SOUS-GROUPE VIIA. HALOGÈNES
FLUOR, CHLORE, BROME, IODE, ASSTATE
Les halogènes, et en particulier le fluor, le chlore et le brome, revêtent une grande importance pour la pratique industrielle et de laboratoire, tant à l'état libre que sous la forme de divers composés organiques et inorganiques. Le fluor est un gaz jaune pâle très réactif qui provoque une irritation des voies respiratoires et la corrosion des matériaux. Le chlore est également un gaz caustique et chimiquement agressif de couleur jaune verdâtre foncé et moins réactif que le fluor. Il est largement utilisé à faibles concentrations pour désinfecter l'eau (chloration), et à fortes concentrations, il est toxique et provoque de graves irritations des voies respiratoires (le chlore gazeux a été utilisé comme arme chimique pendant la Première Guerre mondiale). Le brome est un liquide lourd rouge-brun dans des conditions normales, mais s'évapore facilement en un gaz corrosif. L'iode est un solide violet foncé qui se sublime facilement. L'astate est un élément radioactif, le seul halogène qui ne possède pas d'isotope stable.
Dans la famille de ces éléments, par rapport aux autres sous-groupes A, les propriétés non métalliques sont les plus prononcées. Même l'iode lourd est un non-métal typique. Le premier membre de la famille, le fluor, présente des propriétés « supermétalliques ». Tous les halogènes sont des accepteurs d'électrons et ont une forte tendance à compléter un octet d'électrons en acceptant un électron. La réactivité des halogènes diminue avec l'augmentation du numéro atomique et, en général, les propriétés des halogènes varient en fonction de leur position dans le tableau périodique. Dans le tableau La figure 8a montre quelques propriétés physiques qui permettent de comprendre les différences et les schémas de changement de propriétés dans la série des halogènes. Le fluor présente des propriétés inhabituelles à bien des égards. Par exemple, il a été établi que l'affinité électronique du fluor n'est pas aussi élevée que celle du chlore, et cette propriété devrait indiquer la capacité à accepter un électron, c'est-à-dire pour l'activité chimique. Le fluor, en raison du très petit rayon et de la proximité de la couche de valence avec le noyau, devrait avoir l'affinité électronique la plus élevée. Cet écart s'explique au moins en partie par l'énergie de liaison FF inhabituellement faible par rapport à celle de ClCl (voir l'enthalpie de dissociation dans le tableau 8a). Pour le fluor, elle est de 159 kJ/mol et pour le chlore de 243 kJ/mol. En raison du petit rayon covalent du fluor, la proximité de paires d'électrons libres dans la structure : F : F : détermine la facilité de rupture de cette liaison. En effet, le fluor est chimiquement plus actif que le chlore en raison de la facilité de formation du fluor atomique. La valeur de l'énergie d'hydratation (voir tableau 8a) indique la grande réactivité de l'ion fluorure : l'ion F est hydraté avec un effet énergétique plus important que les autres halogènes. Le petit rayon et la densité de charge correspondante plus élevée expliquent l’énergie d’hydratation plus élevée. Bon nombre des propriétés inhabituelles des ions fluor et fluorure deviennent évidentes lorsque la taille et la charge de l’ion sont prises en compte.
Reçu. La grande importance industrielle des halogènes impose certaines exigences aux méthodes de production. Compte tenu de la variété et de la complexité des méthodes de production, la consommation et le coût de l'électricité, des matières premières et des besoins en sous-produits sont importants.
Fluor. En raison de l'agressivité chimique des ions fluorure et chlorure, ces éléments sont obtenus par électrolyse. Le fluor est obtenu à partir de la fluorite : CaF2, lorsqu'il est traité avec de l'acide sulfurique, forme HF (acide fluorhydrique) ; Le KHF2 est synthétisé à partir de HF et de KF, qui sont soumis à une oxydation électrolytique dans un électrolyseur avec des espaces anodiques et cathodiques séparés, avec une cathode en acier et une anode en carbone ; le fluor F2 est libéré à l'anode et l'hydrogène est un sous-produit à la cathode, qui doit être isolé du fluor pour éviter une explosion. Pour synthétiser des composés aussi importants que les polyfluorocarbones, les composés organiques sont fluorés dans l'électrolyseur avec le fluor libéré, de sorte qu'il n'est pas nécessaire d'isoler et d'accumuler le fluor dans des récipients séparés.
