reversibil cu apa:
Clorul, dizolvându-se în apă și reacționând parțial cu acesta, așa cum se arată mai sus, formează un amestec de echilibru de substanțe numit apă clorură.
De asemenea, rețineți că clorul din partea stângă a ultimei ecuații are o stare de oxidare de 0. Ca urmare a reacției, starea de oxidare a unor atomi de clor a devenit 1- (in), pentru alții (în acid hipocloros). Această reacție este un exemplu de reacție de auto-oxidare-autoreducere sau disproporționare.
Să ne amintim că clorul poate reacționa (disproporționat) cu alcalii în același mod (a se vedea secțiunea „Baze” din § 8).
Activitatea chimică a bromului este mai mică decât a fluorului și a clorului, dar este totuși destul de ridicată datorită faptului că bromul este de obicei folosit în stare lichidă și de aceea concentrațiile sale inițiale, celelalte lucruri fiind egale, sunt mai mari decât cele ale clorului. Fiind un reactiv „mai moale”, bromul este utilizat pe scară largă în chimia organică.
Rețineți că bromul, la fel ca și clorul, se dizolvă în apă și, reacționând parțial cu acesta, formează așa-numita „apă de brom”, în timp ce iodul este practic insolubil în apă și nu este capabil să-l oxideze chiar și atunci când este încălzit; din acest motiv nu există „apă iodată”.
Producția de halogeni.
Cea mai comună metodă tehnologică de producere a fluorului și a clorului este electroliza sărurilor topite (vezi § 7). Bromul și iodul în industrie se obțin de obicei chimic.
În laborator, clorul este produs prin acțiunea diferiților agenți oxidanți asupra acidului clorhidric, de exemplu:
Oxidarea se realizează și mai eficient cu permanganat de potasiu - vezi secțiunea „Acizi” din § 8.
Halogenuri de hidrogen și acizi hidrohalici.
Toate halogenurile de hidrogen sunt gazoase în condiții normale. Legătura chimică realizată în moleculele lor este covalentă polară, iar polaritatea legăturii scade în serie. Forța de legătură scade și ea în această serie. Datorită polarității lor, toate halogenurile de hidrogen, spre deosebire de halogeni, sunt foarte solubile în apă. Deci, la temperatura camerei într-un volum de apă se pot dizolva aproximativ 400 de volume de volume și aproximativ 400 de volume de
Când halogenurile de hidrogen sunt dizolvate în apă, ele se disociază în ioni și se formează soluții de acizi hidrohalogenuri corespunzători. Mai mult, la dizolvare, HCI se disociază aproape complet, astfel încât acizii rezultați sunt considerați puternici. În schimb, acidul fluorhidric este slab. Acest lucru se explică prin asocierea moleculelor de HF datorită apariției legăturilor de hidrogen între ele. Astfel, puterea acizilor scade de la HI la HF.
Întrucât ionii negativi ai acizilor hidrohalici pot prezenta doar proprietăți reducătoare, atunci când acești acizi interacționează cu metalele, oxidarea acestora din urmă poate avea loc numai din cauza ionilor.De aceea, acizii reacţionează numai cu metalele care se află în seria de tensiune la stânga hidrogenului.
Toate halogenurile metalice, cu excepția sărurilor Ag și Pb, sunt foarte solubile în apă. Solubilitatea scăzută a halogenurilor de argint permite utilizarea unei reacții de schimb asemănătoare
ca calitativ pentru detectarea ionilor corespunzători. Ca rezultat al reacției, AgCl precipită alb, AgBr - alb-gălbui, Agl - galben strălucitor.
Spre deosebire de alți acizi hidrohalici, acidul fluorhidric reacționează cu oxidul de siliciu (IV):
Deoarece oxidul de siliciu face parte din sticlă, acidul fluorhidric corodează sticla și, prin urmare, în laboratoare este depozitat în recipiente din polietilenă sau teflon.
Toți halogenii, cu excepția fluorului, pot forma compuși în care au o stare de oxidare pozitivă. Cei mai importanți dintre acești compuși sunt acizii cu conținut de oxigen de tip halogen și sărurile și anhidridele corespunzătoare acestora.
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. Principala metoda de obtinere a substantelor simple este oxidarea halogenurilor.Bromul se obtine prin oxidarea chimica a ionului bromura aflat in 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 a sucului 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.
