Atomul de hidrogen are formula electronică a nivelului electronic exterior (și singurul) nivel 1 s unu . Pe de o parte, prin prezența unui electron în nivelul electronic exterior, atomul de hidrogen este similar cu atomii de metale alcaline. Cu toate acestea, la fel ca halogenii, îi lipsește doar un electron pentru a umple nivelul electronic extern, deoarece nu pot fi localizați mai mult de 2 electroni pe primul nivel electronic. Se pare 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 diferite versiuni ale sistemului periodic:
Din punct de vedere al proprietăților hidrogenului ca substanță simplă, acesta are totuși mai multe în comun cu halogenii. Hidrogenul, precum și halogenii, este un nemetal și formează molecule diatomice (H 2) în mod similar cu acestea.
În condiții normale, hidrogenul este o substanță gazoasă, inactivă. Activitatea scăzută a hidrogenului se explică prin rezistența ridicată a legăturii dintre atomii de hidrogen din moleculă, care necesită fie încălzire puternică, fie utilizarea catalizatorilor, fie ambele în același timp, pentru a o rupe.
Interacțiunea hidrogenului cu substanțe simple
cu metale
Dintre metale, hidrogenul reacționează numai cu alcaline și alcalino-pământoase! Metalele alcaline includ metale din subgrupa principală din grupa I (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr), iar metalele alcalino-pământoase sunt metale din subgrupa principală din grupa II, cu excepția beriliului și 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.
Când interacționează cu nemetale, hidrogenul poate îndeplini doar funcția de agent reducător, adică poate crește doar starea de oxidare:
Interacțiunea hidrogenului cu substanțe complexe
cu oxizi metalici
Hidrogenul nu reacționează cu oxizii metalici care se află 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 oxizi de azot, halogeni și carbon. Dintre toate interacțiunile hidrogenului cu oxizii nemetalici, trebuie remarcată în special reacția sa cu monoxidul de carbon CO.
Amestecul de CO și H 2 are chiar și propriul nume - „gaz de sinteză”, deoarece, în funcție de condiții, se pot obține astfel de produse industriale solicitate 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 din grupa VIIA (F, Cl, Br, I, At), precum și substanțele simple pe care le formează. În continuare, dacă nu se specifică altfel, halogenii vor fi înțeleși ca substanțe simple.
Toți halogenii au o structură moleculară, ceea ce duce la puncte de topire și fierbere scăzute 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. sublimare, ei numesc fenomenul 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 de energie externă a unui atom al oricărui halogen are forma ns 2 np 5, unde n este numărul perioadei din tabelul periodic în care se află halogenul. După cum puteți vedea, doar un electron lipsește din învelișul exterior de opt electroni al atomilor de halogen. Din aceasta, este logic să presupunem proprietăți predominant oxidante ale halogenilor liberi, ceea ce este, de asemenea, confirmat în practică. După cum știți, electronegativitatea nemetalelor scade atunci când se deplasează în jos 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 foarte reactivi 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
Toți halogenii reacționează cu hidrogenul pentru a se forma halogenuri de hidrogen cu formula generală HHal. În același timp, 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 încălzire. De asemenea, scurgeri cu o 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, are loc formarea de pentafluorură 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 reactanților:
În cazul fosforului alb într-o atmosferă de fluor, clor sau brom lichid, reacția începe spontan.
Interacțiunea fosforului cu iodul poate duce la formarea numai de triiodură de fosfor datorită unei capacități de oxidare semnificativ mai scăzute decât alți 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 stări de oxidare extrem de neobișnuite +1 și +2. Aceste interacțiuni sunt foarte specifice, iar capacitatea de a scrie ecuațiile acestor interacțiuni nu este necesară pentru a promova examenul de chimie. Prin urmare, următoarele trei ecuații sunt date mai degrabă pentru ghidare:
Interacțiunea halogenilor cu metalele
După cum am 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:
Interacțiunea 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 oxidant, 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 considerat că reacția nu are loc deloc.
Interacțiunea halogenilor cu soluțiile alcaline
Fluorul, atunci când interacționează cu o soluție apoasă de alcali, acționează din nou ca un agent de oxidare:
Abilitatea de a scrie această ecuație nu este necesară pentru a promova examenul. Este suficient să cunoaștem faptul despre posibilitatea unei astfel de interacțiuni și rolul oxidant al fluorului în această reacție.
