1. Všeobecná charakteristika halogénov . Štruktúra atómov a oxidačný stav halogénov v zlúčeninách. Charakter zmeny atómových polomerov, ionizačných energií, elektrónovej afinity a elektronegativity v rade F - At. Povaha chemických väzieb halogénov s kovmi a nekovmi. Stabilita vyšších valenčných stavov halogénov. Vlastnosti fluóru.
1. od. 367-371; 2. od. 338-347; 3. od. 415-416; 4. od. 270-271; 7. od. 340-345.
2. Molekulárna štruktúra a fyzikálne vlastnosti jednoduchých halogénových látok . Povaha chemickej väzby v molekulách halogénu. Fyzikálne vlastnosti halogénov: stav agregácie, teploty topenia a varu v rade fluór - astatín, rozpustnosť vo vode a v organických rozpúšťadlách.
1. od. 370-372; 2. od. 340-347; 3. od. 415-416; 4. od. 271-287; 8. od. 367-370.
3. Chemické vlastnosti halogénov . Príčiny vysokej chemickej aktivity halogénov a jej zmena v skupine. Vzťah k vode, alkalickým roztokom, ku kovom a nekovom. Vplyv teploty na zloženie produktov disproporcionácie halogénov v alkalických roztokoch. Vlastnosti chémie fluóru. Prírodné halogénové zlúčeniny. Princípy priemyselných a laboratórnych metód získavania halogénov. Použitie halogénov. Fyziologické a farmakologické pôsobenie halogénov a ich zlúčenín na živé organizmy. Toxicita halogénov a opatrenia pri manipulácii s nimi.
1. od. 372-374, s. 387-388; 2. od. 342-347; 3. od. 416-419; 4. od. 276-287; 7. str. 340-345, s. 355; 8. od. 380-382.
Jednoduché látky halogény sú na rozdiel od vodíka veľmi aktívne. Najviac sa vyznačujú oxidačnými vlastnosťami, ktoré v sérii F 2 - At 2 postupne slabnú. Najaktívnejším z halogénov je fluór: dokonca aj voda a piesok sa v jeho atmosfére samovoľne vznietia! Halogény prudko reagujú s väčšinou kovov, s nekovmi, s komplexnými látkami.
4. Výroba a použitie halogénov .
1. od. 371-372; 2. od. 345-347; 3. od. 416-419; 4. od. 275-287; 7. 340-345; 8. od. 380-382.
Všetky spôsoby výroby halogénov sú založené na oxidačných reakciách halogenidových aniónov s rôznymi oxidačnými činidlami: 2Gal -1 -2e - = Gal
Halogény sa v priemysle získavajú elektrolýzou tavenín (F 2 a Cl 2) alebo vodných roztokov (Cl 2) halogenidov; vytesnenie menej aktívnych halogénov aktívnejšími zo zodpovedajúcich halogenidov (I 2 - bróm; I 2 alebo Br 2 - chlór)
Halogény sa v laboratóriu získavajú oxidáciou halogénvodíkov (HCl, HBr) v roztokoch so silnými oxidačnými činidlami (KMnO 4, K 2 Cr 2 O 7, PbO 2, MnO 2, KClO 3); oxidácia halogenidov (NaBr, KI) s uvedenými oxidačnými činidlami v kyslom prostredí (H 2 SO 4).
Binárne zlúčeniny halogénov
1. Zlúčeniny s vodíkom (halogenidy vodíka) . Povaha chemickej väzby v molekulách. Polarita molekúl. Fyzikálne vlastnosti, stav agregácie, rozpustnosť vo vode. Charakter zmeny teplôt topenia a varu v rade HF - HI. Asociácia molekúl fluorovodíka. Tepelná stabilita halogenovodíkov. reaktivita. Vlastnosti kyseliny, vlastnosti kyseliny fluorovodíkovej. obnovovacie vlastnosti. Všeobecné princípy výroby halogenovodíkov: syntéza z jednoduchých látok a z halogenidov. Chlorovodík a kyselina chlorovodíková. Fyzikálne a chemické vlastnosti. Spôsoby, ako získať. Použitie kyseliny chlorovodíkovej. Úloha kyseliny chlorovodíkovej a chloridov v životných procesoch. halogenidy.
1. od. 375-382; 2. od. 347-353; 3. od. 419-420; 4. od. 272-275, s. 289-292; 7. 354-545; 8. od. 370-373, s. 374-375.
2 . Zlúčeniny halogénov s kyslíkom.
1. od. 377-380; 2. od. 353-359; 3. od. 420-423; 4. od. 292-296; 7. 350-354; 8. od. 375-376, s. 379.
3. Zlúčeniny s inými nekovmi.
1. od. 375-381; 2. od. 342-345; 4. od. 292-296; 7. s. 350-355.
4 . Spojenia s kovmi .
2. od. 342; 4. od. 292-296; 7. s. 350-355.
Viacprvkové halogénové zlúčeniny
1. Kyslík obsahujúce chlórové kyseliny a ich soli. Kyselina chlórna, chloristá, chloristá a chloristá. Zmena vlastností kyselín, stability a oxidačných vlastností v rade HClO - HClO 4 . Zásady získavania týchto kyselín. Chlornany, chloritany, chlorečnany a chloristany. Tepelná stabilita a oxidačné vlastnosti. Všeobecné zásady získavania solí. Použitie solí. Bieliaci prášok. Bertholletova soľ. Chloristan amónny.
1. od. 382-387; 2. od. 353-359; 3. od. 423; 4. od. 292-296; 7. 350-354; 8. od. 375-378.
2 . Kyslíkaté kyseliny brómu a jódu a ich soli .
1. od. 382-387; 2. od. 353-359; 3. od. 423; 4. od. 292-296; 7. 350-354; 8. od. 379-380.
3 . Použitie halogénov a ich najdôležitejších zlúčenín
1. od. 387-388; 2. od. 345-347; 3. od. 419-423; 4. od. 272-296; 8. od. 380-382.
4 . Biologická úloha halogénových zlúčenín
1. od. 387-388; 2. od. 340-347; 3. od. 419-423; 4. od. 272-296; 8. od. 380-382.
VzťahNajdôležitejšie zlúčeniny chlóru:
Z učebnice chémie veľa ľudí vie, že halogény zahŕňajú chemické prvky Mendelejevovej periodickej sústavy zo skupiny 17 v tabuľke.
Preložené z gréčtiny ako narodenie, pôvod. Takmer všetky sú vysoko aktívne, vďaka čomu prudko reagujú s jednoduchými látkami, s výnimkou niekoľkých nekovov. Čo sú halogény a aké sú ich vlastnosti?
V kontakte s
Zoznam halogénov
Halogény sú dobré oxidačné činidlá, preto ich v prírode možno nájsť iba v akýchkoľvek zlúčeninách. Čím vyššie je sériové číslo, tým nižšia je chemická aktivita prvkov tejto skupiny. Halogénová skupina obsahuje nasledujúce prvky:
- chlór (Cl);
- fluór (F);
- jód (I);
- bróm (Br);
- astatín (At).