CARACTERISTICI GENERALE
Halogenii (din grecescul halos - sare și gene - formare) sunt elemente din subgrupa principală a grupei VII a tabelului periodic: fluor, clor, brom, iod, astatin.
Masa. Structura electronică și unele proprietăți ale atomilor și moleculelor de halogen
| Simbol element | |||||
| Număr de serie | |||||
| Structura stratului electronic exterior |
2s 2 2p 5 |
3s 2 3p 5 |
4s 2 4p 5 |
5s 2 5p 5 |
6s 2 6p 5 |
| Energia de ionizare, eV |
17,42 |
12,97 |
11,84 |
10,45 |
~9,2 |
| Afinitatea atomului pentru electroni, eV |
3,45 |
3,61 |
3,37 |
3,08 |
~2,8 |
| Electronegativitate relativă (RE) |
~2,2 |
||||
| Raza atomică, nm |
0,064 |
0,099 |
0,114 |
0,133 |
|
| Distanța internucleară într-o moleculă E 2, nm |
0,142 |
0,199 |
0,228 |
0,267 |
|
| Energia de legare într-o moleculă E 2 (25°С), kJ/mol | |||||
| Stări de oxidare |
1, +1, +3, |
1, +1, +4, |
1, +1, +3, |
||
| Starea de agregare |
Verde palid |
Verde galben. |
Buraya |
Violet închis |
Negru |
| t°pl.(°C) | |||||
| temperatura de fierbere (°C) | |||||
| r (g * cm -3 ) |
1,51 |
1,57 |
3,14 |
4,93 |
|
| Solubilitate în apă (g/100 g apă) |
reactioneaza |
2,5: 1 |
0,02 |
1) Configurația electronică generală a nivelului de energie exterior este nS2nP5.
2) Odată cu creșterea numărului atomic al elementelor, razele atomilor cresc, electronegativitatea scade, proprietățile nemetalice slăbesc (proprietățile metalice cresc); halogenii sunt agenți oxidanți puternici; capacitatea de oxidare a elementelor scade odată cu creșterea masei atomice.
3) Moleculele de halogen constau din doi atomi.
4) Odată cu creșterea masei atomice, culoarea devine mai închisă, punctele de topire și de fierbere, precum și densitatea cresc.
5) Forța acizilor hidrohalici crește odată cu creșterea masei atomice.
6) Halogenii pot forma compuși între ei (de exemplu, BrCl)
FLUORUL ȘI COMPUȚII SĂI
Fluor F2 – descoperit de A. Moissan în 1886.
Proprietăți fizice
Gazul este de culoare galben deschis; t°topire= -219°C, t°fierbere= -183°C.
Chitanță
Electroliza topiturii de fluorură de potasiu KHF2:
Proprietăți chimice
F2 este cel mai puternic agent oxidant dintre toate substanțele:
1. 2F2 + 2H2O® 4HF + O2
2. H2 + F2 ® 2HF (cu explozie)
3. CI2 + F2® 2ClF
Fluorura de hidrogen
Proprietăți fizice
Gaz incolor, foarte solubil în apă, p.t. = - 83,5°C; t°fierbe. = 19,5°C;
Chitanță
CaF2 + H2S04(conc.)® CaS04 + 2HF
Proprietăți chimice
1) O soluție de HF în apă - acid slab (fluorhidric):
HF « H+ + F-
Săruri de acid fluorhidric - fluoruri
2) Acidul fluorhidric dizolvă sticla:
Si02 + 4HF® SiF4+ 2H2O
SiF4 + 2HF® H2 acid hexafluorosilic
CLORUL ȘI COMPUȚII SĂI
Clorul Cl2 - descoperit de K. Scheele în 1774.
Proprietăți fizice
Gaz de culoare galben-verde, mp. = -101°C, t°fierbe. = -34°C.
Chitanță
Oxidarea ionilor de Cl- cu agenți oxidanți puternici sau curent electric:
MnO2 + 4HCI® MnCl2 + CI2 + 2H2O
2KMnO4 + 16HCl ® 2MnCl2 + 5Cl2 + 2KCl + 8H2O
K2Cr2O7 + 14HCl ® 2CrCl3 + 2KCl + 3Cl2 + 7H2O
electroliza soluției de NaCl (metodă industrială):
2NaCI + 2H2O® H2 + CI2 + 2NaOH
Proprietăți chimice
Clorul este un agent oxidant puternic.