Spre deosebire de fluor, alți halogeni sunt disproporționați în soluții alcaline, adică își măresc și scad simultan starea de oxidare. În același timp, 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 este instabil nu numai când este încălzit, ci și la temperaturi obișnuite și chiar și la frig.
Subgrupul de halogen este format din elementele fluor, clor, brom și iod.
Configurațiile electronice ale stratului de valență exterior al halogenilor sunt de tipul fluor, clor, brom și, respectiv, iod). Astfel de configurații electronice determină proprietățile oxidante tipice ale halogenilor - toți halogenii au capacitatea de a adăuga electroni, deși capacitatea de oxidare a halogenilor slăbește atunci când merg la iod.
În condiții normale, 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-, totuși, datorită prezenței orbitalilor liberi la nivel extern, aceștia pot prezenta și alte stări de oxidare impare de la până la datorită depărtării parțiale sau complete a electronilor de valență.
Fluorul este cel mai activ. 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, de asemenea, o cantitate mare de căldură:
Când este încălzit, fluorul oxidează toți ceilalți halogeni conform schemei:
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 decurge, de asemenea, foarte viguros. Deci, oxidează apa, în timp ce 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. Deci, la temperatura camerei, clorul nu reacționează cu hidrogenul; atunci când este încălzită, această reacție continuă, dar se dovedește a fi foarte reversibilă, iar când iradierea puternică are loc ireversibil (cu o explozie) conform unui mecanism în lanț.
Clorul reacționează cu multe substanțe complexe, cum ar fi înlocuirea și adăugarea cu hidrocarburi:
Clorul este capabil de încălzire pentru a înlocui 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, unii atomi de clor au o stare de oxidare de 1- (in), alții (în acid hipocloros). O astfel de reacție este un exemplu de reacție de auto-oxidare-auto-vindecare sau de disproporționare.
Amintiți-vă că clorul poate reacționa (disproporționat) cu alcalii în același mod (a se vedea secțiunea „Fundații” din § 8).
Activitatea chimică a bromului este mai mică decât cea a fluorului și a clorului, dar 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 nici măcar atunci când este încălzit; din acest motiv, „apa iodată” nu există.
Obținerea de halogeni.
Cea mai comună metodă tehnologică de obținere a fluorului și a clorului este electroliza topiturii sărurilor acestora (vezi § 7). Bromul și iodul sunt obținute de obicei chimic în industrie.
În laborator, clorul este produs prin acțiunea diferiților agenți oxidanți asupra acidului clorhidric, de exemplu:
O oxidare și mai eficientă se realizează 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 polară covalentă, iar polaritatea legăturii scade în serie. Forța de legătură scade, de asemenea, în această serie. Datorită polarității lor, toate halogenurile de hidrogen, spre deosebire de halogeni, sunt foarte solubile în apă. Deci, la temperatura camerei, aproximativ 400 de volume de apă și aproximativ 400 de volume de apă pot fi dizolvate într-un volum de apă.
Când halogenurile de hidrogen sunt dizolvate în apă, ele se disociază în ioni și se formează soluții de acizi hidrohalici corespunzători. Mai mult, la dizolvare, HCI se disociază aproape complet, astfel încât acizii rezultați sunt printre cei puternici. Spre deosebire de ei, acidul fluorhidric (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.
Deoarece 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 datorită ionilor.De aceea, acizii reacţionează doar cu metalele care se află în seria tensiunilor din stânga lui. hidrogen.
Toate halogenurile metalice, cu excepția sărurilor Ag și Pb, sunt foarte solubile în apă. Solubilitatea scăzută a halogenurilor de argint face posibilă utilizarea unei reacții de schimb de acest tip
ca calitativ pentru detectarea ionilor corespunzători. Ca rezultat al reacției, AgCl precipită sub formă de precipitat alb, AgBr - alb-gălbui, Agl - galben strălucitor.
Spre deosebire de alți acizi hidrohalici, acidul fluorhidric interacționează cu oxidul de siliciu (IV):
Deoarece oxidul de siliciu face parte din sticlă, acidul fluorhidric corodează sticla și, prin urmare, este depozitat în laboratoare în vase de 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 care conțin oxigen de tip halogen și sărurile și anhidridele corespunzătoare acestora.