Chlore produit principalement à partir de saumure NaCl dans des électrolyseurs avec un espace anodique séparé pour empêcher la réaction du chlore avec d'autres produits d'électrolyse : NaOH et H2 ; Ainsi, l'électrolyse produit trois produits industriels importants : le chlore, l'hydrogène et les alcalis. Pour mener à bien ce processus, diverses modifications d'électrolyseurs sont utilisées. Le chlore est également obtenu comme sous-produit lors de la production électrolytique de magnésium à partir de MgCl2. La majeure partie du chlore est utilisée pour synthétiser le HCl par réaction avec le gaz naturel, et le HCl est consommé pour produire du MgCl2 à partir de MgO. Le chlore se forme également dans la métallurgie du sodium à partir de NaCl, mais la méthode d'électrolyse à partir de saumure est moins chère. Les laboratoires des pays industrialisés produisent plusieurs milliers de tonnes de chlore en utilisant la réaction 4HCl + MnO2 = MnCl2 + 2H2O + Cl2.
Brome obtenu à partir de puits de saumure qui contiennent plus d’ions bromure que l’eau de mer, la deuxième source de brome en importance. L'ion bromure est plus facilement converti en brome que les ions fluorure et chlorure dans des réactions similaires. Par conséquent, pour obtenir du brome, en particulier, le chlore est utilisé comme agent oxydant, car l'activité des halogènes d'un groupe diminue de haut en bas et chaque halogène précédemment debout déplace le suivant. Dans la production de brome, les saumures ou l'eau de mer sont pré-acidifiées avec de l'acide sulfurique puis traitées au chlore selon la réaction
2Br+Cl2 -> Br2 + 2Cl
Le brome est séparé de la solution par évaporation ou purge, suivi de son absorption par divers réactifs, en fonction de l'application ultérieure. Par exemple, lors de la réaction avec une solution chauffée de carbonate de sodium, du NaBr et du NaBrO3 cristallins sont obtenus ; Lorsque le mélange de cristaux est acidifié, le brome est régénéré, fournissant ainsi une méthode indirecte mais pratique d’accumulation (stockage) de ce liquide toxique, corrosif et nauséabond. Le brome peut également être absorbé par une solution de SO2, qui produit du HBr. Le brome peut être facilement isolé de cette solution en faisant passer du chlore (par exemple, pour faire réagir le brome avec l'éthylène C2H4 pour produire du dibromoéthylène C2H4Br2, qui est utilisé comme agent antidétonant pour l'essence). La production mondiale de brome dépasse 300 000 tonnes/an.
Iode obtenu à partir de cendres d'algues, en les traitant avec un mélange de MnO2 + H2SO4, et purifié par sublimation. L'iodure se trouve en quantités importantes dans les eaux de forage souterraines. L'iode est obtenu par oxydation de l'ion iodure (par exemple, l'ion nitrite NO2 ou le chlore). L'iode peut également être précipité sous forme d'AgI, à partir duquel l'argent est régénéré en réagissant avec le fer pour former FeI2. L'iode est remplacé de FeI2 par du chlore. Le salpêtre chilien, qui contient un mélange de NaIO3, est traité pour produire de l'iode. L'ion iodure est un composant important de l'alimentation humaine, car il est nécessaire à la formation de la thyroxine, une hormone iodée, qui contrôle la croissance et d'autres fonctions corporelles.
Réactivité et composés. Tous les halogènes réagissent directement avec les métaux pour former des sels dont le caractère ionique dépend à la fois de l'halogène et du métal. Ainsi, les fluorures métalliques, notamment les métaux des sous-groupes IA et IIA, sont des composés ioniques. Le degré d'ionicité de la liaison diminue avec l'augmentation de la masse atomique de l'halogène et la diminution de la réactivité du métal. Les halogénures à liaison ionique cristallisent dans des réseaux cristallins tridimensionnels. Par exemple, NaCl (sel de table) a un réseau cubique. Avec l'augmentation de la covalence des liaisons, la proportion de structures en couches augmente (comme dans CdCl2, CuCl2, CuBr2, PbCl2, PdCl2, FeCl2, etc.). A l'état gazeux, les halogénures covalents forment souvent des dimères, par exemple Al2Cl6 (dimère AlCl3). Avec les non-métaux, les halogènes forment des composés avec des liaisons presque purement covalentes, par exemple les halogénures de carbone, de phosphore et de soufre (CCl4, etc.). Les non-métaux et les métaux présentent des états d'oxydation maximaux dans les réactions avec le fluor, par exemple SF6, PF5, CuF3, CoF3. Les tentatives visant à obtenir des iodures de composition similaire échouent en raison du grand rayon atomique de l'iode (facteur stérique) et de la forte tendance des éléments dans des états d'oxydation élevés à oxyder I en I2. En plus de la synthèse directe, les halogénures peuvent être obtenus par d'autres méthodes. Les oxydes métalliques en présence de carbone réagissent avec les halogènes pour former des halogénures (par exemple, Cr2O3 se transforme en CrCl3). Il n'est pas possible d'obtenir du CrCl3 à partir de CrCl3×6H2O par déshydratation, mais uniquement du chlorure basique (ou hydroxochlorure). Les halogénures sont également obtenus en traitant des oxydes avec des vapeurs HX, par exemple :