1) Reacții cu metale:
2Na + CI2® 2NaCI
Ni + Cl2® NiCl2
2Fe + 3Cl2® 2FeCl3
2) Reacții cu nemetale:
H2 + Cl2 –hn® 2HCl
2P + 3Cl2® 2PClЗ
3) Reacția cu apa:
Cl2 + H2O « HCl + HClO
4) Reacții cu alcalii:
Cl2 + 2KOH –5°C® KCl + KClO + H2O
3Cl2 + 6KOH –40°C® 5KCl + KClOЗ + 3H2O
CI2 + Ca(OH)2® CaOCl2(albitor) + H2O
5) Înlocuiește bromul și iodul din acizii hidrohalici și sărurile acestora.
CI2 + 2KI® 2KCI + I2
CI2 + 2HBr® 2HCI + Br2
Compuși ai clorului
Clorura de hidrogen
Proprietăți fizice
Un gaz incolor cu miros înțepător, otrăvitor, mai greu decât aerul, foarte solubil în apă (1: 400).
t°pl. = -114°C, t°fierbe. = -85°C.
Chitanță
1) Metoda sintetică (industrială):
H2 + CI2® 2HCI
2) Metoda hidrosulfatului (laborator):
NaCI(solid) + H2S04(conc.) ® NaHS04 + HCI
Proprietăți chimice
1) O soluție de HCI în apă - acid clorhidric - acid puternic:
HCl « H+ + Cl-
2) Reacţionează cu metalele în domeniul de tensiune până la hidrogen:
2Al + 6HCI® 2AICI3 + 3H2
3) cu oxizi metalici:
MgO + 2HCI® MgCl2 + H20
4) cu baze și amoniac:
HCl + KOH® KCI + H2O
3HCI + Al(OH)3® AlCI3 + 3H20
HCI + NH3® NH4CI
5) cu săruri:
CaCO3 + 2HCl® CaCl2 + H2O + CO2
HCl + AgNO3 ® AgCl¯ + HNO3
Formarea unui precipitat alb de clorură de argint, insolubil în acizi minerali, este utilizată ca reacție calitativă pentru detectarea anionilor de clorură în soluție.
Clorurile metalice sunt săruri ale acidului clorhidric, se obțin prin interacțiunea metalelor cu clorul sau prin reacțiile acidului clorhidric cu metalele, oxizii și hidroxizii acestora; prin schimb cu anumite săruri
2Fe + 3Cl2® 2FeCl3
Mg + 2HCI® MgCI2 + H2
CaO + 2HCI® CaCI2 + H2O
Ba(OH)2 + 2HCI® BaCI2 + 2H20
Pb(NO3)2 + 2HCI® PbCl2¯ + 2HNO3
Majoritatea clorurilor sunt solubile în apă (cu excepția clorurilor de argint, plumb și mercur monovalent).
Acid hipocloros HCI+1O
H–O–Cl
Proprietăți fizice
Există numai sub formă de soluții apoase diluate.
Chitanță
Cl2 + H2O « HCl + HClO
Proprietăți chimice
HClO este un acid slab și un agent oxidant puternic:
1) Se descompune, eliberând oxigen atomic
HClO – la lumină® HCl + O
2) Cu alcalii dă săruri – hipocloriți
HClO + KOH® KClO + H2O
2HI + HClO® I2¯ + HCl + H2O
Acid cloros HCl+3O2
H–O–Cl=O
Proprietăți fizice
Există numai în soluții apoase.
Chitanță
Se formează prin interacțiunea peroxidului de hidrogen cu oxidul de clor (IV), care se obține din sarea Berthollet și acid oxalicîn mediu H2SO4:
2KClO3 + H2C2O4 + H2SO4 ® K2SO4 + 2CO2 + 2СlO2 + 2H2O
2ClO2 + H2O2® 2HClO2 + O2
Proprietăți chimice
HClO2 este un acid slab și un agent oxidant puternic; săruri ale acidului cloros - cloriți:
HClO2 + KOH® KClO2 + H2O
2) Instabil, se descompune în timpul depozitării
4HClO2 ® HCl + HClO3 + 2ClO2 + H2O
Acid hipocloros HCl+5O3
Proprietăți fizice
Stabil numai în soluții apoase.