Există 7 electroni ns2np5 în orbitalii de valență. Sunt agenți oxidanți puternici, care atașează un ion - formează halogenuri încărcate negativ. Clorul, bromul, iodul, astatinul au stări de oxidare de +1 +3 +5 +7, fluorul are cea mai mare electronegativitate, nu are + CO. F->la razele atomice cresc, scade: energia de ionizare, afinitatea electronilor, electronegativitatea - proprietatile nemetalice - slabesc. Ele formează o moleculă diatomică G2. în seria F2-Cl2-Br2-I2, puterea legăturii scade din cauza scăderii densității de suprapunere a orbitalilor de valență cu creșterea pătratului principal. numerele. În aceeași serie, interacțiunea van der Waals crește (o creștere a vitezei de topire) și activitatea oxidativă scade.
Fizic
Fluorul este un gaz verde pal cu un punct de topire de -219°C și un punct de fierbere de -188°C; nu poate fi dizolvat în apă, deoarece interacționează intens cu acesta. Clorul este un gaz galben-verzui, punct de topire -101°C, punctul de fierbere -34°C, ușor lichefiat la 20°C și o presiune de 6 atm (0,6 MPa), solubilitate în apă la 20°C - 2,5 l in 1 litru de apă. O soluție de clor în apă este aproape 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 - apă de brom - maro. Iod - cristale negru-violet cu un luciu metalic, se topesc la +113,6 ° C, punctul de fierbere al iodului lichid este de +185,5 ° C. Iodul cristalin este ușor de sublimat (sublimat) - 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 benzen eteri
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 \u003d 2NG (fluor în întuneric, clor la lumină, brom și când este încălzit, iar iodul este, de asemenea, reversibil)
G-urile mai slabe sunt înlocuite din săruri - clorul înlocuiește bromurile și iodurile (Cl2 + 2KBr = Br2 + 2KCl)
Oxidare variată. capacitatea afectează organismele vii - clorul și bromul - otrăvitoare. 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. Brom - 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. Principala sursă 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 se obține în principal prin electroliza unei soluții apoase de clorură de sodiu în electrolizoare speciale. Principala modalitate de a obtine substante 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. Halogenii în natură se găsesc numai sub formă de compuși, iar compoziția acestor compuși include halogeni (cu rare excepții) doar în starea de oxidare -1. Mineralele de fluor au importanță practică: CaF2 - spat fluor, Na2AlF6 - criolit, Ca5F (PO4) 3 - fluorapatită și minerale 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, totuși, 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 retrage o pereche de electroni din oxigenul apei, în timp ce O2 liber este eliberat și se formează OF2 și HF. Clorul este mai puțin activ, dar în reacția cu apa se obțin niște HOCl și HCl. Hidrații de clor (de exemplu, Cl2*8H2O) pot fi separați din soluție la răcire. Iodul prezintă proprietăți neobișnuite atunci când este dizolvat în diverși solvenți. Când se dizolvă cantități mici de iod 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 aproape incoloră și se numește apă cu clor.
Brom: Solubilitatea în apă la 20°C este de 0,02 g în 100 g apă. O soluție de brom în apă - apă de brom - 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 interacțiune a moleculelor de apă cu moleculele de halogen. Primul este procesul de formare a clatraților, de exemplu, 8Cl2. 46H2O la înghețarea soluțiilor. Moleculele de halogen din clatrați ocupă cavități libere în cadrul moleculelor de H2O legate 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 (0-20°C) este saturată cu clor, unele dintre moleculele de Cl2 sunt disproporționate:
Cl2 + H2O = HCl + HClO,
în timp ce aciditatea soluţiei creşte treptat. Bromul și iodul interacționează cu apa în 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 MO LCAO, polaritatea este determinată de diferența de energii a orbitalilor atomici 1s ai hidrogenului care interacționează și a orbitalilor ns-, np ai atomului de halogen. După cum s-a 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, punctele de topire (Tmelt) și punctele de fierbere (Tboil) cresc. Totuși, pentru HF, valorile Tm și Tboil, obținute prin extrapolare în seria de compuși similari HF-HCl-HBr-HI, sunt semnificativ mai mici decât cele experimentale (Tabelul 4). Punctele de topire și de fierbere anormal de ridicate sunt explicate prin îmbunătățirea interacțiunii intermoleculare datorită formării legăturilor de hidrogen între moleculele de HF. HF solid este compus din lanțuri polimerice în zig-zag. În HF lichid și gazos, polimerii de la (HF)2 la (HF)6 sunt prezenți până la 60°C. 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 mari, HC-urile gazoase sunt ușor solubile 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 cristalini de HF sunt izolați din soluții apoase. H2O, HCI. 2H2O etc., care sunt construite din halogenurile de oxoniu corespunzătoare. În soluțiile apoase de HX, se stabilește un echilibru protolitic
