ALAGRUPP VIIA. HALOGEENID
FLUOR, KLOOR, BROOM, JOOD, ASTAAT
Halogeenid, eriti aga fluor, kloor ja broom, omavad suurt tähtsust nii vabas olekus kui ka erinevate orgaaniliste ja anorgaaniliste ühendite kujul tööstuse ja laboripraktika jaoks. Fluor on kahvatukollane, väga reaktsioonivõimeline gaas, mis põhjustab hingamisteede ärritust ja materjalide söövitamist. Kloor on ka söövitav, keemiliselt agressiivne gaas, millel on tumerohekaskollane värvus ja mis on vähem reaktiivne kui fluor. Seda kasutatakse laialdaselt madalas kontsentratsioonis vee desinfitseerimiseks (kloorimine), suures kontsentratsioonis on see mürgine ja põhjustab tugevat hingamisteede ärritust (Klorigaasi kasutati Esimeses maailmasõjas keemiarelvana). Broom on tavatingimustes raske punakaspruun vedelik, kuid aurustub kergesti, muutudes söövitavaks gaasiks. Jood on tumelilla tahke aine, mis kergesti sublimeerub. Astatiin on radioaktiivne element, ainus halogeen, millel ei ole stabiilset isotoopi.
Nende elementide perekonnas on mittemetallilised omadused võrreldes teiste A-alarühmadega kõige tugevamad. Isegi raske jood on tüüpiline mittemetall. Perekonna esimesel liikmel, fluoril, on "supermetallilised" omadused. Kõik halogeenid on elektroniaktseptorid ja neil on tugev kalduvus täiendada elektronide oktetti, võttes vastu ühe elektroni. Halogeenide reaktsioonivõime väheneb koos aatomarvu suurenemisega ja üldiselt varieeruvad halogeenide omadused vastavalt nende positsioonile perioodilisustabelis. Tabelis Joonisel 8a on kujutatud mõningaid füüsikalisi omadusi, mis võimaldavad mõista halogeenide ridade omaduste erinevusi ja muutuste mustreid. Fluoril on mitmel viisil ebatavalised omadused. Näiteks on kindlaks tehtud, et fluori elektronafiinsus ei ole nii suur kui klooril ja see omadus peaks näitama võimet vastu võtta elektroni, s.t. keemilise tegevuse jaoks. Valentskihi väga väikese raadiuse ja tuuma läheduse tõttu peaks fluoril olema kõrgeim elektronafiinsus. See lahknevus on vähemalt osaliselt seletatav ebatavaliselt madala sidumisenergiaga FF võrreldes ClCl omaga (vt dissotsiatsiooni entalpia tabelis 8a). Fluori puhul on see 159 kJ/mol ja kloori puhul 243 kJ/mol. Fluori väikese kovalentse raadiuse tõttu määrab üksikute elektronpaaride lähedus struktuuris: F: F: selle sideme katkemise lihtsuse. Tõepoolest, fluor on aatomfluori moodustumise lihtsuse tõttu keemiliselt aktiivsem kui kloor. Hüdratsioonienergia väärtus (vt tabel 8a) näitab fluoriidiooni kõrget reaktsioonivõimet: F-ioon hüdraatub suurema energeetilise toimega kui teised halogeenid. Väike raadius ja vastavalt suurem laengutihedus seletavad suuremat hüdratatsioonienergiat. Paljud fluori- ja fluoriidioonide ebatavalised omadused saavad selgeks, kui võtta arvesse iooni suurust ja laengut.
Kviitung. Halogeenide suur tööstuslik tähtsus seab nende tootmismeetoditele teatud nõudmised. Arvestades tootmismeetodite mitmekesisust ja keerukust, on elektri, tooraine tarbimine ja maksumus ning vajadus kõrvalsaaduste järele märkimisväärne.
Fluor. Fluori- ja kloriidioonide keemilise agressiivsuse tõttu saadakse need elemendid elektrolüütiliselt. Fluor saadakse fluoriidist: CaF2 väävelhappega töötlemisel moodustab HF (vesinikfluoriidhape); KHF2 sünteesitakse HF-st ja KF-st, mis allutatakse elektrolüütilisele oksüdatsioonile eraldi anoodi- ja katoodiruumidega elektrolüsaatoris teraskatoodi ja süsinikanoodiga; fluor F2 vabaneb anoodil ja vesinik on katoodi kõrvalprodukt, mis tuleks plahvatuse vältimiseks fluorist eraldada. Selliste oluliste ühendite nagu polüfluorosüsivesinike sünteesimiseks fluoritakse orgaanilised ühendid elektrolüsaatoris koos vabanenud fluoriga, mistõttu fluori eraldamine ja akumuleerimine eraldi konteineritesse ei ole vajalik.
Kloor toodetakse peamiselt NaCl soolveest eraldi anoodiruumiga elektrolüsaatorites, et vältida kloori reaktsiooni teiste elektrolüüsiproduktidega: NaOH ja H2; Seega tekib elektrolüüsil kolm olulist tööstustoodet: kloor, vesinik ja leelised. Selle protsessi läbiviimiseks kasutatakse elektrolüsaatorite erinevaid modifikatsioone. Kloori saadakse ka magneesiumi elektrolüütilise tootmise käigus MgCl2-st kõrvalsaadusena. Suurem osa kloorist kasutatakse HCl sünteesimiseks maagaasiga reageerimisel ja HCl kulub MgCl2 tootmiseks MgO-st. Naatriummetallurgias tekib kloori ka NaCl-st, kuid soolveest elektrolüüsi meetod on odavam. Tööstusriikide laborid toodavad tuhandeid tonne kloori, kasutades reaktsiooni 4HCl + MnO2 = MnCl2 + 2H2O + Cl2.
Broom saadakse soolveekaevudest, mis sisaldavad rohkem bromiidiioone kui merevesi, mis on tähtsuselt teine ​​broomi allikas. Bromiidi ioon muudetakse sarnastes reaktsioonides kergemini broomiks kui fluoriidi ja kloriidi ioonid. Seetõttu kasutatakse broomi saamiseks eelkõige oksüdeeriva ainena kloori, kuna halogeenide aktiivsus rühmas langeb ülalt alla ja iga varem seisnud halogeen tõrjub välja järgmise. Broomi tootmisel hapestatakse soolvesi või merevesi väävelhappega ja töödeldakse seejärel klooriga vastavalt reaktsioonile.
2Br + Cl2 -> Br2 + 2Cl
Broom eraldatakse lahusest aurustamise või puhastamise teel, millele järgneb selle absorbeerimine erinevate reagentidega, sõltuvalt edasisest kasutusest. Näiteks reageerimisel naatriumkarbonaadi kuumutatud lahusega saadakse kristalliline NaBr ja NaBrO3; Kui kristallide segu hapestatakse, regenereeritakse broom, mis annab kaudse, kuid mugava meetodi selle söövitava, halvasti lõhnava mürgise vedeliku kogumiseks (säilitamiseks). Broomi võib absorbeerida ka SO2 lahusega, mis tekitab HBr. Broomi saab sellest lahusest kergesti eraldada kloori läbilaskmisega (näiteks broomi reageerimiseks etüleeniga C2H4, et saada dibromoetüleeni C2H4Br2, mida kasutatakse bensiini dekoputusvastase ainena). Maailma broomitoodang on üle 300 000 tonni aastas.
Jood saadakse merevetikatuhast, töödeldes seda MnO2 + H2SO4 seguga ja puhastatud sublimatsiooniga. Jodiidi leidub märkimisväärses koguses maa-aluses puurimisvees. Joodi saadakse jodiidioonide (näiteks nitritioonide NO2 või kloori) oksüdeerimisel. Joodi võib sadestada ka AgI kujul, millest rauaga reageerides taastub hõbe, moodustades FeI2. FeI2-st asendatakse jood klooriga. Tšiili soolpeetrit, mis sisaldab NaIO3 segu, töödeldakse joodi saamiseks. Jodiidioon on inimtoidu oluline komponent, kuna see on vajalik joodi sisaldava hormooni türoksiini tekkeks, mis kontrollib kasvu ja muid organismi funktsioone.
Reaktsioonivõime ja ühendid. Kõik halogeenid reageerivad otse metallidega, moodustades soolasid, mille ioonne iseloom sõltub nii halogeenist kui metallist. Seega on metallifluoriidid, eriti alarühmade IA ja IIA metallid, ioonsed ühendid. Sideme ioonsuse aste väheneb halogeeni aatommassi suurenemisega ja metalli reaktsioonivõime vähenemisega. Ioonse sidemega halogeniidid kristalliseeruvad kolmemõõtmelistes kristallvõredes. Näiteks NaCl (lauasool) on kuupvõrega. Sidemete kovalentsuse suurenemisega suureneb kihiliste struktuuride osakaal (nagu CdCl2, CuCl2, CuBr2, PbCl2, PdCl2, FeCl2 jne puhul). Gaasilises olekus moodustavad kovalentsed halogeniidid sageli dimeere, näiteks Al2Cl6 (AlCl3 dimeer). Mittemetallide puhul moodustavad halogeenid peaaegu puhtalt kovalentsete sidemetega ühendeid, näiteks süsinik-, fosfor- ja väävelhalogeniidid (CCl4 jne). Mittemetallidel ja metallidel on reaktsioonides fluoriga maksimaalne oksüdatsiooniaste, näiteks SF6, PF5, CuF3, CoF3. Katsed saada sarnase koostisega jodiide ebaõnnestuvad joodi suure aatomiraadiuse (steeriline tegur) ja kõrge oksüdatsiooniastmega elementide tugeva kalduvuse tõttu oksüdeeruda I-ks I2-ks. Lisaks otsesele sünteesile võib halogeniide saada ka muude meetoditega. Metalloksiidid reageerivad süsiniku juuresolekul halogeenidega, moodustades halogeniide (näiteks Cr2O3 muutub CrCl3-ks). CrCl3×6H2O-st ei ole dehüdratsiooniga võimalik saada CrCl3, vaid ainult aluselist kloriidi (või hüdroksokloriidi). Halogeniide saadakse ka oksiidide töötlemisel HX aurudega, näiteks:

Hea kloorimisaine on CCl4, näiteks BeO muundamiseks BeCl2-ks. SbF3 kasutatakse sageli kloriidide fluorimiseks (vt SO2ClF eespool).
Polühaliidid. Halogeenid reageerivad paljude metallhalogeniididega, moodustades polühalogeniidühendeid, mis sisaldavad suuri anioonseid Xn1 liike. Näiteks:

Esimene reaktsioon annab mugava meetodi I2 väga kontsentreeritud lahuse valmistamiseks, lisades KI kontsentreeritud lahusele joodi. Polüjodiidid säilitavad I2 omadused. Samuti on võimalik saada segatud polühalogeniide: RbI + Br2 -> RbIBr2 RbICl2 + Cl2 -> RbICl4
Lahustuvus. Halogeenidel on vees mõningane lahustuvus, kuid ootuspäraselt on XX sideme kovalentse olemuse ja väikese laengu tõttu nende lahustuvus madal. Fluor on nii aktiivne, et tõmbab vees olevast hapnikust elektronpaari, vabastades vaba O2 ja moodustades OF2 ja HF. Kloor on vähem aktiivne, kuid reageerib veega, tekitades HOCl ja HCl. Kloorhüdraadid (näiteks Cl2*8H2O) võivad lahusest jahutamisel vabaneda.
Joodil on erinevates lahustites lahustatuna ebatavalised omadused. Väikese koguse joodi lahustamisel vees, alkoholides, ketoonides ja teistes hapnikku sisaldavates lahustites tekib pruun lahus (1% I2 lahus alkoholis on tavaline meditsiiniline antiseptik). Joodi lahus CCl4-s või muudes hapnikuvabades lahustites on lilla. Võib eeldada, et sellises lahustis käituvad joodi molekulid sarnaselt nende olekuga gaasifaasis, millel on sama värv. Hapnikku sisaldavates lahustites tõmmatakse hapniku elektronpaar tagasi joodi valentsorbitaalidele.
Oksiidid. Halogeenid moodustavad oksiide. Nende oksiidide omadustes ei täheldata süstemaatilist mustrit ega perioodilisust. Sarnasused ja erinevused, samuti peamised meetodid halogeenoksiidide tootmiseks on loetletud tabelis. 8b.
Halogeenide oksohapped. Oksohapete moodustumisel ilmneb halogeenide süstemaatiline olemus selgemalt. Halogeenid moodustavad halogeenitud happeid HOX, halogeenhappeid HOXO, halogeenhappeid HOXO2 ja halogeenhappeid HOXO3, kus X on halogeen. Kuid ainult kloor moodustab kõigi näidatud koostiste happeid ja fluor ei moodusta üldse oksohappeid ja broom ei moodusta HBrO4. Hapete koostised ja nende valmistamise peamised meetodid on toodud tabelis. 8. sajand