Chitanță
Ba (ClO3)2 + H2SO4® 2HClO3 + BaS04¯
Proprietăți chimice
HClO3 - Acid puternic și agent oxidant puternic; săruri ale acidului percloric - clorați:
6P + 5HCI03® 3P2O5 + 5HCI
HClO3 + KOH® KClO3 + H2O
KClO3 - sare Berthollet; se obține prin trecerea clorului printr-o soluție de KOH încălzită (40°C):
3Cl2 + 6KOH ® 5KCl + KClO3 + 3H2O
Sarea lui Berthollet este folosită ca agent oxidant; Când este încălzit, se descompune:
4KClO3 – fără cat® KCl + 3KClO4
2KClO3 –MnO2 cat® 2KCl + 3O2
Acid percloric HCl+7O4
Proprietăți fizice
Lichid incolor, punct de fierbere. = 25°C, temperatura = -101°C.
Chitanță
KClO4 + H2SO4® KHS04 + HClO4
Proprietăți chimice
HClO4 este un acid foarte puternic și un agent oxidant foarte puternic; săruri ale acidului percloric - perclorati.
HClO4 + KOH® KClO4 + H2O
2) Când este încălzit, acidul percloric și sărurile sale se descompun:
4HClO4 –t°® 4ClO2 + 3O2 + 2H2O
KClO4 –t°® KCl + 2O2
BROMUL ȘI COMPUȚII SĂI
Brom Br2 - descoperit de J. Balard în 1826.
Proprietăți fizice
Lichid maro cu vapori toxici grei; are un miros neplăcut; r= 3,14 g/cm3; t°pl. = -8°C; t°fierbe. = 58°C.
Chitanță
Oxidarea ionilor de Br cu agenți oxidanți puternici:
MnO2 + 4HBr® MnBr2 + Br2 + 2H2O
Cl2 + 2KBr® 2KCl + Br2
Proprietăți chimice
În stare liberă, bromul este un agent oxidant puternic; iar soluția sa apoasă - „apa de brom” (conținând 3,58% brom) este de obicei folosită ca agent de oxidare slab.
1) Reacţionează cu metalele:
2Al + 3Br2® 2AlBr3
2) Reacţionează cu nemetale:
H2 + Br2 « 2HBr
2P + 5Br2® 2PBr5
3) Reacționează cu apa și alcalii:
Br2 + H2O « HBr + HBrO
Br2 + 2KOH® KBr + KBrO + H2O
4) Reacţionează cu agenţi reducători puternici:
Br2 + 2HI® I2 + 2HBr
Br2 + H2S® S + 2HBr
Bromură de hidrogen HBr
Proprietăți fizice
Gaz incolor, foarte solubil în apă; t°fierbe. = -67°C; t°pl. = -87°C.
Chitanță
2NaBr + H3PO4 –t°® Na2HPO4 + 2HBr
PBr3 + 3H2O® H3PO3 + 3HBr
Proprietăți chimice
O soluție apoasă de bromură de hidrogen este acidul bromhidric, care este chiar mai puternic decât acidul clorhidric. Acesta suferă aceleași reacții ca și HCI:
1) Disocierea:
HBr « H+ + Br -
2) Cu metale din seria de tensiune până la hidrogen:
Mg + 2HBr® MgBr2 + H2
3) cu oxizi metalici:
CaO + 2HBr® CaBr2 + H2O
4) cu baze și amoniac:
NaOH + HBr® NaBr + H2O
Fe(OH)3 + 3HBr® FeBr3 + 3H2O
NH3 + HBr® NH4Br
5) cu săruri:
MgCO3 + 2HBr® MgBr2 + H2O + CO2
AgNO3 + HBr® AgBr¯ + HNO3
Sărurile acidului bromhidric se numesc bromuri. Ultima reacție - formarea unui precipitat galben, insolubil în acid de bromură de argint - servește la detectarea anionului Br - în soluție.
6) HBr este un agent reducător puternic:
2HBr + H2SO4(conc.) ® Br2 + SO2 + 2H2O
2HBr + CI2® 2HCI + Br2
Dintre acizii oxigenați ai bromului sunt cunoscuți acidul bromurat slab HBr+1O și acidul bromurat puternic HBr+5O3.