Ten bol vyvinutý v Ústave jadrového výskumu, ktorý sa nachádza v meste Dubna. Fluór je jedovatý plyn svetložltej farby. Jedovatý je aj chlór. Je to plyn, ktorý má dosť ostrý a nepríjemný zápach svetlozelenej farby. Bróm má červenohnedú farbu, je to jedovatá kvapalina, ktorá môže ovplyvniť aj čuch. Je veľmi prchavý, preto sa uchováva v ampulkách. Jód je kryštalická, ľahko sublimujúca látka tmavofialovej farby. Astatín je rádioaktívny, farba kryštálov je čierna s modrou, polčas rozpadu je 8,1 hodiny.
Vysoká oxidačná aktivita halogénov klesá z fluóru na jód. Najaktívnejší z bratov je fluór, ktorý má tendenciu reagovať s akýmikoľvek kovmi za tvorby solí, niektoré z nich sa samovoľne vznietia a uvoľní sa obrovské množstvo tepla. Bez zahrievania tento prvok reaguje s takmer všetkými nekovmi., reakcie sú sprevádzané uvoľňovaním určitého množstva tepla (exotermické).
Fluór pri ožarovaní interaguje s inertnými plynmi (Xe + F 2 = XeF 2 + 152 kJ). Pri zahrievaní fluór ovplyvňuje iné halogény a oxiduje ich. Vzorec platí: Hal 2 + F 2 \u003d 2HalF, kde Hal \u003d Cl, Br, I, At, v prípade, že oxidačné stavy HalF chlóru, brómu, jódu a astatínu sú + 1.
Fluór tiež veľmi intenzívne interaguje s komplexnými látkami. Výsledkom je oxidácia vody. V tomto prípade dôjde k výbušnej reakcii, ktorá je stručne napísaná vzorcom: 3F2 + ZH20 \u003d OF 2 + 4HF + H202.
Chlór
Aktivita voľného chlóru je o niečo nižšia ako aktivita fluóru, ale má tiež dobrú reaktivitu. To sa môže vyskytnúť pri interakcii s mnohými jednoduchými látkami, so zriedkavými výnimkami vo forme kyslíka, dusíka a inertných plynov. On môže prudko reagovať so zložitými látkami Pri vytváraní substitučných reakcií je vlastnosť pridávania uhľovodíkov vlastná aj chlóru. Pri zahrievaní sa bróm alebo jód vytláča zo zlúčenín vodíkom alebo kovmi.
Tento prvok má zvláštny vzťah s vodíkom. Pri izbovej teplote a bez svetla chlór na tento plyn nijako nereaguje, no akonáhle sa zahreje alebo posvieti svetlom, dôjde k výbušnej reťazovej reakcii. Vzorec je uvedený nižšie:
Cl2+ hν → 2Cl, Cl + H2 → HCl + H, H + Cl2 → HCl + Cl, Cl + H2 → HCl + H atď.
Fotóny, ktoré sú excitované, spôsobujú rozklad molekúl Cl2 na atómy, pričom dochádza k reťazovej reakcii, ktorá spôsobuje objavenie sa nových častíc, ktoré iniciujú začiatok ďalšej fázy. V histórii chémie bol tento jav skúmaný. Ruský chemik a nositeľ Nobelovej ceny Semjonov N.N. v roku 1956 sa zaoberal štúdiom reťazovej fotochemickej reakcie a tým výrazne prispel k vede.
Chlór reaguje s mnohými komplexnými látkami, ide o substitučné a adičné reakcie. Dobre sa rozpúšťa vo vode.
Cl2 + H20 \u003d HCl + HClO - 25 kJ.
S alkáliami môže pri zahrievaní chlór neprimerané.
Bróm, jód a astatín
Chemická aktivita brómu je o niečo nižšia ako u vyššie uvedeného fluóru alebo chlóru, ale je tiež dosť vysoká. Bróm sa často používa v tekutej forme. Rovnako ako chlór je veľmi dobre rozpustný vo vode. Existuje čiastočná reakcia s ním, čo vám umožní získať "brómovú vodu".
Chemická aktivita jódu sa výrazne líši od ostatných predstaviteľov tejto série. Takmer neinteraguje s nekovmi a s kovy, je reakcia veľmi pomalá a len pri zahriatí. V tomto prípade dochádza k veľkej absorpcii tepla (endotermická reakcia), ktorá je vysoko reverzibilná. Okrem toho jód nemôže byť rozpustený vo vode akýmkoľvek spôsobom, to sa nedá dosiahnuť ani pri zahrievaní, takže v prírode nie je žiadna "jódová voda". Jód je možné rozpustiť iba v roztoku jodidu. V tomto prípade sa tvoria komplexné anióny. V medicíne sa takáto zlúčenina nazýva Lugolov roztok.
Astatín reaguje s kovmi a vodíkom. V rade halogénov chemická aktivita klesá v smere od fluóru k astatínu. Každý halogén v sérii F - At je schopný vytesniť nasledujúce prvky zo zlúčenín s kovmi alebo vodíkom. Astatín je z týchto prvkov najpasívnejší. Má však prirodzenú interakciu s kovmi.
Aplikácia
Chémia pevne vstupuje do nášho života a zapúšťa korene vo všetkých sférach. Človek sa naučil používať halogény, ako aj ich zlúčeniny pre svoj vlastný prospech. Biologický význam halogénov je nepopierateľný. Oblasti ich použitia sú rôzne:
- liek;
- farmakológia;
- výroba rôznych plastov, farbív atď.;
- Poľnohospodárstvo.
Z prírodnej zlúčeniny kryolitu, ktorej chemický vzorec je nasledujúci: Na3AlF6, získajte hliník. Pri výrobe sa široko používajú zlúčeniny fluóru zubné pasty. Je známe, že fluorid sa používa na prevenciu zubného kazu. Používa sa alkoholová tinktúra jódu na dezinfekciu a dekontamináciu rán.
Chlór našiel v našom živote najširšie uplatnenie. Rozsah jeho aplikácie je dosť rôznorodý. Príklady použitia:
- Výroba plastov.
- Získanie kyseliny chlorovodíkovej.
- Výroba syntetických vlákien, rozpúšťadiel, kaučukov atď.
- Bielenie látok (ľan a bavlna), papiera.
- Dezinfekcia pitnej vody. Na tento účel sa však čoraz častejšie používa ozón, pretože používanie chlóru je škodlivé pre ľudské telo.
- Dezinfekcia miestnosti
Treba mať na pamäti, že halogény sú veľmi toxické látky. Táto vlastnosť je obzvlášť výrazná pri fluóre. Halogény môžu mať dusivé a dýchacie účinky a ovplyvňovať biologické tkanivá.