Un bon agent de chloration est le CCl4, par exemple pour convertir BeO en BeCl2. SbF3 est souvent utilisé pour la fluoration des chlorures (voir SO2ClF ci-dessus).
Polyhalogénures. Les halogènes réagissent avec de nombreux halogénures métalliques pour former des composés polyhalogénures contenant de grandes espèces anioniques Xn1. Par exemple:

La première réaction constitue une méthode pratique pour préparer une solution hautement concentrée de I2 en ajoutant de l'iode à une solution concentrée de KI. Les polyiodures conservent les propriétés de I2. Il est également possible d'obtenir des polyhalogénures mixtes : RbI + Br2 -> RbIBr2 RbICl2 + Cl2 -> RbICl4
Solubilité. Les halogènes ont une certaine solubilité dans l'eau, mais, comme on pouvait s'y attendre, en raison de la nature covalente de la liaison XX et de la petite charge, leur solubilité est faible. Le fluor est si actif qu'il extrait une paire d'électrons de l'oxygène présent dans l'eau, libérant de l'O2 libre et formant OF2 et HF. Le chlore est moins actif, mais réagit avec l'eau pour produire du HOCl et du HCl. Des hydrates de chlore (par exemple Cl2*8H2O) peuvent être libérés de la solution lors du refroidissement.
L'iode présente des propriétés inhabituelles lorsqu'il est dissous dans divers solvants. Lorsque de petites quantités d'iode sont dissoutes dans l'eau, les alcools, les cétones et d'autres solvants contenant de l'oxygène, une solution brune se forme (une solution à 1 % d'I2 dans l'alcool est un antiseptique médical courant). Une solution d'iode dans CCl4 ou d'autres solvants sans oxygène a une couleur violette. On peut supposer que dans un tel solvant, les molécules d'iode se comportent de manière similaire à leur état en phase gazeuse, qui a la même couleur. Dans les solvants contenant de l'oxygène, la paire électronique d'oxygène est retirée vers les orbitales de valence de l'iode.
Oxydes. Les halogènes forment des oxydes. Aucun modèle ou périodicité systématique n'est observé dans les propriétés de ces oxydes. Les similitudes et les différences, ainsi que les principales méthodes de production d'oxydes d'halogène, sont répertoriées dans le tableau. 8b.
Oxoacides d'halogènes. Lorsque des oxoacides se forment, la nature systématique des halogènes devient plus clairement évidente. Les halogènes forment des acides halogénés HOX, des acides halogénés HOXO, des acides halogénés HOXO2 et des acides halogénés HOXO3, où X est un halogène. Mais seul le chlore forme des acides de toutes les compositions indiquées, et le fluor ne forme pas du tout d'oxoacides et le brome ne forme pas de HBrO4. Les compositions d'acides et les principales méthodes de préparation sont répertoriées dans le tableau. 8ème siècle