Kõik halogeenhapped on ebastabiilsed, kuid puhas HOClO3 on kõige stabiilsem (redutseerivate ainete puudumisel). Kõik oksohapped on tugevad oksüdeerivad ained, kuid oksüdatsioonikiirus ei sõltu tingimata halogeeni oksüdatsiooniastmest. Seega on HOCl (ClI) kiire ja tõhus oksüdeerija, kuid lahjendatud HOClO3 (ClVII) mitte. Üldiselt, mida kõrgem on halogeeni oksüdatsiooniaste oksohappes, seda tugevam on hape, seega on HClO4 (ClVII) tugevaim teadaolev oksohape vesilahuses. ClO4 ioon, mis tekib happe dissotsiatsioonil vees, on negatiivsetest ioonidest nõrgim elektronpaari doonorina. Na- ja Ca-hüpokloritid leiavad tööstuslikku kasutust pleegitamisel ja veepuhastuses. Interhalogeenühendid on erinevate halogeenide omavahelised ühendused. Suure raadiusega halogeenil on sellises ühendis alati positiivne oksüdatsiooniaste (oksüdeerub), väiksema raadiusega halogeenil aga negatiivne (redutseeritav). See asjaolu tuleneb halogeenseeriate aktiivsuse muutuste üldisest trendist. Tabelis Joonisel 8d on kujutatud tuntud interhalogeenühendite koostised (A on positiivsema oksüdatsiooniastmega halogeen).
Halogeenidevahelised ühendid tekivad elementidest otsese sünteesi teel. Joodi puhul ebatavaline oksüdatsiooniaste 7 realiseerub ühendis IF7 ja teised halogeenid ei suuda koordineerida 7 fluoriaatomit. Praktilise tähtsusega on BrF3 ja ClF3 vedelad ained, mis on keemiliselt sarnased fluoriga, kuid on fluorimiseks mugavamad. Sel juhul on BrF3 efektiivsem. Kuna trifluoriidid on tugevad oksüdeerivad ained ja on vedelas olekus, kasutatakse neid raketikütuse oksüdeerivate ainetena.
Vesinikühendid. Halogeenid reageerivad vesinikuga, moodustades HX, ning fluori ja klooriga kulgeb reaktsioon plahvatuslikult vähese aktiveerumisega. Koostoime Br2 ja I2-ga toimub aeglasemalt. Vesinikuga reaktsiooni toimumiseks piisab, kui aktiveerida väike osa reagentidest valguse või kuumuse abil. Aktiveeritud osakesed interakteeruvad aktiveerimata osakestega, moodustades HX ja uued aktiveeritud osakesed, mis jätkavad protsessi ning kahe aktiveeritud osakese reaktsioon põhireaktsioonis lõpeb produkti moodustumisega. Näiteks HCl moodustumine H2-st ja Cl2-st:

Mugavamad meetodid vesinikhalogeniidide valmistamiseks kui otsene süntees on toodud näiteks järgmiste reaktsioonidega:

Gaasilises olekus on HX kovalentsed ühendid, kuid vesilahuses muutuvad nad (välja arvatud HF) tugevateks hapeteks. Seda seletatakse asjaoluga, et veemolekulid tõmbavad tõhusalt vesinikku halogeenist eemale. Kõik happed on hüdratatsiooni tõttu vees hästi lahustuvad: HX + H2O -> H3O+ + X
HF on altid komplekside moodustumisele kui teised vesinikhalogeniidid. H ja F laengud on nii suured ja need aatomid nii väikesed, et moodustuvad HX-assotsieerunud ühendid, näiteks polümeerid koostisega (HF)x, kus x = 3. Sellises lahuses toimub dissotsiatsioon aatomi mõjul. veemolekul esineb mitte rohkem kui mõne protsendi võrra vesinikioonide koguarvust. Erinevalt teistest vesinikhalogeniididest reageerib vesinikfluoriid aktiivselt SiO2 ja silikaatidega, vabastades gaasilise SiF4. Seetõttu kasutatakse klaasi söövitamisel HF (fluoriidhappe) vesilahust ja seda hoitakse mitte klaasis, vaid parafiini või polüetüleenist mahutites. Puhas HF keeb veidi alla toatemperatuuri (19,52°C), seega hoitakse seda vedelikuna terassilindrites. HCl vesilahust nimetatakse vesinikkloriidhappeks. Keemiatööstuses ja laborites kasutatakse laialdaselt küllastunud lahust, mis sisaldab 36 massiprotsenti HCl (vt ka VESINIK).
Astatiin Sellel halogeenide perekonna keemilisel elemendil on sümbol At ja aatomnumber 85 ning seda leidub mõnes mineraalis vaid mikrokogustes. Juba 1869. aastal ennustas D. I. Mendelejev selle olemasolu ja avastamise võimalust tulevikus. Astiini avastasid D. Corson, K. Mackenzie ja E. Segre aastal 1940. Teada on üle 20 isotoobi, millest kõige pikema elueaga on 210At ja 211At. Mõnedel andmetel tekib heeliumi tuumadega 20983Bi pommitamisel isotoop astatiin-211; On teatatud, et astatiin lahustub kovalentsetes lahustites, võib moodustada At, nagu teisedki halogeenid, ja tekitab tõenäoliselt AtO4 iooni. (Need andmed saadi, kasutades lahuseid kontsentratsiooniga 1010 mol/l.)

Halogeenide keemilised omadused

Fluor võib olla ainult oksüdeeriv aine, mida on lihtne seletada selle positsiooniga D.I. keemiliste elementide perioodilises tabelis. See on tugev oksüdeerija, oksüdeerides isegi mõningaid väärisgaase:

2F 2 + Xe = XeF 4

Selgitada tuleks fluori kõrget keemilist aktiivsust

Kuid fluorimolekuli hävitamine nõuab palju vähem energiat, kui vabaneb uute sidemete moodustumisel.

Seega fluori aatomi väikese raadiuse tõttu põrkuvad üksikud elektronide paarid fluori molekulis vastastikku ja nõrgenevad

Halogeenid interakteeruvad peaaegu kõigi lihtsate ainetega.

1. Reaktsioon metallidega toimub kõige jõulisemalt. Kuumutamisel reageerib fluor kõigi metallidega (sh kulla ja plaatinaga); külmas reageerib leelismetallide, plii, rauaga. Vase ja nikliga reaktsioon külmas ei toimu, kuna metalli pinnale moodustub fluoriidi kaitsekiht, mis kaitseb metalli edasise oksüdeerumise eest.

Kloor reageerib intensiivselt leelismetallidega ning kuumutamisel toimub reaktsioon vase, raua ja tinaga. Broom ja jood käituvad sarnaselt.

Halogeenide interaktsioon metallidega on eksotermiline protsess ja seda saab väljendada võrrandiga:

2M+nHaI2 = 2MHaI DH<0

Metallhalogeniidid on tüüpilised soolad.

Selles reaktsioonis esinevatel halogeenidel on tugevad oksüdeerivad omadused. Sel juhul loobuvad metalliaatomid elektronidest ja halogeeniaatomid võtavad vastu näiteks:

2. Normaaltingimustes reageerib fluor pimedas vesinikuga plahvatuslikult. Kloori koostoime vesinikuga toimub ereda päikesevalguse käes.