Veľkým nebezpečenstvom môžu byť výpary chlóru, ako aj fluórový aerosól, ktorý jemne zapácha, je cítiť pri vysokých koncentráciách. Osoba môže mať účinok udusenia. Pri práci s takýmito zlúčeninami je potrebné prijať preventívne opatrenia.
Spôsoby výroby halogénov sú zložité a rôznorodé. V priemysle sa k tomu pristupuje s určitými požiadavkami, ktorých dodržiavanie sa prísne dodržiava.
Halogény fluór F, chlór C1, bróm Br, jód I sú prvky skupiny VILA. Elektrónová konfigurácia valenčného obalu atómov halogénu v základnom stave ns 2 np 5 . Prítomnosť piatich elektrónov vo vonkajšom p-orbitále, vrátane jedného nepárového, je dôvodom vysokej elektrónovej afinity halogénov. Pridaním elektrónu dochádza k vytvoreniu halogenidových aniónov (F-, C1-, Br-, I-) so stabilným 8-elektrónovým obalom najbližšieho vzácneho plynu. Halogény sú vyslovene nekovy.
Najviac elektronegatívny prvok, fluór, má v zlúčeninách iba jeden oxidačný stav - 1, pretože je vždy akceptorom elektrónov. Ostatné halogény v zlúčeninách môžu mať oxidačné stavy od -1 do +7. Kladné oxidačné stavy halogénov sú spôsobené prechodom ich valenčných elektrónov na voľné d-orbitály vonkajšej úrovne (odsek. 2.1.3) pri tvorbe väzieb s viac elektronegatívnymi prvkami.
Halogénové molekuly sú dvojatómové: F2, C12, Br2, I2. Za štandardných podmienok sú fluór a chlór plyny, bróm je prchavá kvapalina (Tboil = 59 °C) a jód je pevná látka, ktorá však ľahko sublimuje (prechádza do plynného skupenstva, pričom obchádza kvapalné skupenstvo).
redoxné vlastnosti. Halogény sú silné oxidačné činidlá, ktoré interagujú s takmer všetkými kovmi a mnohými nekovmi:
Obzvlášť vysokú chemickú aktivitu má fluór, ktorý po zahriatí reaguje aj s vzácnymi plynmi xenón, kryptón a radón:
Chemická aktivita halogénov klesá z fluóru na jód, pretože so zväčšením polomeru atómu klesá schopnosť halogénov pripájať elektróny:
Aktívnejší halogén vždy vytláča menej aktívny halogén z jeho zlúčenín s kovmi. Takže fluór vytláča všetky ostatné halogény z ich halogenidov a bróm - iba jód z jodidov:
Rozdielna oxidačná schopnosť halogénov sa prejavuje aj v ich účinku na organizmus. Plynný chlór a fluór sú vďaka svojim veľmi silným oxidačným vlastnostiam silné toxické látky, ktoré spôsobujú vážne poškodenie pľúc a slizníc očí, nosa a hrtana. Jód je miernejšie oxidačné činidlo, ktoré vykazuje antiseptické vlastnosti, a preto je široko používané v medicíne.
Rozdiely v redoxných vlastnostiach halogénov sa objavujú aj pri ich interakcii s vodou. Fluór oxiduje vodu, zatiaľ čo atóm kyslíka v molekule vody pôsobí ako redukčné činidlo:
Interakcia iných halogénov s vodou je sprevádzaná redoxnou dismutáciou ich atómov. Takže počas reakcie chlóru s vodou sa jeden z atómov molekuly chlóru, ktorý pripája elektrón z iného atómu, redukuje a druhý atóm chlóru, ktorý dáva elektrón, sa oxiduje. Toto vytvára chlórová voda, obsahujúce chlorovodík (kyselinu chlorovodíkovú) a kyselinu chlórnu (chlórnu):
Reakcia je reverzibilná a jej rovnováha je výrazne posunutá doľava. Kyselina chlórna je nestabilná a ľahko sa rozkladá, najmä na svetle, za vzniku veľmi silného oxidačného činidla - atómového kyslíka:
Chlórová voda teda obsahuje v rôznych koncentráciách tri oxidačné činidlá s rôznymi oxidačnými schopnosťami: molekulárny chlór, kyselinu chlórnu a atómový kyslík, ktorých súčet je často tzv. "aktívny chlór".
Výsledný atómový kyslík bieli a zabíja mikróby, čo vysvetľuje bieliaci a baktericídny účinok chlórovej vody.
Kyselina chlórna je silnejšie oxidačné činidlo ako plynný chlór. Reaguje s organickými zlúčeninami RH ako oxidačné činidlo aj ako chloračné činidlo:
Preto sa pri chlórovaní pitnej vody obsahujúcej organické látky ako nečistoty môžu zmeniť na toxickejšie organochlórové zlúčeniny RC1. Toto je potrebné vziať do úvahy pri vývoji metód úpravy vody a ich aplikácie.
Keď sa do chlórovej vody pridá zásada, rovnováha sa posunie doprava v dôsledku neutralizácie kyseliny chlórnej a chlorovodíkovej:
Výsledný roztok zmesi solí, tzv miazgová voda, používa sa ako bielidlo a dezinfekčný prostriedok. Tieto vlastnosti sú spôsobené tým, že chlórnan draselný sa pôsobením CO2 + H 2 0 a v dôsledku hydrolýzy mení na nestabilnú kyselinu chlórnu, ktorá tvorí atómový kyslík. Výsledkom je, že miazgová voda ničí farbivá a zabíja mikróby.
Pôsobením plynného chlóru na mokré hasené vápno Ca (OH) 2 sa získa zmes solí CaCl 2 a Ca (0C1) 2, tzv. bielidlo:
Bielidlo možno považovať za zmes vápenatej soli kyseliny chlorovodíkovej a chlórnej CaCl(OCl). Vo vlhkom vzduchu bielidlo v interakcii s vodou a oxidom uhličitým postupne uvoľňuje kyselinu chlórnu, ktorá zabezpečuje jej bieliace, dezinfekčné a odplyňovacie vlastnosti:
Keď kyselina chlorovodíková pôsobí na bielidlo, uvoľňuje sa voľný chlór:
Pri zahrievaní sa kyselina chlórna rozkladá v dôsledku redoxnej disproporcionácie za vzniku kyseliny chlorovodíkovej a chlórnej:
Pri prechode chlóru cez horúci alkalický roztok, napríklad KOH, vzniká chlorid draselný a chlorečnan draselný KClO 3 (Bertoletova soľ):
Oxidačná schopnosť aniónov kyselín chlóru obsahujúcich kyslík vo vodných roztokoch v rade СlO - - СlO4 (-) klesá napriek zvýšeniu stupňa oxidácie chlóru v nich:
To sa vysvetľuje zvýšením stability aniónov v tejto sérii v dôsledku zvýšenia delokalizácie ich záporného náboja. Zároveň chloristany LiC10 4 a KClO 4 v suchom stave pri vysokých teplotách sú silné oxidačné činidlá a používajú sa na mineralizáciu rôznych biomateriálov pri stanovení obsahu anorganických zložiek v nich.