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 o energie de legare mare a H-F în comparație cu energia de legare a H-O într-o moleculă de apă. Cu toate acestea, pe măsură ce concentrația de HF crește peste 1 M, puterea acidului crește. O caracteristică a fluorurii de hidrogen 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, capacitatea de reducere în seria HF-HCl-HBr-HI crește (Tabelul 5). De exemplu, acizii HF fluorhidric și HCl clorhidric nu interacționează cu acidul sulfuric concentrat, dar HBr și HI sunt oxidați 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 ușor, dar randamentul este scăzut, deoarece echilibrul H2 + X2 = 2HX (X = Br, I) este deplasat spre stânga. HX gazos se eliberează prin acțiunea acizilor tari nevolatili asupra halogenurilor metalice ionice solide: , se precipită NaHSO4.La utilizarea acidului sulfuric diluat, o parte semnificativă din HCl rămâne în soluție.HCL eliberat se usucă peste acid sulfuric concentrat. Oxidul de fosfor este nepotrivit pentru aceasta deoarece interacționează cu HCL: P4O10 + 12HCL = 4POCL3 + 6H2O
CaF2 + H2SO4(conc) = CaS04 + 2HF
NaCI + H2SO4(conc) = NaHS04 + HCI
Cele mai multe halogenuri nemetalice sunt compuși cu o legătură covalentă și sunt hidrolizați cu eliberarea de halogenură de hidrogen corespunzătoare, de exemplu,
SiCl4 + 4H2O = SiO2. 2H2O + 4HCI
Halogenurile de hidrogen se formează și în timpul halogenării compușilor organici, de exemplu:
RH + CI2 = RCl + HCI
Acidul clorhidric este produs 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 un exces de sare de masă, este posibilă interacțiunea:
NaCl + NaHSO4 (>550 °C) = Na2SO4 + HCl^
Clorura de hidrogen este foarte solubilă în apă. Deci, 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 acidul clorhidric 36% este de obicei utilizat în practică.
Industrie.
Se folosește în hidrometalurgie și electroformare (gravare, decapare), pentru curățarea suprafeței metalelor în timpul lipirii și cositoririi, pentru obținerea de cloruri de zinc, mangan, fier și alte metale. În amestec cu agenți tensioactivi, este utilizat pentru curățarea produselor ceramice și metalice (aici este nevoie de acid inhibat) de contaminare și dezinfecție. Inregistrat in industria alimentara ca regulator de aciditate, aditiv alimentar E507. Se folosește pentru a face apă seltzer (sodă).
Medicamentul
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. Acizii hipohaloici HXO
Acizii hipohalogeni sunt slabi. Soluțiile de hipohalite au o reacție puternic alcalină, iar trecerea CO2 prin ele duce la formarea unui acid, de exemplu,
NaClO + H2O + CO2 = NaHCO3 + HClO.
Următoarele reacții ilustrează capacitatea mare de oxidare a hipocloriților:
NaClO + 2NaI + H2O = NaCl + I2 + 2NaOH
2NaClO + MnCl2 + 4NaOH = Na2MnO4 + 4NaCl + 2H2O.
Dintre oxoacizii HXO2, este cunoscut doar acidul clorhidric HClO2. Nu se formează în timpul disproporționării 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 clor HClO3 a fost obţinut în soluţii cu concentraţii sub 30%. Soluțiile de HClO3 sunt obținute prin acțiunea H2SO4 diluată asupra soluțiilor de săruri corespunzătoare, de exemplu,
La o concentrație de soluții peste 30%, acizii HBrO3 și HClO3 se descompun cu o explozie. 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 disproporția de 4KClO3 3KClO4 + KCl,
Acidul percloric (Тtop.= -102оС, Тboil.= 90оС) a fost obținut în stare individuală prin încălzirea sării solide de KClO4 cu H2SO4 concentrat, urmată de distilare sub presiune redusă:
KClO4, solid + H2SO4, concentrat HClO4 + KHS04
HClO4 explodează ușor la contactul cu substanțele organice. Acidul percloric este unul dintre acizii tari. HClO4 concentrat incolor se întunecă chiar și la temperatura camerei de sinteză datorită formării oxizilor de clor cu stări de oxidare mai scăzute. Stabilitatea sărurilor este mai mare decât cea a oxoacizilor corespunzători HXO4. Cristalele de sare, cum ar fi KClO4, sunt construite din ioni K+ și ClO, a căror interacțiune electrostatică crește energia rețelei cristaline și îmbunătățește stabilitatea.