Broom ja vesinik interakteeruvad ainult kuumutamisel ning tugeval kuumutamisel (kuni 350°C) reageerib jood vesinikuga, kuid see protsess on pöörduv.

H2 + Cl2 = 2 HCl H2 + Br2 = 2 HBr

Н 2 +I 2 « 350° 2HI

Halogeen on selles reaktsioonis oksüdeeriv aine.

Uuringud on näidanud, et vesiniku ja kloori vahelisel reaktsioonil valguses on järgmine mehhanism.

Cl 2 molekul neelab valguskvant hv ja laguneb anorgaanilisteks Cl radikaalideks. . See toimib reaktsiooni algusena (reaktsiooni esialgne ergastus). Siis jätkub see omaette. Kloori radikaal Cl. reageerib vesiniku molekuliga. Sel juhul moodustub vesiniku radikaal H ja HCl. Vesinikradikaal H. reageerib omakorda Cl 2 molekuliga, moodustades HCl ja Cl. jne.

Сl 2 +hv=Сl. +Cl.

Cl. +H2=HCl+H.

N. +Cl2 = HCl+C1.

Esialgne põnevus põhjustas järjestikuste reaktsioonide ahela. Selliseid reaktsioone nimetatakse ahelreaktsioonideks. Tulemuseks on vesinikkloriid.

3. Halogeenid ei interakteeru otseselt hapniku ja lämmastikuga.

4. Halogeenid reageerivad hästi teiste mittemetallidega, näiteks:

2P+3Cl2=2PCl3 2P+5Cl2=2PCl5Si+2F2=SiF4

Halogeenid (va fluor) ei reageeri inertgaasidega. Broomi ja joodi keemiline aktiivsus mittemetallide suhtes on vähem väljendunud kui fluoril ja klooril.

Kõigis ülaltoodud reaktsioonides on halogeenidel oksüdeerivad omadused.

Halogeenide koostoime keeruliste ainetega. 5. Veega.

Fluor reageerib plahvatuslikult veega, moodustades aatomi hapnikku:

H20+F2=2HF+O

Ülejäänud halogeenid reageerivad veega vastavalt järgmisele skeemile:

Gal 0 2 + H 2 O «NGal -1 + NGal + 1 O

See reaktsioon on disproportsioonireaktsioon, kus halogeen on nii redutseerija kui ka oksüdeerija, näiteks:

Cl2 +H20«HCl+HClO

Cl2 +H2O«H + +Cl - +HClO

Сl°+1e - ®Сl - Cl°-1e - ®Сl +

kus HCl on tugev vesinikkloriidhape; HClO - nõrk hüpokloorhape

6. Halogeenid on võimelised eemaldama vesinikku teistest ainetest, tärpentin + C1 2 = HC1 + süsinik

Kloor asendab vesinikku küllastunud süsivesinikes: CH 4 + Cl 2 = CH 3 Cl + HCl

ja ühendab küllastumata ühendeid:

C 2 H 4 + Cl 2 = C 2 H 4 Cl 2

7. Halogeenide reaktsioonivõime väheneb seerias F-Cl - Br - I. Seetõttu tõrjub eelmine element järgmise välja maagaasi tüüpi hapetest (G - halogeen) ja nende sooladest. Sel juhul aktiivsus väheneb: F 2 >Cl 2 >Br 2 >I 2

Rakendus

Kloori kasutatakse joogivee, pleegitavate kangaste ja paberimassi desinfitseerimiseks. Suures koguses seda kulub vesinikkloriidhappe, pleegitaja jms tootmiseks. Fluor on leidnud laialdast kasutust polümeersete materjalide – kõrge keemilise vastupidavusega fluoroplastide – sünteesil ning ka raketikütuse oksüdeerijana. Mõned fluoriidiühendid on kasutusel meditsiinis. Broom ja jood on tugevad oksüdeerivad ained ning neid kasutatakse erinevates sünteesides ja ainete analüüsides.

Ravimite valmistamiseks kasutatakse suures koguses broomi ja joodi.

Vesinikhalogeniidid

Halogeenide ühendeid koos vesinikuga HX, kus X on mis tahes halogeen, nimetatakse vesinikhalogeniidideks. Halogeenide suure elektronegatiivsuse tõttu nihkub siduv elektronpaar nende poole, mistõttu on nende ühendite molekulid polaarsed.

Vesinikhalogeniidid on terava lõhnaga värvitud gaasid, mis lahustuvad vees kergesti. 0 °C juures lahustage 500 mahuosa HC1, 600 mahuosa HBr ja 450 mahuosa HI 1 mahus vees. Vesinikfluoriid seguneb veega mis tahes vahekorras. Nende ühendite hea lahustuvus vees võimaldab saada kontsentreeritud

Tabel 16. Vesinikhalogeniidhapete dissotsiatsiooniastmed

vanni lahendused. Vees lahustatuna dissotsieeruvad vesinikhalogeniidid nagu happed. HF kuulub nõrgalt dissotsieerunud ühendite hulka, mis on seletatav erilise sideme tugevusega mähises. Ülejäänud vesinikhalogeniidide lahused liigitatakse tugevateks hapeteks.

HF - vesinikfluoriidhape HC1 - vesinikkloriidhape HBr - vesinikbromiidhape HI - vesinikjodiidhape

Seeria HF - HCl - HBr - HI hapete tugevus suureneb, mis on seletatav sidumisenergia vähenemisega samas suunas ja tuumadevahelise kauguse suurenemisega. HI on tugevaim hape vesinikhalogeniidhapete seeriast (vt tabel 16).

Polariseeritavus suureneb tänu sellele, et vesi polariseerub

Suurem ühendus on see, mille pikkus on suurem. I Vesinikhalogeniidhapete sooladel on vastavalt järgmised nimetused: fluoriidid, kloriidid, bromiidid, jodiidid.

Vesinikhalogeniidhapete keemilised omadused

Kuival kujul ei avalda vesinikhalogeniidid enamikule metallidest mingit mõju.

1. Vesinikhalogeniidide vesilahustel on hapnikuvabade hapete omadused. Suhelge intensiivselt paljude metallide, nende oksiidide ja hüdroksiididega; need ei mõjuta metalle, mis on metallide elektrokeemilises pingereas pärast vesinikku. Suhelge teatud soolade ja gaasidega.

Vesinikfluoriidhape hävitab klaasi ja silikaate:

SiO2 +4HF=SiF4 +2H2O

Seetõttu ei saa seda hoida klaasanumates.

2. Redoksreaktsioonides käituvad vesinikhalogeniidhapped redutseerivate ainetena ja redutseeriv aktiivsus reas Cl - , Br - , I - suureneb.