Halogénové anióny (okrem F-) sú schopné darovať elektróny, sú teda redukčnými činidlami. Redukčná schopnosť halogenidových aniónov sa zvyšuje z chloridového aniónu na jodidový anión so zvyšovaním ich polomeru:
Kyselina jodovodíková sa teda oxiduje vzdušným kyslíkom už pri bežnej teplote:
Kyselina chlorovodíková nie je oxidovaná kyslíkom, a preto je chloridový anión stabilný v podmienkach tela, čo je veľmi dôležité z hľadiska fyziológie a medicíny.
Acidobázické vlastnosti. Halogenidy HF, HC1, HBr, HI sa vďaka polarite svojich molekúl dobre rozpúšťajú vo vode. V tomto prípade dochádza k hydratácii molekúl, čo vedie k ich disociácii s tvorbou hydratovaných protónov a halogenidových aniónov. Sila kyselín v rade HF, HC1, HBr, HI sa zvyšuje v dôsledku zvýšenia polomeru a polarizovateľnosti aniónov z F- na I-.
Kyselina chlorovodíková ako zložka žalúdočnej šťavy hrá dôležitú úlohu v procese trávenia. Predovšetkým vďaka kyseline chlorovodíkovej, ktorej hmotnostný podiel v žalúdočnej šťave je 0,3%, sa jej pH udržuje v rozmedzí od 1 do 3. Kyselina chlorovodíková podporuje prechod enzýmu pepsín na aktívnu formu, ktorá zabezpečuje trávenie bielkovín v dôsledku hydrolytického štiepenia peptidových väzieb s tvorbou rôznych aminokyselín:
Stanovenie obsahu kyseliny chlorovodíkovej a iných kyselín v žalúdočnej šťave bolo diskutované v ods. 8.3.3.
V sérii kyselín chlóru obsahujúcich kyslík, keď sa jeho oxidačný stav zvyšuje, sila kyselín sa zvyšuje.
Je to spôsobené zvýšením polarity väzby О–Н v dôsledku posunu jej elektrónovej hustoty k atómu chlóru a tiež zvýšením stability aniónov.
komplexotvorné vlastnosti. Halogénové anióny sú náchylné na tvorbu komplexov ako ligandy. Stabilita halogenidových komplexov zvyčajne klesá v poradí F- > Cl- > Br- > > I-. Práve proces tvorby komplexov vysvetľuje toxický účinok fluoridových aniónov, ktoré tvorbou fluoridových komplexov s katiónmi kovov, ktoré sú súčasťou aktívnych centier enzýmov, potláčajú svoju aktivitu.
Molekula jódu vykazuje zaujímavé komplexotvorné vlastnosti. Rozpustnosť molekulárneho jódu vo vode sa teda prudko zvyšuje v prítomnosti jodidu draselného, čo je spojené s tvorbou komplexného aniónu
Nízka stabilita tohto komplexného iónu zabezpečuje prítomnosť molekulárneho jódu v roztoku. Preto sa v medicíne používa ako baktericídny prostriedok vodný roztok jódu s prídavkom KI. Okrem toho tvorí molekulárny jód inklúzne komplexy so škrobom (kapitola 22.3) a polyvinylalkoholom. (modrý jód). V týchto komplexoch molekuly jódu alebo ich asociáty s jodidovými aniónmi vypĺňajú kanály tvorené špirálovou štruktúrou zodpovedajúcich polyhydroxypolymérov. Inklúzne komplexy nie sú veľmi stabilné a sú schopné postupne darovať molekulárny jód. Preto je prípravok ako modrý jód účinným, ale miernym, dlhodobo pôsobiacim baktericídnym činidlom.
Biologická úloha a využitie halogénov a ich zlúčenín v medicíne. Halogény vo forme rôznych zlúčenín sú súčasťou živých tkanív. V organizme majú všetky halogény oxidačný stav 1. Zároveň chlór a bróm existujú vo forme hydratovaných Cl- a Br- aniónov a fluór a jód sú súčasťou vo vode nerozpustných biosubstrátov:
Zlúčeniny fluóru sú súčasťou kostného tkaniva, nechtov a zubov. Biologický účinok fluóru je primárne spojený s problémom zubných chorôb. Fluoridový anión, ktorý nahrádza hydroxidový ión v hydroxyapatite, tvorí vrstvu ochrannej skloviny z pevného fluorapatitu:
Fluoridácia pitnej vody na koncentráciu fluoridových iónov 1 mg/l a pridávanie fluoridu sodného do zubnej pasty výrazne znižuje zubný kaz v populácii. Zároveň pri koncentrácii fluoridového aniónu v pitnej vode nad 1,2 mg/l sa zvyšuje krehkosť kostí a zubnej skloviny, objavuje sa celkové vyčerpanie organizmu, tzv. fluoróza.
Chloridové anióny zabezpečujú toky iónov cez bunkové membrány, podieľajú sa na udržiavaní osmotickej homeostázy, vytvárajú priaznivé prostredie pre pôsobenie a aktiváciu protolytických enzýmov žalúdočnej šťavy.
Bromidové anióny v ľudskom tele sú lokalizované hlavne v hypofýze a iných endokrinných žľazách. Zistila sa prítomnosť dynamického vzťahu medzi obsahom bromidových a chloridových aniónov v tele. Zvýšený obsah bromidových aniónov v krvi teda prispieva k rýchlemu vylučovaniu chloridových aniónov obličkami. Bromidy sú lokalizované hlavne v medzibunkovej tekutine. Zvyšujú inhibičné procesy v neurónoch mozgovej kôry, v súvislosti s ktorými sa vo farmakológii používajú bromidy draslíka, sodíka a brómkafru.
Jód a jeho zlúčeniny ovplyvňujú syntézu bielkovín, tukov a hormónov. Viac ako polovica množstva jódu je v štítnej žľaze vo viazanom stave vo forme hormónov štítnej žľazy. Pri nedostatočnom príjme jódu v tele vzniká endemická struma. Na prevenciu tohto ochorenia sa do kuchynskej soli pridáva NaI alebo KI (1-2 g na 1 kg NaCl). Všetky halogény sú teda nevyhnutné pre normálne fungovanie živých organizmov.
Kapitola 13
Halogény- prvky skupiny VII - fluór, chlór, bróm, jód, astatín (astatín je pre svoju rádioaktivitu málo študovaný). Halogény sú vyslovene nekovy. Iba jód v ojedinelých prípadoch vykazuje niektoré vlastnosti podobné kovom.
V neexcitovanom stave majú atómy halogénu spoločnú elektronickú konfiguráciu: ns2np5. To znamená, že halogény majú 7 valenčných elektrónov, okrem fluóru.
