Halogeni - Hypermarket de cunoștințe. Proprietățile chimice ale halogenilor Care sunt proprietățile chimice generale ale halogenilor substanțelor simple
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 HCl, 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 ortoiodici si HIO4 metaiodici. 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 cu o creștere a 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.
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 substanțe 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 și, sub iradiere puternică, se desfășoară 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.
DEFINIȚIE
Halogeni- elemente din grupa VII A - fluor (F), clor (Cl), brom (Br) si iod (I).
Configurarea electronică a nivelului de energie externă al halogenilor ns 2 np 5 . Deoarece, înainte de finalizarea nivelului energetic, halogenilor le lipsește un singur electron, în OVR prezintă cel mai adesea proprietățile agenților oxidanți. Starile de oxidare cu halogen: de la „-1” la „+7”. Singurul element al grupului halogen - fluorul - prezintă o singură stare de oxidare „-1” și este cel mai electronegativ element. Moleculele de halogen sunt diatomice: F2, Cl2, Br2, I2.
Proprietățile chimice ale halogenilor
Cu o creștere a încărcăturii nucleului unui atom al unui element chimic, i.e. la trecerea de la fluor la iod, capacitatea de oxidare a halogenilor scade, ceea ce este confirmat de capacitatea de a înlocui halogenii inferiori cu cei superiori din acizii hidrohalici și sărurile acestora:
Br2 + 2HI = I2 + 2HBr;
CI2 + 2KBr = Br2 + 2KCI.
Fluorul are cea mai mare activitate chimică. Majoritatea elementelor chimice chiar și la temperatura camerei interacționează cu fluorul, eliberând o cantitate mare de căldură. Chiar și apa arde în fluor:
2H 2 O + 2F 2 \u003d 4HF + O 2.
Clorul liber este mai puțin reactiv decât fluorul. Nu reacționează direct cu oxigenul, azotul și gazele nobile. Interacționează cu toate celelalte substanțe precum fluorul:
2Fe + CI2 = 2FeCl3;
2P + 5CI2 = 2PCl5.
Când clorul interacționează cu apa la rece, are loc o reacție reversibilă:
CI2 + H20↔HCl + HCIO.
Amestecul, care sunt produșii de reacție, se numește apă cu clor.
Când clorul interacționează cu alcalii la rece, se formează amestecuri de cloruri și hipocloriți:
Cl 2 + Ca (OH) 2 \u003d Ca (Cl) OCl + H 2 O.
Când clorul este dizolvat într-o soluție alcalină fierbinte, are loc următoarea reacție:
3Cl2 + 6KOH \u003d 5KCl + KClO3 + 3H2O.
Bromul, 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.
Iodul diferă semnificativ în activitatea chimică de alți halogeni. Nu reacționează cu majoritatea nemetalelor și reacționează lent cu metalele numai atunci când este încălzit. Interacțiunea iodului cu hidrogenul are loc numai cu încălzire puternică, reacția este endotermă și foarte reversibilă:
H 2 + I 2 \u003d 2HI - 53 kJ.
Proprietățile fizice ale halogenilor
La n.o. Fluorul este un gaz galben deschis cu un miros înțepător. Otrăvitoare. Clorul este un gaz verde deschis, ca și fluorul, are un miros înțepător. Puternic otrăvitor. La presiune ridicată și la temperatura camerei, se transformă cu ușurință într-o stare lichidă. Bromul este un lichid greu roșu-maro, cu un miros neplăcut caracteristic. Bromul lichid, precum și vaporii săi, sunt foarte toxici. Bromul este slab solubil în apă și ușor solubil în solvenți nepolari. Iodul este un solid gri închis, cu un luciu metalic. Vaporii de iod sunt de culoare violet. Iodul se sublimeaza usor, i.e. se transformă într-o stare gazoasă dintr-un solid, în timp ce ocolește starea lichidă.
Obținerea de halogeni
Halogenii pot fi obținuți prin electroliza soluțiilor sau topituri de halogenuri:
MgCI2 = Mg + CI2 (topită).
Cel mai adesea, halogenii sunt obținuți prin reacția de oxidare a acizilor hidrohalici:
MnO2 + 4HCI \u003d MnCl2 + CI2 + 2H2O;
K2Cr2O7 + 14HCI = 3CI2 + 2KCI + 2CrCI3 + 7H20;
2KMnO 4 + 16HCl \u003d 2MnCl 2 + 5Cl 2 + 8H 2 O + 2KCl.
Aplicarea halogenilor
Halogenii sunt folosiți ca materii prime pentru diverse produse. Astfel, fluorul și clorul sunt folosite pentru sinteza diferitelor materiale polimerice, clorul fiind, de asemenea, o materie primă în producerea acidului clorhidric. Bromul și iodul sunt utilizate pe scară largă în medicină, bromul este folosit și în industria vopselei.
Exemple de rezolvare a problemelor
EXEMPLUL 1
Activitatea mare de oxidare a halogenului scade de la fluor la iod. Cel mai activ dintre frați este fluorul, care tinde să reacționeze cu orice metal, formând săruri, unele dintre ele se aprind spontan și se eliberează o cantitate imensă de căldură. Fără încălzire, acest element reacționează cu aproape toate nemetalele., reacțiile sunt însoțite de degajarea unei anumite cantități de căldură (exotermă).
Acest element are o relație deosebită cu hidrogenul. La temperatura camerei și fără lumină, clorul nu reacționează în niciun fel la acest gaz, dar de îndată ce este încălzit sau strălucit cu lumină, va avea loc o reacție explozivă în lanț. Formula este mai jos:
Dintr-un compus criolit natural, a cărui formulă chimică este următoarea: Na3AlF6, obțineți aluminiu. Compușii cu fluor sunt utilizați pe scară largă în producție paste de dinti. Se știe că fluorul este utilizat pentru prevenirea cariilor. Se folosește tinctură cu alcool de iod pentru dezinfecția și decontaminarea rănilor.