6. Acizi hipohalogeni HXO cunoscut numai în soluţii apoase diluate. Ele sunt obținute prin interacțiunea unui halogen cu o suspensie de oxid de mercur:
2X2 + 2HgO + H2O = HgO. HgX2+2HOX.
Trebuie remarcată particularitatea conexiunii HOF. Se formează prin trecerea fluorului peste gheață la -400C și condensarea gazului rezultat la o temperatură sub 0oC.
F2, gaz + H2Olce HOF + HF
HOF, în special, nu formează săruri, iar atunci când interacționează cu apa, apare peroxidul de hidrogen:
HOF + H2O = H2O2 + HF
Acizii hipohalogeni sunt slabi. În trecerea de la clor la iod, pe măsură ce raza crește și scade
electronegativitatea, atomul de halogen schimbă densitatea electronilor de la atomul de oxigen într-o măsură mai mică și, prin urmare, polarizează legătura H-O mai slabă. Ca urmare, proprietățile acide din seria HClO - HBrO - HIO sunt slăbite Dintre oxoacizii HXO2 se cunoaște doar acidul clorhidric HClO2. Nu se formează în timpul disproporționării 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 = BaSO4 + 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
2ClO2 + PbO + 2NaOH = PbO2 + 2NaClO2 + H2O.
Bromit de bariu a fost sintetizat prin reacția:
Ba(BrO)2 + 2Br2 + 4KOH Ba(BrO2)2 + 4KBr + 2Н2О.
Oxoacizii HXO3 sunt mai stabili decât HXO (vezi reacțiile 1, 3-5, 7 în 9.3). S-au obținut acizi clor HClO3 și HBrO3 bromic în soluții cu concentrații sub 30%, iar HIO3 iod solid a fost izolat ca substanță individuală.
Soluțiile de HClO3 și HBrO3 sunt obținute prin acțiunea H2SO4 diluată asupra soluțiilor de săruri corespunzătoare, de exemplu,
Ba(Cl03)2 + H2S04 = 2HCIO3 + BaS04.
Soluțiile apoase de HXO3 sunt acizi tari. În seria HClO3-HBrO3-HIO3, există o scădere ușoară a tăriei acizilor (Tabelul 10). Acest lucru poate fi explicat prin faptul că, odată cu creșterea dimensiunii atomului de halogen, puterea legăturii multiple O scade, ceea ce duce la o scădere a polarității legăturii H–O și la o scădere a ușurinței de extracție. de hidrogen din acesta de către moleculele de apă. sunt cunoscute acidul metaiodic HIO4 și unele dintre sărurile sale, 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 octaedric înconjurat 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 de 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 se apropie de el ca putere.Acidul iod exista sub mai multe forme, dintre care principalele sunt acizii H5IO6 ortoiodic si HIO4 metaiodic. 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 de (-2). T. se topesc. în seria H2S H2Se H2Te a crescut, deoarece odată cu creșterea numărului de electroni și a mărimii moleculelor, reciproca 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 acizii dibazici. Forța acizilor din seria de la H2O la H2Te crește. Capacitatea de restaurare crește și datorită creșterii acesteia, legăturile H-E sunt slăbite.
CARACTERISTICI GENERALE
Halogeni (din grecescul halouri - sare și gene - formare) - elemente din subgrupa principală a grupei VII a sistemului periodic: fluor, clor, brom, iod, astatin.
Masa. Structura electronică și unele proprietăți ale atomilor și moleculelor de halogeni
| Simbol element | |||||
| Număr de serie | |||||
| Structura stratului exterior de electroni |
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 unui atom pentru un electron, ev |
3,45 |
3,61 |
3,37 |
3,08 |
~2,8 |
| Electronegativitate relativă (EO) |
~2,2 |
||||
| Raza unui atom, nm |
0,064 |
0,099 |
0,114 |
0,133 |
|
| Distanța internucleară în molecula E 2, nm |
0,142 |
0,199 |
0,228 |
0,267 |
|
| Energia de legare în molecula 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) | |||||
| t°punct de fierbere (°C) | |||||
| r (g * cm -3 ) |
1,51 |
1,57 |
3,14 |
4,93 |
|
| Solubilitate în apă (g/100g apă) |
reactioneaza |
2,5: 1 |
0,02 |
1) Configurația electronică generală a nivelului de energie externă este nS2nP5.