Tous les acides halogènes sont instables, mais HOClO3 pur est le plus stable (en l'absence de tout agent réducteur). Tous les oxoacides sont des agents oxydants puissants, mais le taux d'oxydation ne dépend pas nécessairement de l'état d'oxydation de l'halogène. Ainsi, HOCl (ClI) est un agent oxydant rapide et efficace, mais HOClO3 (ClVII) dilué ne l’est pas. En général, plus l’état d’oxydation de l’halogène dans un oxoacide est élevé, plus l’acide est fort, donc HClO4 (ClVII) est l’oxoacide connu le plus puissant en solution aqueuse. L'ion ClO4, formé lors de la dissociation d'un acide dans l'eau, est le plus faible des ions négatifs en tant que donneur de paires d'électrons. Les hypochlorites de Na et de Ca sont utilisés industriellement dans le blanchiment et le traitement de l'eau. Les composés interhalogènes sont des connexions de différents halogènes entre eux. Un halogène avec un grand rayon a toujours un état d'oxydation positif dans un tel composé (sous réserve d'oxydation), et avec un rayon plus petit, il est plus négatif (sous réserve de réduction). Ce fait découle de la tendance générale des changements d'activité dans la série halogène. Dans le tableau La figure 8d montre les compositions de composés interhalogènes connus (A est un halogène avec un état d'oxydation plus positif).
Les composés interhalogènes sont formés par synthèse directe à partir d'éléments. L'état d'oxydation 7, inhabituel pour l'iode, est réalisé dans le composé IF7, et les autres halogènes ne peuvent pas coordonner 7 atomes de fluor. Les substances liquides BrF3 et ClF3, chimiquement similaires au fluor, mais plus pratiques pour la fluoration, sont d'une importance pratique. Dans ce cas, BrF3 est plus efficace. Étant donné que les trifluorures sont des agents oxydants puissants et qu’ils se trouvent à l’état liquide, ils sont utilisés comme agents oxydants pour le carburant des fusées.
Composés hydrogènes. Les halogènes réagissent avec l'hydrogène, formant du HX, et avec le fluor et le chlore, la réaction se déroule de manière explosive avec une légère activation. L'interaction avec Br2 et I2 se produit plus lentement. Pour qu’une réaction avec l’hydrogène se produise, il suffit d’activer une petite fraction des réactifs à l’aide de la lumière ou de la chaleur. Les particules activées interagissent avec les particules non activées, formant du HX et de nouvelles particules activées, qui poursuivent le processus, et la réaction de deux particules activées dans la réaction principale se termine par la formation d'un produit. Par exemple, la formation de HCl à partir de H2 et Cl2 :

Des méthodes plus pratiques pour produire des halogénures d'hydrogène que la synthèse directe sont fournies, par exemple, par les réactions suivantes :

A l'état gazeux, les HX sont des composés covalents, mais en solution aqueuse ils (à l'exception du HF) deviennent des acides forts. Cela s’explique par le fait que les molécules d’eau éloignent efficacement l’hydrogène de l’halogène. Tous les acides sont hautement solubles dans l’eau en raison de l’hydratation : HX + H2O -> H3O+ + X
Le HF est plus sujet à la formation de complexes que les autres halogénures d’hydrogène. Les charges sur H et F sont si grandes, et ces atomes sont si petits, que la formation d'associés HX tels que des polymères de composition (HF)x, où x = 3. Dans une telle solution, la dissociation sous l'influence d'un La molécule d'eau ne représente pas plus de quelques pour cent du nombre total d'ions hydrogène. Contrairement aux autres halogénures d'hydrogène, le fluorure d'hydrogène réagit activement avec le SiO2 et les silicates, libérant du SiF4 gazeux. Par conséquent, une solution aqueuse de HF (acide fluorique) est utilisée dans la gravure du verre et stockée non pas dans du verre, mais dans des récipients en paraffine ou en polyéthylène. Le HF pur bout juste en dessous de la température ambiante (19,52°C), il est donc stocké sous forme liquide dans des cylindres en acier. Une solution aqueuse de HCl est appelée acide chlorhydrique. Une solution saturée contenant 36 % en poids de HCl est largement utilisée dans l'industrie chimique et les laboratoires (voir aussi HYDROGÈNE).
Astatine Cet élément chimique de la famille des halogènes porte le symbole At et le numéro atomique 85 et n'existe qu'à l'état de traces dans certains minéraux. En 1869, D.I. Mendeleïev avait prédit son existence et la possibilité d'une découverte dans le futur. L'astatine a été découverte par D. Corson, K. Mackenzie et E. Segre en 1940. Plus de 20 isotopes sont connus, dont les plus durables sont le 210At et le 211At. Selon certaines données, lorsque le 20983Bi est bombardé avec des noyaux d'hélium, l'isotope astatine-211 se forme ; Il a été rapporté que l'astatine est soluble dans les solvants covalents, peut former de l'At comme les autres halogènes et est susceptible de produire l'ion AtO4. (Ces données ont été obtenues en utilisant des solutions avec une concentration de 1010 mol/l.)