Kviitung

Vesinikfluoriid saadakse kontsentreeritud väävelhappe toimel fluoriidile:

CaF2 +H2S04 =CaS04 +2HF

Vesinikkloriid saadakse vesiniku otsesel reaktsioonil klooriga:

H2 + Cl2 = 2HCl

See on sünteetiline tootmismeetod.

Sulfaadi meetod põhineb kontsentreeritud reaktsioonil

väävelhape NaCl-ga.

Kergel kuumutamisel kulgeb reaktsioon HCl ja NaHS04 moodustumisega.

NaCl+H2SO4=NaHS04+HCl

Kõrgemal temperatuuril toimub reaktsiooni teine ​​etapp:

NaCl+NaHS04 =Na2S04+HCl

Kuid HBr ja HI on sarnasel viisil võimatu saada, kuna nende ühendid metallidega interakteerudes kontsentreeritud

oksüdeeritakse väävelhappega, sest I - ja Br - on tugevad redutseerivad ained.

2NaBr-1 +2H2S +6O4(k) =Br02+S+4O2+Na2SO4+2H2O

Vesinikbromiid ja vesinikjodiid saadakse PBr 3 ja PI 3 hüdrolüüsil: PBr 3 +3H 2 O=3HBr+H 3 PO 3 PI 3 +3H 2 O=3HI+H 3 PO 3

Haliidid

Metallhalogeniidid on tüüpilised soolad. Neid iseloomustab iooniline side, kus metalliioonidel on positiivne laeng ja halogeenioonidel negatiivne laeng. Neil on kristallvõre.

Halogeniidide redutseerimisvõime suureneb järjekorras Cl -, Br -, I - (vt §2.2).

Vähelahustuvate soolade lahustuvus väheneb seerias AgCl - AgBr - AgI; seevastu AgF sool on vees hästi lahustuv. Enamik vesinikhalogeniidhapete sooli lahustuvad vees hästi.

Siit leiab lugeja teavet halogeenide, D.I. Mendelejevi perioodilisuse tabeli keemiliste elementide kohta. Artikli sisu võimaldab teil tutvuda nende keemiliste ja füüsikaliste omadustega, nende esinemisega looduses, kasutusviisidega jne.

Üldine informatsioon

Halogeenid on kõik D. I. Mendelejevi keemilise tabeli elemendid, mis asuvad seitsmeteistkümnendas rühmas. Rangema liigitusmeetodi järgi on need kõik seitsmenda rühma ehk peamise alarühma elemendid.

Halogeenid on elemendid, mis võivad reageerida peaaegu kõigi lihtsat tüüpi ainetega, välja arvatud teatud kogus mittemetalle. Kõik need on energeetilised oksüdeerijad, seetõttu on nad looduslikes tingimustes reeglina teiste ainetega segatud kujul. Halogeenide keemilise aktiivsuse näitaja väheneb nende seerianumbri suurenemisega.

Halogeenideks loetakse järgmisi elemente: fluor, kloor, broom, jood, astatiin ja kunstlikult loodud tennesiin.

Nagu varem mainitud, on kõik halogeenid selgelt väljendunud omadustega oksüdeerivad ained ja kõik need on mittemetallid. Välimisel on seitse elektroni. Koostoime metallidega põhjustab ioonsidemete ja soolade moodustumist. Peaaegu kõik halogeenid, välja arvatud fluor, võivad toimida redutseeriva ainena, saavutades kõrgeima oksüdatsiooniastme +7, kuid see eeldab, et nad interakteeruvad elementidega, millel on kõrge elektronegatiivsus.

Etümoloogia tunnused

1841. aastal tegi rootsi keemik J. Berzelius ettepaneku võtta kasutusele termin halogeenid, viidates neile kui tol ajal tuntud F, Br, I. Kuid enne selle termini kasutuselevõttu kogu selliste elementide rühma kohta 1811. a , kasutas saksa teadlane I Schweigger kloori nimetamiseks seda terminit tõlgiti "soolaks".

Aatomi struktuur ja oksüdatsiooniastmed

Halogeenide välise aatomikihi elektronkonfiguratsioon on järgmine: astatiin - 6s 2 6p 5, jood - 5s 2 5p 5, broom 4s 2 4p 5, kloor - 3s 2 3p 5, fluor 2s 2 2p 5.

Halogeenid on elemendid, mille väliskestas on seitse elektroni, mis võimaldab neil "kergesti" saada elektroni, millest ei piisa kesta lõpetamiseks. Tavaliselt on oksüdatsiooniarv -1. Cl, Br, I ja At reageerivad kõrgema astme elementidega ja hakkavad avaldama positiivset oksüdatsiooniastet: +1, +3, +5, +7. Fluori oksüdatsiooniaste on konstantne -1.

Laotamine

Oma kõrge reaktsioonivõime tõttu leidub halogeene tavaliselt ühendite kujul. Jaotus maakoores väheneb vastavalt aatomi raadiuse suurenemisele F-lt I-le. Astatiini maakoores mõõdetakse grammides ja tennessiini tekib kunstlikult.

Halogeenid esinevad looduslikult halogeniidühendites ja jood võib esineda ka kaalium- või naatriumjodaadi kujul. Vees lahustuvuse tõttu leidub neid ookeanivetes ja looduslikku päritolu soolvees. F on halvasti lahustuv halogeenide liige ja seda leidub kõige sagedamini settekivimites ning selle peamine allikas on kaltsiumfluoriid.

Füüsikalised kvaliteediomadused

Halogeenid võivad üksteisest oluliselt erineda ja neil on järgmised füüsikalised omadused:

1. Fluor (F2) on helekollane gaas, millel on terav ja ärritav lõhn ning see ei ole normaalsetes temperatuuritingimustes kokkusurutav. Sulamistemperatuur on -220 °C ja keemistemperatuur -188 °C.
2. Kloor (Cl 2) on gaas, mis tavatemperatuuril isegi rõhu all olles ei pressi kokku, on lämmatava terava lõhnaga ja rohekaskollase värvusega. See hakkab sulama -101 °C juures ja keema -34 °C juures.
3. Broom (Br 2) on pruunikaspruuni värvuse ja terava lõhnaga lenduv ja raske vedelik. See sulab -7 °C juures ja keeb temperatuuril 58 °C.
4. Jood (I 2) - sellel tahkel ainel on tumehall värv ja seda iseloomustab metalliline läige ja üsna terav lõhn. Sulamisprotsess algab siis, kui see jõuab 113,5 °C-ni ja keeb temperatuuril 184,885 °C.
5. Haruldane halogeen on astatiin (At 2), mis on tahke aine, millel on metallilise läikega must-sinine värvus. Sulamistemperatuur vastab 244 °C-le ja keema hakkab pärast 309 °C saavutamist.