2) Odată cu creșterea numărului ordinal de elemente, razele atomice cresc, electronegativitatea scade, proprietățile nemetalice slăbesc (proprietățile metalice cresc); halogenii sunt agenți oxidanți puternici, puterea 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 cresc, precum și densitatea.
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
Gaz galben deschis; t°pl.= -219°C, t°fierbe.= -183°C.
chitanta
Electroliza unei topituri de fluorhidrat 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, solubil în apă t°pl. = - 83,5°C; t°fierbe = 19,5°C;
chitanta
CaF2 + H2S04(conc.)® CaS04 + 2HF
Proprietăți chimice
1) Soluție de HF în apă - acid slab (fluorhidric):
HF « H+ + F-
Săruri ale acidului 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 galben-verde, t°pl. = -101°C, pf = -34°С.
chitanta
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® 2PCl3
3) Reacția cu apa:
Cl2 + H2O « HCl + HClO
4) Reacții cu alcalii:
Cl2 + 2KOH –5°C® KCl + KClO + H2O
3Cl2 + 6KOH –40°C® 5KCl + KClO3 + 3H2O
CI2 + Ca(OH)2® CaOCl2(clor) + H2O
5) Înlocuiește bromul și iodul din acizii hidrohalici și sărurile acestora.
CI2 + 2KI® 2KCI + I2
CI2 + 2HBr® 2HCI + Br2
Compuși ai clorului
acid clorhidric
Proprietăți fizice
Gaz incolor cu miros înțepător, otrăvitor, mai greu decât aerul, solubil în apă (1: 400).
t°pl. = -114°C, pf = -85°С.
chitanta
1) Metoda sintetică (industrială):
H2 + CI2® 2HCI
2) Metoda hidrosulfatului (laborator):
NaCI(solid) + H2S04(conc.) ® NaHS04 + HCI
Proprietăți chimice
1) Soluție de HCI în apă - acid clorhidric - acid puternic:
HCl « H+ + Cl-
2) Reacţionează cu metalele aflate într-o serie de tensiuni 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 a detecta Cl- anioni în soluție.
Cloruri metalice - 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 unele săruri
2Fe + 3Cl2® 2FeCl3
Mg + 2HCI® MgCI2 + H2
CaO + 2HCl® CaCI2 + H2O
Ba(OH)2 + 2HCI® BaCI2 + 2H2O
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.
chitanta
Cl2 + H2O « HCl + HClO
Proprietăți chimice
HClO este un acid slab și un agent oxidant puternic:
1) Se descompune, eliberând oxigen atomic
HClO – expus la lumină® HCl + O
2) Cu alcalii dă săruri - hipocloriți
HClO + KOH® KClO + H2O
2HI + HClO® I2¯ + HCl + H2O
Acid cloric HCl+3O2
H–O–Cl=O
Proprietăți fizice
Există numai în soluții apoase.
chitanta
Se formează prin interacțiunea peroxidului de hidrogen cu oxidul de clor (IV), care se obține din sarea Berthollet și acid oxalic în 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 clorhidric - cloriți:
HClO2 + KOH® KClO2 + H2O
2) Instabil, se descompune în timpul depozitării
4HClO2 ® HCl + HClO3 + 2ClO2 + H2O
Acid percloric HCl+5O3
Proprietăți fizice
Stabil numai în soluții apoase.
chitanta
Ba (ClO3)2 + H2SO4® 2HClO3 + BaS04¯
Proprietăți chimice
HClO3 - Acid puternic și agent oxidant puternic; săruri ale acidului cloric - clorați:
6P + 5HCIO3® 3P2O5 + 5HCI
HClO3 + KOH® KClO3 + H2O
KClO3 - Sarea lui 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, bp = 25°C, t°pl.= -101°C.
chitanta
KClO4 + H2SO4® KHSO4 + 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.
chitanta
Oxidarea ionilor de Br - 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°С.
chitanta
2NaBr + H3PO4 –t°® Na2HPO4 + 2HBr
PBr3 + 3H2O® H3PO3 + 3HBr
Proprietăți chimice
O soluție apoasă de bromură de hidrogen - acid bromhidric este chiar mai puternică decât acidul clorhidric. Intră în aceleași reacții ca și HCI:
1) Disocierea:
HBr « H+ + Br -
2) Cu metale care stau în seria de tensiuni 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 de bromură de argint, insolubil în acizi, servește la detectarea anionului Br - în soluție.