Propriétés chimiques des halogènes

Le fluor ne peut être qu'un agent oxydant, ce qui s'explique facilement par sa position dans le tableau périodique des éléments chimiques de D.I. Mendeleev. C'est un agent oxydant puissant, oxydant même certains gaz rares :

2F 2 +Xe=XeF 4

La forte activité chimique du fluor doit être expliquée

Mais la destruction d'une molécule de fluor nécessite beaucoup moins d'énergie que celle libérée lors de la formation de nouvelles liaisons.

Ainsi, en raison du petit rayon de l’atome de fluor, les paires d’électrons isolés de la molécule de fluor entrent en collision et s’affaiblissent.

Les halogènes interagissent avec presque toutes les substances simples.

1. La réaction avec les métaux se produit la plus vigoureusement. Lorsqu'il est chauffé, le fluor réagit avec tous les métaux (y compris l'or et le platine) ; à froid, il réagit avec les métaux alcalins, le plomb, le fer. Avec le cuivre et le nickel, la réaction ne se produit pas à froid, car une couche protectrice de fluorure se forme à la surface du métal, protégeant le métal d'une oxydation ultérieure.

Le chlore réagit vigoureusement avec les métaux alcalins et avec le cuivre, le fer et l'étain, la réaction se produit lorsqu'il est chauffé. Le brome et l'iode se comportent de la même manière.

L'interaction des halogènes avec les métaux est un processus exothermique et peut être exprimé par l'équation :

2M+nHaI2 =2MHaIDH<0

Les halogénures métalliques sont des sels typiques.

Les halogènes présents dans cette réaction présentent de fortes propriétés oxydantes. Dans ce cas, les atomes métalliques cèdent des électrons, et les atomes d'halogène acceptent, par exemple :

2. Dans des conditions normales, le fluor réagit avec l'hydrogène dans l'obscurité avec une explosion. L'interaction du chlore avec l'hydrogène se produit en plein soleil.

Le brome et l'hydrogène n'interagissent que lorsqu'ils sont chauffés, et l'iode réagit avec l'hydrogène sous forte chaleur (jusqu'à 350°C), mais ce processus est réversible.

H 2 + Cl 2 = 2 HCl H 2 + Br 2 = 2 HBr

Н 2 +I 2 « 350° 2HI

L'halogène est un agent oxydant dans cette réaction.

Des recherches ont montré que la réaction entre l’hydrogène et le chlore à la lumière suit le mécanisme suivant.

La molécule Cl 2 absorbe un quantum de lumière hv et se décompose en radicaux Cl inorganiques. . Cela sert de début de réaction (excitation initiale de la réaction). Puis ça continue tout seul. Radical chlore Cl. réagit avec une molécule d'hydrogène. Dans ce cas, un radical hydrogène H et HCl se forment. À son tour, le radical hydrogène H. réagit avec la molécule Cl 2, formant HCl et Cl. etc.

Cl 2 +hv=Сl. +Cl.

Cl. +H 2 =HCl+H.