IODUL ȘI COMPUȚII SĂI
Iodul I2 - descoperit de B. Courtois în 1811.
Proprietăți fizice
Substanță cristalină de culoare violet închis cu un luciu metalic.
r= 4,9 g/cm3; t°pl.= 114°C; punct de fierbere = 185°C. Foarte solubil în solvenți organici (alcool, CCl4).
Chitanță
Oxidarea ionilor I cu agenți oxidanți puternici:
CI2 + 2KI® 2KCI + I2
2KI + MnO2 + 2H2SO4 ® I2 + K2SO4 + MnSO4 + 2H2O
Proprietăți chimice
1) cu metale:
2Al + 3I2® 2AlI3
2) cu hidrogen:
3) cu agenți reducători puternici:
I2 + SO2 + 2H2O® H2SO4 + 2HI
I2 + H2S® S + 2HI
4) cu alcalii:
3I2 + 6NaOH® 5NaI + NaIO3 + 3H2O
Iodură de hidrogen
Proprietăți fizice
Gaz incolor cu miros înțepător, foarte solubil în apă, punct de fierbere. = -35°С; t°pl. = -51°C.
Chitanță
I2 + H2S® S + 2HI
2P + 3I2 + 6H2O® 2H3PO3 + 6HI
Proprietăți chimice
1) O soluție de HI în apă - acid iodhidric puternic:
Salut « H+ + I-
2HI + Ba(OH)2® BaI2 + 2H20
Săruri ale acidului iodhidric - ioduri (pentru alte reacții HI, vezi proprietățile HCl și HBr)
2) HI este un agent reducător foarte puternic:
2HI + CI2® 2HCI + I2
8HI + H2SO4(conc.) ® 4I2 + H2S + 4H2O
5HI + 6KMnO4 + 9H2SO4 ® 5HIO3 + 6MnSO4 + 3K2SO4 + 9H2O
3) Identificarea anionilor I- în soluție:
NaI + AgNO3 ® AgI¯ + NaNO3
HI + AgNO3 ® AgI¯ + HNO3
Se formează un precipitat galben închis de iodură de argint, insolubil în acizi.
Acizi oxigenați ai iodului
Acid hidric HI+5O3
Substanță cristalină incoloră, punct de topire = 110°C, foarte solubilă în apă.
A primi:
3I2 + 10HNO3 ® 6HIO3 + 10NO + 2H2O
HIO3 este un acid puternic (săruri - iodați) și un agent oxidant puternic.
Acid iod H5I+7O6
Substanță higroscopică cristalină, foarte solubilă în apă, punct de topire = 130°C.
Acid slab (săruri - periodați); agent oxidant puternic.
Fluorul poate fi doar un agent oxidant, ceea ce este ușor de explicat prin poziția sa în tabelul periodic elemente chimice de D. I. Mendeleev. Este un agent oxidant puternic, oxidând chiar și unele gaze nobile:
2F 2 +Xe=XeF 4
Ar trebui explicată activitatea chimică ridicată a fluorului
Dar distrugerea unei molecule de fluor necesită mult mai puțină energie decât este eliberată în timpul formării de noi legături.
Astfel, datorită razei mici a atomului de fluor, perechile de electroni singuri din molecula de fluor se ciocnesc și se slăbesc reciproc.
Halogenii interacționează cu aproape toate substanțele simple.
1. Reacția cu metalele are loc cel mai viguros. Când este încălzit, fluorul reacționează cu toate metalele (inclusiv aurul și platina); la frig reactioneaza cu metale alcaline, plumb, fier. Cu cupru și nichel, reacția nu are loc la rece, deoarece pe suprafața metalului se formează un strat protector de fluor, protejând metalul de oxidarea ulterioară.
Clorul reacționează energic cu metalele alcaline, iar cu cuprul, fierul și staniul reacția are loc la încălzire. Bromul și iodul se comportă în mod similar.
Interacțiunea halogenilor cu metalele este un proces exotermic și poate fi exprimat prin ecuația:
2M+nHaI2 =2MHaI DH<0
Halogenurile metalice sunt săruri tipice.