6) HBr este un agent reducător puternic:
2HBr + H2SO4(conc.) ® Br2 + SO2 + 2H2O
2HBr + CI2® 2HCl + Br2
Dintre oxiacizii bromului, se cunosc bromul slab HBr+1O și bromul puternic HBr+5O3.
IODUL ȘI COMPUȚII SĂI
Iodul I2 - descoperit de B. Courtois în 1811
Proprietăți fizice
Substanță cristalină violet închis cu o strălucire metalică.
r= 4,9 g/cm3; t°pl.= 114°C; t°fierbere= 185°C. Să ne dizolvăm bine în solvenți organici (alcool, CCl4).
chitanta
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, solubil în apă, t°kip. = -35°С; t°pl. = -51°С.
chitanta
I2 + H2S® S + 2HI
2P + 3I2 + 6H2O® 2H3PO3 + 6HI
Proprietăți chimice
1) 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 St. 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, care este insolubil în acizi.
Acizi oxigenați ai iodului
Acid iod HI+5O3
Substanță cristalină incoloră, t°pl.= 110°С, foarte solubilă în apă.
Obține:
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, t°pl.= 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 sistemul periodic de elemente chimice al lui D. I. Mendeleev. Este cel mai puternic agent oxidant, 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.
Deci, din cauza razei mici a atomului de fluor, perechile de electroni neîmpărțiți din molecula de fluor se ciocnesc și se slăbesc.
Halogenii interacționează cu aproape toate substanțele simple.
1. Reacția cu metalele se desfășoară cel mai viguros. Când este încălzit, fluorul interacționează cu toate metalele (inclusiv aurul și platina); la rece reacţionează cu metale alcaline, plumb, fier. Cu cupru, nichel, reacția nu are loc la rece, deoarece pe suprafața metalului se formează un strat protector de fluor, care protejează metalul de oxidarea ulterioară.
Clorul reacționează puternic cu metalele alcaline, iar cu cuprul, fierul și staniul, reacția continuă atunci când este încălzit. Bromul și iodul se comportă în mod similar.
Interacțiunea halogenilor cu metalele este un proces exotermic și poate fi exprimat prin ecuația:
2M + nHaI 2 \u003d 2MHaI DH<0
Halogenurile metalice sunt săruri tipice.
Halogenii din această reacție prezintă proprietăți oxidante puternice. În acest caz, atomii de metal donează electroni, iar atomii de halogen primesc, 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 când sunt încălzite, iar iodul și hidrogenul reacţionează când sunt încălzite puternic (până la 350°C), dar acest proces este reversibil.
H 2 + Cl 2 \u003d 2HCl H 2 + Br 2 \u003d 2HBr
H2 + I2"350°2HI
Halogenul din această reacție este agentul de oxidare.
Studiile au arătat că reacția interacțiunii hidrogenului cu clorul în lumină are următorul mecanism.
Molecula de Cl 2 absoarbe o cantitate de lumină hv și se descompune în radicali anorganici Cl . . Acesta servește drept început al reacției (excitația inițială a reacției). Apoi continuă de la sine. Radicalul clor Cl. reacţionează cu o moleculă de hidrogen. În acest caz, se formează un radical de hidrogen H. și HCl. La rândul său, radicalul de hidrogen H. reacţionează cu molecula de Cl 2, formând Hcl şi Cl. etc.
CI2 +hv=Cl. +Cl.
Cl. + H 2 \u003d Hcl + H.
N. + Cl 2 \u003d Hcl + C1.
Excitația 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 \u003d 2PCl 3 2P + 5Cl 2 \u003d 2PCl 5 Si + 2F 2 \u003d 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:
H 2 O + F 2 \u003d 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 atunci când 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 HCI este un acid clorhidric puternic; HClO - acid hipocloros slab
6. Halogenii sunt capabili să ia hidrogen din alte substanțe, terebentină + C1 2 = HC1 + carbon
Clorul înlocuiește hidrogenul în hidrocarburile saturate: CH 4 + Cl 2 \u003d CH 3 Cl + HCl
și unește compuși nesaturați:
C 2 H 4 + Cl 2 \u003d C 2 H 4 Cl 2
7. Reactivitatea halogenilor scade în seria F-Cl - Br - I. Prin urmare, elementul anterior îl înlocuiește pe următorul 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, pentru albirea țesăturilor 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 cu fluor sunt utilizați în medicină. Bromul și iodul sunt agenți oxidanți puternici și sunt utilizați în diferite sinteze și analize de substanțe.