N. + Cl 2 = HCl + C1.

L’excitation initiale a provoqué une chaîne de réactions successives. De telles réactions sont appelées réactions en chaîne. Le résultat est du chlorure d’hydrogène.

3. Les halogènes n'interagissent pas directement avec l'oxygène et l'azote.

4. Les halogènes réagissent bien avec d'autres non-métaux, par exemple :

2P+3Cl 2 =2PCl 3 2P+5Cl 2 =2PCl 5 Si+2F 2 =SiF 4

Les halogènes (sauf le fluor) ne réagissent pas avec les gaz inertes. L'activité chimique du brome et de l'iode envers les non-métaux est moins prononcée que celle du fluor et du chlore.

Dans toutes les réactions ci-dessus, les halogènes présentent des propriétés oxydantes.

Interaction des halogènes avec des substances complexes. 5. Avec de l'eau.

Le fluor réagit de manière explosive avec l'eau pour former de l'oxygène atomique :

H 2 O+F 2 =2HF+O

Les halogènes restants réagissent avec l'eau selon le schéma suivant :

Gal 0 2 +H 2 O «NGal -1 +NGal +1 O

Cette réaction est une réaction de dismutation où l'halogène est à la fois un agent réducteur et un agent oxydant, par exemple :

Cl 2 +H 2 O«HCl+HClO

Cl 2 +H 2 O«H + +Cl - +HClO

Cl°+1e - ®Сl - Cl°-1e - ®Сl +

où HCl est l'acide chlorhydrique fort ; HClO - acide hypochloreux faible

6. Les halogènes sont capables d'éliminer l'hydrogène d'autres substances, térébenthine + C1 2 = HC1 + carbone

Le chlore remplace l'hydrogène dans les hydrocarbures saturés : CH 4 + Cl 2 = CH 3 Cl + HCl

et rejoint les composés insaturés :

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

7. La réactivité des halogènes diminue dans la série F-Cl - Br - I. Par conséquent, l'élément précédent déplace le suivant des acides de type NG (G - halogène) et leurs sels. Dans ce cas, l'activité diminue : F 2 >Cl 2 >Br 2 >I 2

Application

Le chlore est utilisé pour désinfecter l’eau potable, blanchir les tissus et la pâte à papier. De grandes quantités sont consommées pour produire de l'acide chlorhydrique, de l'eau de Javel, etc. Le fluor a trouvé de nombreuses applications dans la synthèse de matériaux polymères - les fluoroplastiques, qui ont une résistance chimique élevée, ainsi que comme oxydant pour le carburant des fusées. Certains composés fluorés sont utilisés en médecine. Le brome et l'iode sont des agents oxydants puissants et sont utilisés dans diverses synthèses et analyses de substances.

De grandes quantités de brome et d’iode sont utilisées pour fabriquer des médicaments.

Halogénures d'hydrogène

Les composés d'halogènes avec l'hydrogène HX, où X est n'importe quel halogène, sont appelés halogénures d'hydrogène. En raison de la forte électronégativité des halogènes, la paire d'électrons de liaison est décalée vers eux, les molécules de ces composés sont donc polaires.

Les halogénures d'hydrogène sont des gaz incolores avec une odeur âcre et facilement solubles dans l'eau. A 0°C, dissoudre 500 volumes de HC1, 600 volumes de HBr et 450 volumes de HI dans 1 volume d'eau. Le fluorure d'hydrogène se mélange à l'eau dans n'importe quelle proportion. La haute solubilité de ces composés dans l'eau permet d'obtenir des concentrés

Tableau 16. Degrés de dissociation des acides halohydriques

solutions de bain. Lorsqu'ils sont dissous dans l'eau, les halogénures d'hydrogène se dissocient comme des acides. Le HF fait partie des composés faiblement dissociés, ce qui s'explique par la force de liaison particulière de la coulée. Les solutions restantes d'halogénures d'hydrogène sont classées comme acides forts.

HF - acide fluorhydrique HC1 - acide chlorhydrique (chlorhydrique) HBr - acide bromhydrique HI - acide iodhydrique

La force des acides de la série HF - HCl - HBr - HI augmente, ce qui s'explique par une diminution de l'énergie de liaison dans le même sens et une augmentation de la distance internucléaire. HI est l'acide le plus fort de la série des acides halohydriques (voir tableau 16).