Fyzikálne vlastnosti halogénov: F2 - bezfarebný, ťažko skvapalnený plyn; Cl2 je žltozelený, ľahko skvapalnený plyn s ostrým, dusivým zápachom; Br2 je červenohnedá kvapalina; I2 je purpurová kryštalická látka.
Vodné roztoky halogenovodíkov tvoria kyseliny. HF - fluorovodíková (fluorovodíková); HCl - chlorovodíková (chlorovodíková); HBr - bromovodík; HI - hydrojód. Sila kyselín klesá zhora nadol. Kyselina fluorovodíková je najslabšia zo série halogénovaných kyselín a kyselina jodovodíková je najsilnejšia. Vysvetľuje to skutočnosť, že väzbová energia H2 zhora klesá. V rovnakom smere klesá aj sila molekuly NH, čo je spojené s nárastom medzijadrovej vzdialenosti. Rozpustnosť ťažko rozpustných solí vo vode tiež klesá:
Zľava doprava rozpustnosť halogenidov klesá. AgF je vysoko rozpustný vo vode. Všetky voľné halogény sú oxidačné činidlá.. Ich sila ako oxidačných činidiel klesá z fluóru na jód. V kryštalickom, kvapalnom a plynnom stave existujú všetky halogény ako samostatné molekuly. Atómové polomery sa zväčšujú v rovnakom smere, čo vedie k zvýšeniu bodov topenia a varu. Fluór disociuje na atómy lepšie ako jód. Elektródové potenciály klesajú pri pohybe dole po halogénovej podskupine. Fluór má najvyšší elektródový potenciál. Fluór je najsilnejšie oxidačné činidlo. Akýkoľvek vyšší voľný halogén vytlačí nižší, ktorý je v roztoku v stave záporne nabitého iónu.
20. Chlór. Chlorovodík a kyselina chlorovodíková
Chlór (Cl) - stojí v 3. perióde, v VII skupine hlavnej podskupiny periodickej sústavy, poradové číslo 17, atómová hmotnosť 35,453; znamená halogény.
Fyzikálne vlastnosti:žltozelený plyn so štipľavým zápachom. Hustota 3,214 g/l; teplota topenia -101 °C; bod varu -33,97 °C, Pri bežnej teplote sa ľahko skvapalňuje pod tlakom 0,6 MPa. Rozpustením vo vode tvorí žltkastú chlórovú vodu. Dobre rozpúšťajme v organických rozpúšťadlách, najmä v hexáne (C6H14), v tetrachlórmetáne.
Chemické vlastnosti chlóru: elektronická konfigurácia: 1s22s22p63s22p5. Vo vonkajšej úrovni je 7 elektrónov. Pred dokončením hladiny je potrebný 1 elektrón, ktorý chlór prijme, pričom vykazuje oxidačný stav -1. Existujú aj kladné oxidačné stavy chlóru do + 7. Známe sú tieto oxidy chlóru: Cl2O, ClO2, Cl2O6 a Cl2O7. Všetky sú nestabilné. Chlór je silné oxidačné činidlo. Priamo reaguje s kovmi a nekovmi:
Reaguje s vodíkom. Za normálnych podmienok reakcia prebieha pomaly, so silným zahrievaním alebo osvetlením - s výbuchom, podľa reťazového mechanizmu:
Chlór interaguje s alkalickými roztokmi a vytvára soli - chlórnany a chloridy:
Keď sa chlór dostane do alkalického roztoku, vytvorí sa zmes roztokov chloridu a chlórnanu:
Chlór je redukčné činidlo: Cl2 + 3F2 = 2ClF3.
Interakcia s vodou:
Chlór neinteraguje priamo s uhlíkom, dusíkom a kyslíkom.
Potvrdenie: 2NaCl + F2 = 2NaF + Cl2.
Elektrolýza: 2NaCl + 2H20 = Cl2 + H2 + 2NaOH.
Nález v prírode: obsiahnuté v zložení minerálov: halit (kamenná soľ), sylvín, bischofit; morská voda obsahuje chloridy sodíka, draslíka, horčíka a ďalších prvkov.
Chlorovodík HCl. Fyzikálne vlastnosti: bezfarebný plyn, ťažší ako vzduch, rozpustný vo vode za vzniku kyseliny chlorovodíkovej.
Potvrdenie: v laboratóriu:
V priemysle: spaľujú vodík v prúde chlóru. Potom sa chlorovodík rozpustí vo vode a získa sa kyselina chlorovodíková (pozri vyššie).
Chemické vlastnosti: kyselina chlorovodíková - silná, jednosýtna, interaguje s kovmi stojacimi v sérii napätí až po vodík: Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2.
Ako redukčné činidlo reaguje s oxidmi a hydroxidmi mnohých kovov.
Vo valenčných orbitáloch je 7 elektrónov ns2np5. Sú to silné oxidačné činidlá, viažuce ión - tvoria negatívne nabité halogenidy. Chlór, bróm, jód, astatín majú oxidačné stavy +1 +3 +5 +7, fluór má najvyššiu elektronegativitu, nemá + CO. F->pri atómových polomeroch sa zväčšuje, znižuje: ionizačná energia, elektrónová afinita, elektronegativita - nekovové vlastnosti - slabnú. Tvoria dvojatómovú molekulu G2. v sérii F2-Cl2-Br2-I2 sa pevnosť väzby znižuje v dôsledku poklesu hustoty prekrytia valenčných orbitálov so zvýšením hlavného štvorca. čísla. V tej istej sérii sa zvyšuje van der Waalsova interakcia (zvýšenie rýchlosti topenia) a znižuje sa oxidačná aktivita.