Halogeenide keemiline olemus

Halogeenid on väga kõrge oksüdeeriva aktiivsusega elemendid, mis vähenevad suunas F kuni At. Fluor, mis on halogeenide kõige aktiivsem esindaja, võib reageerida igat tüüpi metallidega, välistamata ühtegi tuntud metalli. Enamik metallide esindajaid, kui nad puutuvad kokku fluoriatmosfääriga, läbivad iseenesliku põlemise, eraldades soojust tohututes kogustes.

Ilma fluori kuumusega kokku puutumata võib see reageerida suure hulga mittemetallidega, nagu H2, C, P, S, Si. Reaktsioonid on sel juhul eksotermilised ja nendega võib kaasneda plahvatus. Kuumutamisel sunnib F ülejäänud halogeenid oksüdeerima ja kiiritamisel on see element võimeline täielikult reageerima inertse iseloomuga raskete gaasidega.

Kompleksainetega suheldes põhjustab fluor kõrge energiaga reaktsioone, näiteks vett oksüdeerides võib see põhjustada plahvatuse.

Kloor võib olla ka reaktiivne, eriti vabas olekus. Selle aktiivsuse tase on väiksem kui fluoril, kuid see on võimeline reageerima peaaegu kõigi lihtainetega, kuid lämmastik, hapnik ja väärisgaasid sellega ei reageeri. Vesinikuga suhtlemisel tekitab kloor kuumutamisel või heas valguses ägeda reaktsiooni, millega kaasneb plahvatus.

Lisaks lisa- ja asendusreaktsioonidele võib Cl reageerida suure hulga kompleksainetega. See on võimeline välja tõrjuma Br ja I kuumutamisel nende tekitatud ühenditest metalli või vesinikuga ning võib reageerida ka leeliseliste ainetega.

Broom on keemiliselt vähem aktiivne kui kloor või fluor, kuid näitab end siiski väga selgelt. See on tingitud asjaolust, et broomi Br kasutatakse kõige sagedamini vedelikuna, kuna selles olekus on esialgne kontsentratsiooniaste teistes identsetes tingimustes kõrgem kui Cl. Kasutatakse laialdaselt keemias, eriti orgaanilises. Võib lahustuda vees ja sellega osaliselt reageerida.

Halogeenelement jood moodustab lihtsa aine I 2 ja on võimeline reageerima H 2 O-ga, lahustudes lahuste jodiidides, moodustades seeläbi kompleksseid anioone. I erineb enamikust halogeenidest selle poolest, et see ei reageeri enamiku mittemetallidega ja reageerib aeglaselt metallidega ning seda tuleb kuumutada. See reageerib vesinikuga ainult tugeval kuumutamisel ja reaktsioon on endotermiline.

Haruldane halogeen-astatiin (At) on vähem reaktiivne kui jood, kuid võib reageerida metallidega. Dissotsiatsiooni tulemusena tekivad nii anioonid kui ka katioonid.

Kasutusvaldkonnad

Inimesed kasutavad halogeenühendeid laialdaselt väga erinevates tegevusvaldkondades. Ali tootmiseks kasutatakse looduslikku krüoliiti (Na 3 AlF 6). Broomi ja joodi kasutavad farmaatsia- ja keemiaettevõtted sageli lihtsate ainetena. Autoosade tootmisel kasutatakse sageli halogeene. Esituled on üks selline detail. Selle auto komponendi jaoks on väga oluline valida kvaliteetne materjal, kuna esituled valgustavad teed öösel ja võimaldavad tuvastada nii teid kui ka teisi autojuhte. Ksenooni peetakse esitulede loomisel üheks parimaks komposiitmaterjaliks. Halogeen ei jää aga kvaliteedilt sellele inertgaasile palju alla.

Hea halogeen on hambapastades laialdaselt kasutatav lisand fluoriid. See aitab ära hoida hambahaiguse – kaariese – teket.

Halogeenelement kloor (Cl) leiab oma kasutust HCl tootmisel ning seda kasutatakse sageli orgaaniliste ainete sünteesil, nagu plast, kumm, sünteetilised kiud, värvained ja lahustid jne. Klooriühendeid kasutatakse ka pesu ja puuvilla pleegitusainetena. materjali, paberi ja vahendina joogivees leiduvate bakterite vastu võitlemiseks.

Tähelepanu! Mürgine!

Halogeene nimetatakse nende väga kõrge reaktsioonivõime tõttu õigustatult mürgisteks. Võime reaktsioonidesse siseneda väljendub kõige selgemalt fluoris. Halogeenidel on tugevad lämmatavad omadused ja need võivad koostoimel kahjustada kudesid.

Aurudes ja aerosoolides sisalduvat fluori peetakse üheks potentsiaalselt ohtlikumaks halogeenivormiks, mis on kahjulik ümbritsevatele elusolenditele. See on tingitud asjaolust, et haistmismeel tajub seda halvasti ja on tunda alles pärast suure kontsentratsiooni saavutamist.

Summeerida

Nagu näeme, on halogeenid perioodilisuse tabeli väga oluline osa, neil on palju omadusi, need erinevad üksteisest füüsikaliste ja keemiliste omaduste, aatomistruktuuri, oksüdatsiooniastme ning metallide ja mittemetallidega reageerimise poolest. Neid kasutatakse mitmesugustes tööstuslikes rakendustes, alates isikliku hügieeni toodete lisanditest kuni orgaaniliste kemikaalide või pleegitusainete sünteesini. Hoolimata sellest, et üks parimaid viise auto esitules valguse hoidmiseks ja tekitamiseks on ksenoon, jääb halogeen sellele siiski praktiliselt alla ning on ka laialdaselt kasutusel ja sellel on oma eelised.

Nüüd teate, mis on halogeen. Nende ainete kohta esitatud küsimustega skannitud sõna ei ole teile enam takistuseks.

ÜLDOMADUSED

Halogeenid (kreeka keelest halos - sool ja geenid - moodustavad) on perioodilisuse tabeli VII rühma peamise alarühma elemendid: fluor, kloor, broom, jood, astatiin.

Tabel. Halogeeni aatomite ja molekulide elektrooniline struktuur ja mõned omadused

1) Välise energiataseme üldine elektrooniline konfiguratsioon on nS2nP5.
2) Elementide aatomarvu suurenemisega suurenevad aatomite raadiused, väheneb elektronegatiivsus, nõrgenevad mittemetallilised omadused (suurenevad metallilised omadused); halogeenid on tugevad oksüdeerivad ained, elementide oksüdeerimisvõime väheneb aatommassi suurenemisega.
3) Halogeeni molekulid koosnevad kahest aatomist.
4) Aatommassi suurenemisega värvus muutub tumedamaks, sulamis- ja keemistemperatuurid ning tihedus suurenevad.
5) Vesinikhalogeniidhapete tugevus suureneb koos aatommassi suurenemisega.
6) Halogeenid võivad moodustada üksteisega ühendeid (näiteks BrCl)

FLUOR JA SELLE ÜHENDID

Fluor F2 – avastas A. Moissan 1886. aastal.