Halogenii din această reacție prezintă proprietăți oxidante puternice. În acest caz, atomii de metal renunță la electroni, iar atomii de halogen acceptă, de exemplu:
2. În condiții normale, fluorul reacționează cu hidrogenul în întuneric cu o explozie. Interacțiunea clorului cu hidrogenul are loc în lumina puternică a soarelui.
Bromul și hidrogenul interacționează numai atunci când sunt încălzite, iar iodul reacționează cu hidrogenul sub încălzire puternică (până la 350°C), dar acest proces este reversibil.
H2 + Cl2 = 2 HCl H2 + Br2 = 2 HBr
Н 2 +I 2 « 350° 2HI
Halogenul este un agent oxidant în această reacție.
Cercetările au arătat că reacția dintre hidrogen și clor în lumină are următorul mecanism.
Molecula de Cl 2 absoarbe o cantitate de lumină hv și se descompune în radicali anorganici de Cl. . Acesta servește drept început al reacției (excitarea inițială a reacției). Apoi continuă de la sine. Radical clor Cl. reacţionează cu o moleculă de hidrogen. În acest caz, se formează un radical de hidrogen H și HCI. La rândul său, radicalul de hidrogen H. reacţionează cu molecula de Cl 2, formând HCl şi Cl. etc.
Сl 2 +hv=Сl. +Cl.
Cl. +H2 =HCI+H.
N. +CI2 =HCI+C1.
Emoția inițială a provocat un lanț de reacții succesive. Astfel de reacții se numesc reacții în lanț. Rezultatul este clorura de hidrogen.
3. Halogenii nu interacționează direct cu oxigenul și azotul.
4. Halogenii reacţionează bine cu alte nemetale, de exemplu:
2P+3Cl 2 =2PCl 3 2P+5Cl 2 =2PCl 5 Si+2F 2 =SiF 4
Halogenii (cu excepția fluorului) nu reacționează cu gazele inerte. Activitatea chimică a bromului și iodului față de nemetale este mai puțin pronunțată decât cea a fluorului și a clorului.
În toate reacțiile de mai sus, halogenii prezintă proprietăți oxidante.
Interacțiunea halogenilor cu substanțe complexe. 5. Cu apă.
Fluorul reacționează exploziv cu apa pentru a forma oxigen atomic:
H20+F2=2HF+O
Halogenii rămași reacționează cu apa conform următoarei scheme:
Gal 0 2 + H 2 O «NGal -1 +NGal +1 O
Această reacție este o reacție de disproporționare în care halogenul este atât un agent reducător, cât și un agent de oxidare, de exemplu:
CI2 +H20«HCI+HCIO
CI2 +H20«H + +CI-+HCIO
Сl°+1e - ®Сl - Cl°-1e - ®Сl +
unde HCl este acid clorhidric puternic; HClO - acid hipocloros slab
6. Halogenii sunt capabili să elimine hidrogenul din alte substanțe, terebentină + C1 2 = HC1 + carbon
Clorul înlocuiește hidrogenul în hidrocarburile saturate: CH 4 + Cl 2 = CH 3 Cl + HCl
și unește compuși nesaturați:
C2H4 + CI2 = C2H4CI2
7. Reactivitatea halogenilor scade în seria F-Cl - Br - I. Prin urmare, elementul anterior îl înlocuiește pe cel ulterior din acizii de tip NG (G - halogen) și sărurile acestora. În acest caz, activitatea scade: F 2 >Cl 2 >Br 2 >I 2
Aplicație
Clorul este folosit pentru dezinfectarea apei de băut, a țesăturilor de înălbire și a pastei de hârtie. Cantități mari din acesta sunt consumate pentru a produce acid clorhidric, înălbitor etc. Fluorul a găsit o largă aplicație în sinteza materialelor polimerice - fluoroplastice, care au rezistență chimică ridicată și, de asemenea, ca oxidant pentru combustibilul rachetei. Unii compuși de fluor sunt utilizați în medicină. Bromul și iodul sunt agenți oxidanți puternici și sunt utilizați în diverse sinteze și analize de substanțe.
Cantități mari de brom și iod sunt folosite pentru a face medicamente.
Halogenuri de hidrogen
Compușii halogenilor cu hidrogen HX, unde X este orice halogen, se numesc halogenuri de hidrogen. Datorită electronegativității ridicate a halogenilor, perechea de electroni de legătură este deplasată spre ei, prin urmare moleculele acestor compuși sunt polare.