Fyzické
Fluór je svetlozelený plyn s bodom topenia -219 °C a bodom varu -188 °C, nedá sa rozpustiť vo vode, pretože s ňou intenzívne interaguje. Chlór je žltozelený plyn, bod topenia -101°C, bod varu -34°C, ľahko skvapalniteľný pri 20°C a tlaku 6 atm (0,6 MPa), rozpustnosť vo vode pri 20°C - 2,5 l v 1 liter vody. Roztok chlóru vo vode je takmer bezfarebný a nazýva sa chlórová voda. Bróm je červenohnedá kvapalina, bod topenia -70°C, bod varu +59°C, rozpustnosť vo vode pri 20°C je 0,02 g na 100 g vody. Roztok brómu vo vode - brómová voda - hnedá. Jód - čierno-fialové kryštály s kovovým leskom, topia sa pri +113,6 ° C, bod varu tekutého jódu je +185,5 ° C. Kryštalický jód ľahko sublimuje (sublimuje) – prechádza z pevného do plynného skupenstva. Rozpustnosť vo vode pri 20 °C je 0,02 g na 100 g vody. Výsledný svetložltý roztok sa nazýva jódová voda. Oveľa lepšie ako vo vode sa jód a bróm rozpúšťajú v organických rozpúšťadlách: tetrachlórmetán, chloroform, benzén. Teplota varu/topenia v rade F2-Cl2-Br2-I2 - -219/-188, -101/-34, -7/60, 113/185
Chem. vlastnosti
Tvorí kyslíkaté zlúčeniny - oxidy a oxokyseliny
Rozpustný v alkoholoch benzénéteroch
Vo vodnom roztoku je všetko okrem fluóru disproporcionované, rovnováha sa posúva doľava
Fluór oxiduje vodu
Vytvárajte halogenidy s kovmi
Zníženie oxidačnej aktivity: H2 + G2 \u003d 2NG (fluór v tme, chlór vo svetle, bróm aj pri zahrievaní a jód je tiež reverzibilný)
Slabšie G sú vytesňované zo solí - chlór vytláča bromidy a jodidy (Cl2 + 2KBr = Br2 + 2KCl)
Rôzne oxidácie. schopnosť ovplyvňuje živé organizmy - chlór a bróm - jed. jód je antiseptikum
Aplikácia:
Chlór - polyvinylchlorid, chlórbenzén atď. na bielenie tkanín, čistenie vody, dezinfekcia a deriváty (KClO3) sú zložky raketového paliva. Bróm – ako farbivo a droga. Jód - získavanie kovov vysokej čistoty, ako katalyzátor v organickej syntéze, ako antiseptikum a liek
Potvrdenie:
V prírode sa tieto prvky vyskytujú najmä ako halogenidy (s výnimkou jódu, ktorý sa vyskytuje aj ako jodičnan sodný alebo draselný v ložiskách dusičnanov alkalických kovov). Pretože mnohé chloridy, bromidy a jodidy sú rozpustné vo vode, tieto anióny sú prítomné v oceánoch a prírodných soľných roztokoch. Hlavným zdrojom fluóru je fluorid vápenatý, ktorý je veľmi málo rozpustný a nachádza sa v sedimentárnych horninách (ako fluorit CaF2). V priemysle sa chlór získava hlavne elektrolýzou vodného roztoku chloridu sodného v špeciálnych elektrolyzéroch. Hlavným spôsobom získavania jednoduchých látok je oxidácia halogenidov.Bróm sa získava chemickou oxidáciou bromidového iónu nachádzajúceho sa v morskej vode. Podobný proces sa používa na získanie jódu z prírodných soľaniek bohatých na I-. V oboch prípadoch sa ako oxidačné činidlo používa chlór, ktorý má silnejšie oxidačné vlastnosti a vzniknutý Br2 a I2 sa z roztoku odstraňujú prúdom vzduchu. V prírode sa nachádzajú tieto stabilné izotopy halogénov: fluór - 19F, chlór - 35Cl a 37Cl, bróm - 79Br a 81Br, jód - 127I. Halogény sa v prírode nachádzajú iba vo forme zlúčenín a zloženie týchto zlúčenín zahŕňa halogény (až na zriedkavé výnimky) iba v oxidačnom stave -1. Praktický význam majú fluórové minerály: CaF2 - kazivec, Na2AlF6 - kryolit, Ca5F (PO4) 3 - fluorapatit a chlórové minerály: NaCl - kamenná soľ (rovnaká látka je hlavnou zložkou, ktorá určuje slanosť morskej vody), KCl - sylvit , MgCl2 * KCl*6H2O - karnallit, KCl*NaCl - sylvinit. Bróm vo forme solí sa nachádza v morskej vode, vo vode niektorých jazier a v podzemných soľankách. Zlúčeniny jódu sa nachádzajú v morskej vode a hromadia sa v niektorých riasach. Menšie ložiská jódových solí – KIO3 a KIO4 – sú v Čile a Bolívii.
3. Rozpustnosť. Halogény majú určitú rozpustnosť vo vode, avšak, ako by sa dalo očakávať, v dôsledku kovalentnej povahy väzby XX a malého náboja je ich rozpustnosť nízka. Fluór je taký aktívny, že odoberá elektrónový pár z kyslíka vody, pričom sa uvoľňuje voľný O2 a tvoria sa OF2 a HF. Chlór je menej aktívny, ale pri reakcii s vodou sa získa určité množstvo HOCl a HCl. Hydráty chlóru (napríklad Cl2*8H20) možno z roztoku oddeliť po ochladení. Jód vykazuje nezvyčajné vlastnosti, keď je rozpustený v rôznych rozpúšťadlách. Pri rozpúšťaní malých množstiev jódu vo vode, alkoholoch, ketónoch a iných rozpúšťadlách obsahujúcich kyslík vzniká hnedý roztok (1% roztok I2 v alkohole je bežné lekárske antiseptikum). Halogénové molekuly sú nepolárne, halogény sa dobre rozpúšťajú v alkoholoch, benzéne a éteroch. Fluór: nedá sa rozpustiť vo vode, pretože s ňou intenzívne interaguje.
Chlór: rozpustnosť vo vode pri 20°C - 2,5 litra v 1 litri vody. Roztok chlóru vo vode je takmer bezfarebný a nazýva sa chlórová voda.
Bróm: Rozpustnosť vo vode pri 20 °C je 0,02 g v 100 g vody. Roztok brómu vo vode - brómová voda - hnedá.
Jód: Rozpustnosť vo vode pri 20°C je 0,02 g na 100 g vody. Výsledný svetložltý roztok sa nazýva jódová voda. Oveľa lepšie ako vo vode sa jód a bróm rozpúšťajú v organických rozpúšťadlách: tetrachlórmetán, chloroform, benzén. Interakcia halogénov s vodou je zložitý proces, ktorý zahŕňa rozpúšťanie, tvorbu solvátov a disproporcionáciu.
Fluór, na rozdiel od iných halogénov, oxiduje vodu:
2H20 + 2F2 = 4HF + 02.
Keď sa však ľad nasýti fluórom pri -40 °C, vytvorí sa zlúčenina HFO. Možno zaznamenať dva typy interakcie molekúl vody s molekulami halogénu. Prvým je proces tvorby klatrátov, napríklad 8Cl2. 46H2O pri zmrazovaní roztokov. Halogénové molekuly v klatrátoch obsadzujú voľné dutiny v rámci molekúl H2O spojených vodíkovými väzbami. Druhý typ zahŕňa heterolytické štiepenie a redoxnú disproporcionáciu zloženia produktov interakcie v systéme Cl2 + H2O: chlór rozpustený vo vode (prevláda), HCl, HClO, HClO3. Keď je studená voda (0-20°C) nasýtená chlórom, niektoré molekuly Cl2 disproporcionálne:
Cl2 + H2O = HCl + HClO,
pričom kyslosť roztoku sa postupne zvyšuje. Bróm a jód interagujú s vodou podobne ako chlór.