Füüsikalised omadused

Gaas on helekollase värvusega; t° sulamistemperatuur = -219°C, t° keemistemperatuur = -183°C.

Kviitung

Kaaliumvesinikfluoriidi sulami KHF2 elektrolüüs:

Keemilised omadused

F2 on kõigi ainete tugevaim oksüdeerija:

1. 2F2 + 2H2O® 4HF + O2
2. H2 + F2 ® 2HF (plahvatusega)
3. Cl2 + F2® 2ClF

Vesinikfluoriid

Füüsikalised omadused

Värvitu gaas, vees hästi lahustuv, st. = -83,5 °C; t° keema. = 19,5 °C;

Kviitung

CaF2 + H2SO4(konts.) ® CaSO4 + 2HF

Keemilised omadused

1) HF lahus vees - nõrk hape (vesinikfluoriid):

HF « H+ + F-

Vesinikfluoriidhappe soolad - fluoriidid

2) Vesinikfluoriidhape lahustab klaasi:

SiO2 + 4HF ® SiF4+ 2H2O

SiF4 + 2HF ® H2 heksafluorränihape

KLOOR JA SELLE ÜHENDID

Kloor Cl2 – avastas K. Scheele 1774. aastal.

Füüsikalised omadused

Gaas kollakasroheline värvus, mp. = -101 °C, t° keeb. = -34 °C.

Kviitung

Cl-ioonide oksüdeerimine tugevate oksüdeerivate ainete või elektrivooluga:

MnO2 + 4HCl® MnCl2 + Cl2 + 2H2O
2KMnO4 + 16HCl ® 2MnCl2 + 5Cl2 + 2KCl + 8H2O
K2Cr2O7 + 14HCl ® 2CrCl3 + 2KCl + 3Cl2 + 7H2O

NaCl lahuse elektrolüüs (tööstuslik meetod):

2NaCl + 2H2O ® H2 + Cl2 + 2NaOH

Keemilised omadused

Kloor on tugev oksüdeerija.

1) Reaktsioonid metallidega:

2Na + Cl2® 2NaCl
Ni + Cl2® NiCl2
2Fe + 3Cl2® 2FeCl3

2) Reaktsioonid mittemetallidega:

H2 + Cl2 –hn® 2HCl
2P + 3Cl2 ® 2PClЗ

3) Reaktsioon veega:

Cl2 + H2O «HCl + HClO

4) Reaktsioonid leelistega:

Cl2 + 2KOH –5°C® KCl + KClO + H2O
3Cl2 + 6KOH –40°C® 5KCl + KClOЗ + 3H2O
Cl2 + Ca(OH)2 ® CaOCl2(pleegitaja) + H2O

5) Tõrjub broomi ja joodi vesinikhalogeniidhapetest ja nende sooladest.

Cl2 + 2KI® 2KCl + I2
Cl2 + 2HBr® 2HCl + Br2

Klooriühendid
Vesinikkloriid

Füüsikalised omadused

Värvitu terava lõhnaga gaas, mürgine, õhust raskem, vees hästi lahustuv (1:400).
t°pl. = -114°C, t° keeb. = -85 °C.

Kviitung

1) Sünteetiline meetod (tööstuslik):

H2 + Cl2® 2HCl

2) Hüdrosulfaadi meetod (labor):

NaCl (tahke) + H2SO4 (konts.) ® NaHSO4 + HCl

Keemilised omadused

1) HCl lahus vees - vesinikkloriidhape - tugev hape:

HCl « H+ + Cl-

2) Reageerib metallidega pingevahemikus kuni vesinik:

2Al + 6HCl® 2AlCl3 + 3H2

3) metalloksiididega:

MgO + 2HCl ® MgCl2 + H2O

4) aluste ja ammoniaagiga:

HCl + KOH ® KCl + H2O
3HCl + Al(OH)3 ® AlCl3 + 3H2O
HCl + NH3® NH4Cl

5) sooladega:

CaCO3 + 2HCl ® CaCl2 + H2O + CO2
HCl + AgNO3 ® AgCl¯ + HNO3

Mineraalhapetes lahustumatu hõbekloriidi valge sademe teket kasutatakse kvalitatiivse reaktsioonina lahuses sisalduvate kloanioonide tuvastamiseks.
Metallkloriidid on vesinikkloriidhappe soolad, need saadakse metallide interaktsioonil klooriga või vesinikkloriidhappe reaktsioonidel metallide, nende oksiidide ja hüdroksiididega; vahetades teatud sooladega

2Fe + 3Cl2® 2FeCl3
Mg + 2HCl® MgCl2 + H2
CaO + 2HCl ® CaCl2 + H2O
Ba(OH)2 + 2HCl ® BaCl2 + 2H2O
Pb(NO3)2 + 2HCl® PbCl2¯ + 2HNO3

Enamik kloriide lahustuvad vees (välja arvatud hõbe-, plii- ja ühevalentsed elavhõbekloriidid).

Hüpokloorhape HCl+1O
H-O-Cl

Füüsikalised omadused

Esineb ainult lahjendatud vesilahuste kujul.

Kviitung

Cl2 + H2O «HCl + HClO

Keemilised omadused

HClO on nõrk hape ja tugev oksüdeerija:

1) Laguneb, eraldades aatomi hapnikku

HClO – valguses® HCl + O

2) Leelistega annab sooli - hüpokloritid

HClO + KOH ® KClO + H2O

2HI + HClO ® I2¯ + HCl + H2O

Kloorhape HCl+3O2
H–O–Cl=O

Füüsikalised omadused

Esineb ainult vesilahustes.

Kviitung

See moodustub vesinikperoksiidi interaktsioonil klooroksiidiga (IV), mis saadakse Berthollet' soolast ja oksaalhappest H2SO4-s:

2KClO3 + H2C2O4 + H2SO4 ® K2SO4 + 2CO2 + 2СlO2 + 2H2O
2ClO2 + H2O2 ® 2HClO2 + O2

Keemilised omadused

HClO2 on nõrk hape ja tugev oksüdeerija; kloorhappe soolad - kloritid:

HClO2 + KOH ® KClO2 + H2O

2) Ebastabiilne, laguneb ladustamisel

4HClO2 ® HCl + HClO3 + 2ClO2 + H2O

Hüpokloorhape HCl+5O3

Füüsikalised omadused

Stabiilne ainult vesilahustes.