La fabricarea medicamentelor se folosesc cantități mari de brom și iod.
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 legare este deplasată către aceștia, astfel încât 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 HCl, 600 de volume de HBr și 450 de volume de HI într-un volum de apă. Fluorura de hidrogen este miscibilă cu apa în orice raport. Solubilitatea ridicată a acestor compuși în apă face posibilă obținerea concentrată
Tabelul 16. Gradele de disociere ale acizilor halohidric
solutii de baie. Când sunt dizolvate în apă, halogenurile de hidrogen se disociază ca acizi. HF aparține compușilor slab disociați, ceea ce se explică prin rezistența specială a legăturii la rece. Soluțiile rămase de halogenuri de hidrogen se numără printre acizii tari.
HF - acid fluorhidric (fluorhidric) HC1 - acid clorhidric (clorhidric) HBr - acid bromhidric HI - acid iodhidric
Forța acizilor din seria HF - HCl - HBr - HI crește, ceea ce se explică prin scăderea în aceeași direcție a energiei de legare și creșterea distanței internucleare. HI este cel mai puternic acid dintre acizii hidrohalici (vezi Tabelul 16).
Polarizabilitatea crește datorită faptului că apa se polarizează
mai mult este legătura, a cărei lungime este mai mare. I Sărurile acizilor halohidric poartă, respectiv, următoarele denumiri: fluoruri, cloruri, bromuri, ioduri.
Proprietățile chimice ale acizilor hidrohalici
În formă uscată, halogenurile de hidrogen nu acționează asupra majorității metalelor.
1. Soluțiile apoase de halogenuri de hidrogen au proprietățile acizilor fără oxigen. Interacționează puternic cu multe metale, oxizii și hidroxizii acestora; metalele care se află în seria electrochimică de tensiuni ale metalelor după hidrogen nu sunt afectate. Interacționează cu unele săruri și gaze.
Acidul fluorhidric distruge sticla și silicații:
SiO 2 + 4HF \u003d SiF 4 + 2H 2 O
Prin urmare, nu poate fi depozitat în sticlărie.
2. În reacțiile redox, acizii halohidric se comportă ca agenți reducători, iar activitatea reducătoare din seria Cl - , Br - , I - crește.
chitanta
Fluorura de hidrogen este produsă prin acțiunea acidului sulfuric concentrat asupra spatului fluor:
CaF 2 + H 2 SO 4 \u003d CaSO 4 + 2HF
Clorura de hidrogen se obține prin interacțiunea directă a hidrogenului cu clorul:
H2 + Cl2 \u003d 2HCl
Acesta este un mod sintetic de a obține.
Metoda sulfatului se bazează pe reacția concentratului
acid sulfuric cu NaCl.
Cu o încălzire ușoară, reacția continuă cu formarea de HCI și NaHS04.
NaCl + H2SO4 \u003d NaHSO4 + HCl
La o temperatură mai mare, a doua etapă a reacției are loc:
NaCl + NaHSO 4 \u003d Na 2 SO 4 + HCl
Dar HBr și HI nu pot fi obținute într-un mod similar, deoarece compușii lor cu metale atunci când interacționează cu concentrarea
oxidat cu acid sulfuric, deoarece. I - și Br - sunt agenți reducători puternici.
2NaBr -1 + 2H 2 S +6 O 4 (k) \u003dBr 0 2 + S +4 O 2 + Na 2 SO 4 + 2H 2 O
Bromura de hidrogen și iodură de hidrogen sunt obținute prin hidroliza PBr 3 și PI 3: PBr 3 + 3H 2 O \u003d 3HBr + H 3 PO 3 PI 3 + 3H 2 O \u003d 3HI + H 3 PO 3
Halogenuri
Halogenurile metalice sunt săruri tipice. Ele sunt caracterizate printr-o legătură de tip ionic, în care ionii metalici au o sarcină pozitivă, iar ionii halogen au o sarcină negativă. Au o rețea cristalină.
Capacitatea de reducere a halogenurilor crește în seriile Cl - , Br - , I - (vezi § 2.2).
Solubilitatea sărurilor puțin 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.