La polarisabilité augmente du fait que l'eau polarise

La connexion la plus grande est celle dont la longueur est la plus grande. I Les sels d'acides halohydriques portent respectivement les noms suivants : fluorures, chlorures, bromures, iodures.

Propriétés chimiques des acides halohydriques

Sous leur forme sèche, les halogénures d’hydrogène n’ont aucun effet sur la plupart des métaux.

1. Les solutions aqueuses d'halogénures d'hydrogène ont les propriétés des acides sans oxygène. Interagir vigoureusement avec de nombreux métaux, leurs oxydes et hydroxydes ; ils n'affectent pas les métaux qui se trouvent dans la série de tensions électrochimiques des métaux après l'hydrogène. Interagissez avec certains sels et gaz.

L'acide fluorhydrique détruit le verre et les silicates :

SiO 2 +4HF=SiF 4 +2H 2 O

Il ne peut donc pas être conservé dans des récipients en verre.

2. Dans les réactions redox, les acides halohydriques se comportent comme des agents réducteurs et l'activité réductrice dans la série Cl - , Br - , I - augmente.

Reçu

Le fluorure d'hydrogène est produit par l'action de l'acide sulfurique concentré sur le spath fluor :

CaF 2 +H 2 SO 4 =CaSO 4 +2HF

Le chlorure d'hydrogène est produit par réaction directe de l'hydrogène avec le chlore :

H 2 + Cl 2 = 2HCl

Il s'agit d'une méthode de production synthétique.

La méthode au sulfate est basée sur une réaction concentrée

acide sulfurique avec NaCl.

Avec un léger chauffage, la réaction se déroule avec formation de HCl et NaHSO 4.

NaCl+H 2 SO 4 =NaHSO 4 +HCl

À une température plus élevée, la deuxième étape de la réaction se produit :

NaCl+NaHSO 4 =Na 2 SO 4 +HCl

Mais il est impossible d’obtenir HBr et HI de la même manière, car leurs composés avec des métaux lorsqu'ils interagissent avec des concentrés

sont oxydés par l'acide sulfurique, car I - et Br - sont de puissants agents réducteurs.

2NaBr -1 +2H 2 S +6 O 4(k) =Br 0 2 +S +4 O 2 +Na 2 SO 4 +2H 2 O

Le bromure d'hydrogène et l'iodure d'hydrogène sont obtenus par hydrolyse de PBr 3 et PI 3 : PBr 3 +3H 2 O=3HBr+H 3 PO 3 PI 3 +3H 2 O=3HI+H 3 PO 3

Halogènes

Les halogénures métalliques sont des sels typiques. Ils sont caractérisés par un type de liaison ionique, dans lequel les ions métalliques ont une charge positive et les ions halogènes ont une charge négative. Ils ont un réseau cristallin.

Le pouvoir réducteur des halogénures augmente dans l'ordre Cl - , Br - , I - (voir §2.2).

La solubilité des sels peu solubles diminue dans la série AgCl - AgBr - AgI ; en revanche, le sel AgF est hautement soluble dans l’eau. La plupart des sels d'acides halohydriques sont hautement solubles dans l'eau.

Ici, le lecteur trouvera des informations sur les halogènes, éléments chimiques du tableau périodique de D.I. Mendeleïev. Le contenu de l'article vous permettra de vous familiariser avec leurs propriétés chimiques et physiques, leur présence dans la nature, leurs modes d'utilisation, etc.

informations générales

Les halogènes sont tous des éléments du tableau chimique de D.I. Mendeleev, situé dans le dix-septième groupe. Selon une méthode de classification plus stricte, ce sont tous des éléments du septième groupe, le sous-groupe principal.

Les halogènes sont des éléments qui peuvent réagir avec presque toutes les substances de type simple, à l'exception d'une certaine quantité de non-métaux. Tous sont des oxydants énergétiques. Par conséquent, dans des conditions naturelles, ils sont généralement mélangés à d'autres substances. L'indicateur de l'activité chimique des halogènes diminue avec l'augmentation de leur numérotation de série.