Halogenurile de hidrogen sunt gaze incolore cu miros înțepător și sunt ușor solubile în apă. La 0°C, dizolvați 500 de volume de HC1, 600 de volume de HBr și 450 de volume de HI într-un volum de apă. Fluorura de hidrogen se amestecă cu apa în orice raport. Solubilitatea ridicată a acestor compuși în apă face posibilă obținerea concentrată
Tabelul 16. Gradele de disociere ale acizilor hidrohalici
solutii de baie. Când sunt dizolvate în apă, halogenurile de hidrogen se disociază ca acizii. HF aparține compușilor slab disociați, ceea ce se explică prin rezistența specială a legăturii din cule. Soluțiile rămase de halogenuri de hidrogen sunt clasificate ca acizi tari.
HF - acid fluorhidric HC1 - acid clorhidric HBr - acid bromhidric HI - acid iodhidric
Forța acizilor din seria HF - HCl - HBr - HI crește, ceea ce se explică prin scăderea energiei de legare în aceeași direcție și creșterea distanței internucleare. HI este cel mai puternic acid din seria de acizi hidrohalici (vezi Tabelul 16).
Polarizabilitatea crește datorită faptului că apa se polarizează
Conexiunea mai mare este cea a cărei lungime este mai mare. I Sărurile acizilor halohidric poartă, respectiv, următoarele denumiri: fluoruri, cloruri, bromuri, ioduri.
Proprietățile chimice ale acizilor hidrohalici
În forma lor uscată, halogenurile de hidrogen nu au niciun efect asupra majorității metalelor.
1. Soluțiile apoase de halogenuri de hidrogen au proprietățile acizilor fără oxigen. Interacționează puternic cu multe metale, oxizii și hidroxizii acestora; nu afectează metalele care se află în seria de tensiune electrochimică a metalelor după hidrogen. Interacționează cu unele săruri și gaze.
Acidul fluorhidric distruge sticla și silicații:
Si02+4HF=SiF4+2H20
Prin urmare, nu poate fi depozitat în recipiente de sticlă.
2. În reacțiile redox, acizii halohidric se comportă ca agenți reducători, iar activitatea reducătoare din seria Cl - , Br - , I - crește.
Chitanță
Fluorura de hidrogen este produsă prin acțiunea acidului sulfuric concentrat asupra spatului fluor:
CaF2+H2S04 =CaS04+2HF
Clorura de hidrogen este produsă prin reacția directă a hidrogenului cu clorul:
H2 + CI2 = 2HCI
Aceasta este o metodă sintetică de producție.
Metoda sulfatului se bazează pe o reacție concentrată
acid sulfuric cu NaCl.
Cu o încălzire ușoară, reacția continuă cu formarea de HCI și NaHS04.
NaCI+H2S04=NaHS04+HCI
La o temperatură mai mare, are loc a doua etapă a reacției:
NaCI+NaHS04 =Na2S04 +HCI
Dar este imposibil să se obțină HBr și HI într-un mod similar, deoarece compușii lor cu metale atunci când interacționează cu concentrate
sunt oxidate de acid sulfuric, deoarece I - și Br - sunt agenți reducători puternici.
2NaBr -1 +2H 2 S +6 O 4(k) =Br 0 2 +S +4 O 2 +Na 2 SO 4 +2H 2 O
Bromura de hidrogen și iodură de hidrogen se obțin prin hidroliza PBr 3 și PI 3: PBr 3 +3H 2 O=3HBr+H 3 PO 3 PI 3 +3H 2 O=3HI+H 3 PO 3
Halogenuri
Halogenurile metalice sunt săruri tipice. Ele sunt caracterizate printr-o legătură de tip ionic, unde ionii metalici au o sarcină pozitivă, iar ionii halogen au o sarcină negativă. Au o rețea cristalină.
Capacitatea de reducere a halogenurilor crește în ordinea Cl -, Br -, I - (vezi §2.2).
Solubilitatea sărurilor ușor solubile scade în seria AgCl - AgBr - AgI; în schimb, sarea AgF este foarte solubilă în apă. Majoritatea sărurilor acizilor hidrohalici sunt foarte solubile în apă.