Kviitung

Ba (ClO3)2 + H2SO4® 2HClO3 + BaSO4¯

Keemilised omadused

HClO3 – Tugev hape ja tugev oksüdeeriv aine; perkloorhappe soolad - kloraadid:

6P + 5HClO3 ® 3P2O5 + 5HCl
HClO3 + KOH ® KClO3 + H2O

KClO3 - Berthollet' sool; see saadakse kloori juhtimisel läbi kuumutatud (40 °C) KOH lahuse:

3Cl2 + 6KOH ® 5KCl + KClO3 + 3H2O

Berthollet' soola kasutatakse oksüdeeriva ainena; Kuumutamisel laguneb:

4KClO3 – ilma cat® KCl + 3KClO4
2KClO3 –MnO2 cat® 2KCl + 3O2

Perkloorhape HCl+7O4

Füüsikalised omadused

Värvitu vedelik, keemistemperatuur. = 25°C, temperatuur = -101°C.

Kviitung

KClO4 + H2SO4 ® KHSO4 + HClO4

Keemilised omadused

HClO4 on väga tugev hape ja väga tugev oksüdeerija; perkloorhappe soolad - perkloraadid.

HClO4 + KOH ® KClO4 + H2O

2) Kuumutamisel perkloorhape ja selle soolad lagunevad:

4HClO4 –t°® 4ClO2 + 3O2 + 2H2O
KClO4 –t°® KCl + 2O2

BROOM JA SELLE ÜHENDID

Broom Br2 – avastas J. Balard 1826. aastal.

Füüsikalised omadused

Raskete mürgiste aurudega pruun vedelik; on ebameeldiv lõhn; r = 3,14 g/cm3; t°pl. = -8 °C; t° keema. = 58 °C.

Kviitung

Br-ioonide oksüdeerimine tugevate oksüdeerivate ainetega:

MnO2 + 4HBr® MnBr2 + Br2 + 2H2O
Cl2 + 2KBr® 2KCl + Br2

Keemilised omadused

Vabas olekus on broom tugev oksüdeerija; ja selle vesilahust - "broomivett" (sisaldab 3,58% broomi) kasutatakse tavaliselt nõrga oksüdeeriva ainena.

1) Reageerib metallidega:

2Al + 3Br2 ® 2AlBr3

2) Reageerib mittemetallidega:

H2 + Br2 «2HBr
2P + 5Br2 ® 2PBr5

3) Reageerib vee ja leelistega:

Br2 + H2O «HBr + HBrO
Br2 + 2KOH ® KBr + KBrO + H2O

4) Reageerib tugevate redutseerivate ainetega:

Br2 + 2HI® I2 + 2HBr
Br2 + H2S® S + 2HBr

Vesinikbromiid HBr

Füüsikalised omadused

Värvitu gaas, vees hästi lahustuv; t° keema. = -67 °C; t°pl. = -87 °C.

Kviitung

2NaBr + H3PO4 –t°® Na2HPO4 + 2HBr

PBr3 + 3H2O ® H3PO3 + 3HBr

Keemilised omadused

Vesinikbromiidi vesilahus on vesinikbromiidhape, mis on isegi tugevam kui vesinikkloriidhape. See läbib samad reaktsioonid nagu HCl:

1) Dissotsiatsioon:

HBr « H+ + Br -

2) Metallidega pingereas kuni vesinikuni:

Mg + 2HBr® MgBr2 + H2

3) metalloksiididega:

CaO + 2HBr ® CaBr2 + H2O

4) aluste ja ammoniaagiga:

NaOH + HBr ® NaBr + H2O
Fe(OH)3 + 3HBr ® FeBr3 + 3H2O
NH3 + HBr® NH4Br

5) sooladega:

MgCO3 + 2HBr ® MgBr2 + H2O + CO2
AgNO3 + HBr ® AgBr¯ + HNO3

Vesinikbromiidhappe sooli nimetatakse bromiidideks. Viimane reaktsioon - hõbebromiidi kollase, happes lahustumatu sademe moodustumine - aitab tuvastada Br-aniooni lahuses.

6) HBr on tugev redutseerija:

2HBr + H2SO4 (konts.) ® Br2 + SO2 + 2H2O
2HBr + Cl2® 2HCl + Br2

Broomi hapnikhapetest on tuntud nõrk broomitud hape HBr+1O ja tugev broomitud hape HBr+5O3.
JOOD JA SELLE ÜHENDID

Jood I2 – avastas B. Courtois 1811. aastal.

Füüsikalised omadused

Tumelilla värvi kristalne aine metallilise läikega.
r = 4,9 g/cm3; t°pl = 114°C; keemistemperatuur = 185°C. Väga hästi lahustuv orgaanilistes lahustites (alkohol, CCl4).

Kviitung

I-ioonide oksüdeerimine tugevate oksüdeerivate ainetega:

Cl2 + 2KI® 2KCl + I2
2KI + MnO2 + 2H2SO4 ® I2 + K2SO4 + MnSO4 + 2H2O

Keemilised omadused

1) metallidega:

2Al + 3I2 ® 2AlI3

2) vesinikuga:

3) tugevate redutseerivate ainetega:

I2 + SO2 + 2H2O ® H2SO4 + 2HI
I2 + H2S® S + 2HI

4) leelistega:

3I2 + 6NaOH ® 5NaI + NaIO3 + 3H2O

Vesinikjodiid

Füüsikalised omadused

Värvitu terava lõhnaga gaas, vees hästi lahustuv, keemistemperatuur. = -35 °C; t°pl. = -51 °C.

Kviitung

I2 + H2S® S + 2HI

2P + 3I2 + 6H2O® 2H3PO3 + 6HI

Keemilised omadused

1) HI lahus vees - tugev vesinikjodiidhape:

HI « H+ + I-
2HI + Ba(OH)2® BaI2 + 2H2O

Vesinikjodiidhappe soolad - jodiidid (teiste HI reaktsioonide kohta vaadake HCl ja HBr omadusi)

2) HI on väga tugev redutseerija:

2HI + Cl2® 2HCl + I2
8HI + H2SO4 (konts.) ® 4I2 + H2S + 4H2O
5HI + 6KMnO4 + 9H2SO4® 5HIO3 + 6MnSO4 + 3K2SO4 + 9H2O

3) I-anioonide identifitseerimine lahuses:

NaI + AgNO3 ® AgI¯ + NaNO3
HI + AgNO3 ® AgI¯ + HNO3

Moodustub tumekollane hõbejodiidi sade, mis ei lahustu hapetes.

Joodi hapnikhapped

Vesinikhape HI+5O3

Värvitu kristalne aine, sulamistemperatuur = 110°C, vees hästi lahustuv.

Saate:

3I2 + 10HNO3 ® 6HIO3 + 10NO + 2H2O

HIO3 on tugev hape (soolad - jodaadid) ja tugev oksüdeerija.

Joodhape H5I+7O6

Kristalne hügroskoopne aine, vees hästi lahustuv, sulamistemperatuur = 130°C.
Nõrk hape (soolad - perjodaadid); tugev oksüdeerija.