4. Molekuly HX sú polárne. Polarita je kvantitatívne charakterizovaná veľkosťou dipólového momentu. V sérii HF-HI sa dipólové momenty znižujú. Z pohľadu MO LCAO je polarita určená rozdielom energií interagujúcich 1s-atómových orbitálov vodíka a ns-, np-orbitálov atómu halogénu. Ako bolo uvedené, v sérii F-Cl-Br-I sa tento rozdiel, ako aj stupeň lokalizácie elektrónov na atómoch halogénu a polarita molekúl HX, znižujú. Za štandardných podmienok sú halogenovodíky plyny. S nárastom hmotnosti a veľkosti molekúl sa zvyšuje intermolekulárna interakcia a v dôsledku toho sa zvyšujú teploty topenia (Tmelt) a teploty varu (Tboil). Avšak pre HF sú hodnoty Tm a Tboil získané extrapoláciou v sérii podobných zlúčenín HF-HCl-HBr-HI výrazne nižšie ako experimentálne hodnoty (tabuľka 4). Abnormálne vysoké teploty topenia a varu sa vysvetľujú zvýšením intermolekulárnej interakcie v dôsledku tvorby vodíkových väzieb medzi molekulami HF. Pevný HF sa skladá z cikcak polymérových reťazcov. V kvapalnom a plynnom HF sú polyméry od (HF)2 do (HF)6 prítomné do 60°C. Pre HCl, HBr, HI nie je tvorba vodíkových väzieb typická vzhľadom na nižšiu elektronegativitu atómu halogénu. Rozpustnosť vo vode. Plynné HC sú vďaka svojej vysokej polarite ľahko rozpustné vo vode *), napríklad 507 objemov HCl alebo 612 objemov HBr sa rozpustí v 1 objeme vody pri 0 °C. Po ochladení sa kryštalické hydráty HF izolujú z vodných roztokov. H20, HCl. 2H2O atď., ktoré sú postavené zo zodpovedajúcich oxóniumhalogenidov. Vo vodných roztokoch HX sa vytvorí protolytická rovnováha
HX + HOH = + H30+ (X = F, Cl, Br, I), (1),
to znamená, že tieto roztoky sú kyseliny.
Vodné roztoky HCl, HBr a HI sa správajú ako silné kyseliny. V zriedených vodných roztokoch je HF slabá kyselina (pKa = 3,2), ktorá je spojená s vysokou väzbovou energiou H-F v porovnaní s väzbovou energiou H-O v molekule vody. Keď však koncentrácia HF stúpa nad 1 M, zvyšuje sa sila kyseliny. Charakteristickým znakom fluorovodíka a kyseliny fluorovodíkovej je schopnosť korodovať sklo.
Redukčné vlastnosti halogenovodíkov. S nárastom veľkosti a znížením ionizačnej energie atómu halogénu sa zvyšuje redukčná schopnosť v rade HF-HCl-HBr-HI (tabuľka 5). Napríklad kyselina fluorovodíková a kyselina chlorovodíková neinteragujú s koncentrovanou kyselinou sírovou, ale HBr a HI sa ňou oxidujú:
2HBr + H2S04 (konc) = Br2 + S02 + 2 H20
8HI + H2S04 (konc) = 4I2 + H2S + 4H20.
Spaľovanie chlóru s vodíkom je hlavnou priemyselnou metódou výroby HCl. Bróm a jód reagujú s vodíkom ľahšie, ale výťažok je nízky, pretože rovnováha H2 + X2 = 2HX (X = Br, I) je posunutá doľava. Plynné HX sa uvoľňujú pôsobením neprchavých silných kyselín na tuhé iónové halogenidy kovov: , Vyzráža sa NaHSO4 Pri použití zriedenej kyseliny sírovej zostáva značná časť HCl v roztoku Uvoľnená HCl sa suší nad koncentrovanou kyselinou sírovou Oxid fosforečný je na to nevhodný, pretože interaguje s HCL: P4O10 + 12HCL = 4POCL3 + 6H2O
CaF2 + H2S04 (konc) = CaS04 + 2HF
NaCl + H2S04 (konc) = NaHS04 + HCl
Väčšina nekovových halogenidov sú zlúčeniny s kovalentnou väzbou a hydrolyzujú sa za uvoľnenia zodpovedajúceho halogenovodíka, napr.
SiCl4 + 4H20 = Si02. 2H20 + 4HCl
Halogenidy vodíka vznikajú aj pri halogenácii organických zlúčenín, napr.
RH + Cl2 = RCI + HCl
Kyselina chlorovodíková sa vyrába rozpustením plynného chlorovodíka vo vode. Chlorovodík sa vyrába spaľovaním vodíka v chlóre. V laboratórnych podmienkach sa používa metóda vyvinutá alchymistami, ktorá spočíva v pôsobení silnej kyseliny sírovej na kuchynskú soľ:
NaCl + H2SO4 (konc.) (150 °C) > NaHS04 + HCl^
Pri teplotách nad 550 ° C a prebytku kuchynskej soli je možná interakcia:
NaCl + NaHS04 (>550 °C) = Na2S04 + HCl^
Chlorovodík je vysoko rozpustný vo vode. Takže pri 0 °C môže 1 objem vody absorbovať 507 objemov HCl, čo zodpovedá koncentrácii kyseliny 45 %. Pri izbovej teplote je však rozpustnosť HCl nižšia, preto sa v praxi zvyčajne používa 36 % kyselina chlorovodíková.
Priemysel.
Používa sa v hydrometalurgii a elektroformovaní (leptanie, morenie), na čistenie povrchu kovov pri spájkovaní a cínovaní, na získavanie chloridov zinku, mangánu, železa a iných kovov. V zmesi s povrchovo aktívnymi látkami sa používa na čistenie keramických a kovových výrobkov (tu je potrebná inhibovaná kyselina) od kontaminácie a dezinfekcie. Registrovaný v potravinárskom priemysle ako regulátor kyslosti, potravinárska prídavná látka E507. Používa sa na výrobu sodovej vody.
Liek
Zložka žalúdočnej šťavy; zriedená kyselina chlorovodíková sa predtým predpisovala perorálne hlavne pri ochoreniach spojených s nedostatočnou kyslosťou žalúdočnej šťavy.
5. Hypohalogénové kyselinyHXO
Hypohalogénne kyseliny sú slabé. Roztoky halogenanov majú silne alkalickú reakciu a prechod CO2 cez ne vedie k tvorbe kyseliny, napr.
NaClO + H2O + CO2 = NaHC03 + HClO.
Nasledujúce reakcie ilustrujú vysokú oxidačnú schopnosť chlórnanov:
NaClO + 2NaI + H2O = NaCl + I2 + 2NaOH
2NaClO + MnCl2 + 4NaOH = Na2Mn04 + 4NaCl + 2H20.
Z oxokyselín HXO2 je známa len kyselina chlorovodíková HClO2. Nevzniká pri disproporcionácii HClO. Vodné roztoky HClO2 sa získajú úpravou Ba(ClO2)2 kyselinou sírovou a následným odfiltrovaním zrazeniny BaSO4:
Oxokyseliny HXO3 sú stabilnejšie ako HXO (pozri reakcie 1, 3-5, 7). Kyselina chlorovodíková HClO3 sa získala v roztokoch s koncentráciou pod 30 %. Roztoky HClO3 sa získavajú pôsobením zriedenej H2SO4 na roztoky zodpovedajúcich solí, napr.
Pri koncentrácii roztokov nad 30% sa kyseliny HBrO3 a HClO3 rozkladajú výbuchom. Vodné roztoky HXO3 sú silné kyseliny, soli sú odolnejšie voči teplu ako zodpovedajúce kyseliny. Najmä niektoré jodičnany sa vyskytujú prirodzene ako minerály, ako napríklad lautarit NaIO3. Pri zahriatí pevného KClO3 na 500 °C je možná disproporcionácia 4KClO3 3KClO4 + KCl,
Kyselina chloristá (teplota topenia = -102 °C, teplota varu = 90 °C) sa získala v individuálnom stave zahrievaním tuhej soli KCl04 s koncentrovanou H2SO4 a následnou destiláciou za zníženého tlaku:
KClO4, tuhá látka + H2SO4, koncentrovaná HClO4 + KHS04
HClO4 pri kontakte s organickými látkami ľahko exploduje. Kyselina chloristá patrí medzi silné kyseliny. Bezfarebná koncentrovaná HClO4 tmavne už pri izbovej teplote syntézy v dôsledku tvorby oxidov chlóru s nižšími oxidačnými stavmi. Stabilita solí je vyššia ako stabilita zodpovedajúcich oxokyselín HX04. Kryštály soli, ako je KClO4, sú postavené z iónov K+ a ClO, ktorých elektrostatická interakcia zvyšuje energiu kryštálovej mriežky a zlepšuje stabilitu.
6. Hypohalogénne kyseliny HXO známe len v zriedených vodných roztokoch. Získavajú sa interakciou halogénu so suspenziou oxidu ortuti:
2X2 + 2HgO + H2O = HgO. HgX2+2HOX.
Treba poznamenať zvláštnosť spojenia HOF. Vzniká prechodom fluóru cez ľad pri -400C a kondenzáciou vzniknutého plynu pri teplote pod 0oC.
F2, plyn + H2Olce HOF + HF
Najmä HOF netvorí soli a pri interakcii s vodou sa objavuje peroxid vodíka:
HOF + H2O = H202 + HF
Hypohalogénne kyseliny sú slabé. Pri prechode z chlóru na jód, ako sa polomer zväčšuje a zmenšuje
elektronegativity, atóm halogénu posúva hustotu elektrónov od atómu kyslíka v menšej miere a tým slabšie polarizuje väzbu H-O. V dôsledku toho sa oslabujú kyslé vlastnosti v rade HClO - HBrO - HIO.Z oxokyselín HXO2 je známa len kyselina chlorovodíková HClO2. Nevzniká pri disproporcionácii HClO. Vodné roztoky HClO2 sa získajú úpravou Ba(ClO2)2 kyselinou sírovou a následným odfiltrovaním zrazeniny BaSO4:
Ba(Cl02)2 + H2SO4 = BaSO4 + 2HCl02.
HClO2 je kyselina strednej sily: pKa = 2,0 (tabuľka 7). Chloritany sa používajú na bielenie. Získavajú sa miernou redukciou ClO2 v alkalickom prostredí:
2С102 + Ba(OH)2 + H2O2 = Ba(ClO2)2 + 2H2O + O2
2ClO2 + PbO + 2NaOH = PbO2 + 2NaClO2 + H2O.
Bromit bárnatý bol syntetizovaný reakciou:
Ba(BrO)2 + 2Br2 + 4KOH Ba(Br02)2 + 4KBr + 2N2О.
Oxokyseliny HXO3 sú stabilnejšie ako HXO (pozri reakcie 1, 3-5, 7 v 9.3). Chlorid HClO3 a brom HBrO3 kyseliny boli získané v roztokoch s koncentráciou pod 30 % a tuhý jódový HIO3 bol izolovaný ako samostatná látka.
Roztoky HClO3 a HBrO3 sa získajú pôsobením zriedenej H2SO4 na roztoky zodpovedajúcich solí, napr.
Ba(Cl03)2 + H2SO4 = 2HCl03 + BaS04.
Vodné roztoky HXO3 sú silné kyseliny. V rade HClO3-HBrO3-HIO3 dochádza k miernemu poklesu sily kyselín (tab. 10). To možno vysvetliť skutočnosťou, že so zväčšovaním veľkosti atómu halogénu sa znižuje sila násobnej väzby O, čo vedie k zníženiu polarity väzby H–O a zníženiu jednoduchosti abstrakcie. vodíka z nej molekulami vody. kyselina metajódová HIO4 a niektoré jej soli sú známe, jód(VII) v dôsledku zväčšenia polomeru v rade Cl-Br-I a zvýšenia jeho koordinačného čísla tvorí najmä hydroxoderiváty zloženia (HO)5IO H5IO6, v ktorom je atóm jódu oktaedrický obklopený atómom kyslíka a piatimi hydroxylovými skupinami
Kyselina bromičnatá HBrO4 je známa iba v roztokoch (nie vyšších ako 6 M) získaných okyslením perbromičnanov NaBrO4, ktoré sa zase syntetizovali oxidáciou bromičnanov fluórom v zriedených alkalických roztokoch (bromčany možno oxidovať na perbromčany pomocou XeF2 alebo elektrolyticky):
NaBr03 + F2 + 2NaOH = NaBr04 + 2NaF + H20.
Kyselina chloristá patrí medzi silné kyseliny. V sile sa jej približuje kyselina brómová Kyselina jódová existuje vo viacerých formách, z ktorých hlavné sú ortojodické kyseliny H5IO6 a metajodické HIO4. Kyselina ortojódová vzniká vo forme bezfarebných kryštálov po opatrnom odparení roztoku vzniknutého počas výmennej reakcie
Ba3(H2IO6)2 + 3H2SO4 = 3BaS04 + 2H5IO6.
Stabilita solí je vyššia ako stabilita zodpovedajúcich oxokyselín HX04. Kryštály soli, napríklad KClO4, sú vyrobené z iónov K+ a ClO,
ktorých elektrostatická interakcia zvyšuje energiu kryštálovej mriežky a zvyšuje stabilitu.
8. Vo vodíkových zlúčeninách H2E prvky majú oxidačný stav (-2). T. tavenina. v sérii H2S H2Se H2Te vzrástol, pretože s nárastom počtu elektrónov a veľkosti molekúl sa van der Waalsova vzájomná zvyšuje. Voda má abnormálne vysokú teplotu. varu a topenia pre túto skupinu, pretože vďaka vodíkovým väzbám molekúl je vzájomná interakcia medzi jej molekulami veľmi silná. V roztokoch sa správajú ako dvojsýtne kyseliny. Zvyšuje sa sila kyselín v sérii od H2O po H2Te. Zvyšuje sa aj regeneračná kapacita v dôsledku toho, že H-E väzby sú oslabené.