Les éléments suivants sont considérés comme des halogènes : le fluor, le chlore, le brome, l'iode, l'astatine et la tennésine créée artificiellement.

Comme mentionné précédemment, tous les halogènes sont des agents oxydants aux propriétés prononcées et ce sont tous des non-métaux. L'extérieur a sept électrons. L'interaction avec les métaux conduit à la formation de liaisons ioniques et de sels. Presque tous les halogènes, à l'exception du fluor, peuvent agir comme agent réducteur, atteignant le degré d'oxydation le plus élevé de +7, mais cela nécessite qu'ils interagissent avec des éléments ayant un degré élevé d'électronégativité.

Caractéristiques de l'étymologie

En 1841, le chimiste suédois J. Berzelius proposa d'introduire le terme halogènes, en se référant à eux F, Br, I, connus à l'époque. Cependant, avant l'introduction de ce terme par rapport à l'ensemble du groupe de ces éléments, en 1811, le scientifique allemand I. Schweigger a utilisé le même mot pour désigner le chlore ; le terme lui-même a été traduit du grec par « sel ».

Structure atomique et états d'oxydation

La configuration électronique de la coque atomique externe des halogènes est la suivante : astatine - 6s 2 6p 5, iode - 5s 2 5p 5, brome 4s 2 4p 5, chlore - 3s 2 3p 5, fluor 2s 2 2p 5.

Les halogènes sont des éléments qui possèdent sept électrons dans leur coque externe, ce qui leur permet d’acquérir « facilement » un électron qui n’est pas suffisant pour compléter la coque. Généralement, le nombre d'oxydation apparaît comme -1. Cl, Br, I et At réagissent avec des éléments d'un degré supérieur et commencent à présenter un état d'oxydation positif : +1, +3, +5, +7. Le fluor a un état d'oxydation constant de -1.

Diffusion

En raison de leur grande réactivité, les halogènes se trouvent généralement sous forme de composés. Le niveau de distribution dans la croûte terrestre diminue en fonction de l'augmentation du rayon atomique de F à I. L'astatine dans la croûte terrestre est mesurée en grammes et la tennessine est créée artificiellement.

Les halogènes sont naturellement présents dans les composés halogénures, et l'iode peut également prendre la forme d'iodate de potassium ou de sodium. En raison de leur solubilité dans l’eau, ils sont présents dans les eaux océaniques et les saumures d’origine naturelle. F est un membre peu soluble des halogènes et se trouve le plus souvent dans les roches sédimentaires, et sa principale source est le fluorure de calcium.

Caractéristiques de qualité physique

Les halogènes peuvent différer considérablement les uns des autres et ils ont les propriétés physiques suivantes :

1. Le fluor (F2) est un gaz jaune clair, dégage une odeur âcre et irritante et n'est pas compressible dans des conditions de température normales. Le point de fusion est de -220 °C et le point d'ébullition est de -188 °C.
2. Le chlore (Cl 2) est un gaz qui ne se comprime pas aux températures ordinaires, même sous pression, qui a une odeur suffocante et piquante et une couleur vert-jaune. Il commence à fondre à -101 °C et bout à -34 °C.
3. Le brome (Br 2) est un liquide volatil et lourd de couleur brun brunâtre et d'odeur âcre et fétide. Il fond à -7 °C et bout à 58 °C.
4. Iode (I 2) - cette substance solide a une couleur gris foncé et se caractérise par un éclat métallique et une odeur plutôt piquante. Le processus de fusion commence lorsqu'il atteint 113,5 °C et bout à 184,885 °C.
5. Un halogène rare est l’astatine (At 2), qui est un solide de couleur noir-bleu avec un éclat métallique. Le point de fusion correspond à 244 °C et l'ébullition commence après avoir atteint 309 °C.

Nature chimique des halogènes

Les halogènes sont des éléments à très forte activité oxydante, qui diminue dans le sens de F vers At. Le fluor, étant le représentant le plus actif des halogènes, peut réagir avec tous les types de métaux, sans exclure ceux connus. La plupart des représentants des métaux, lorsqu'ils sont exposés à une atmosphère de fluor, subissent une combustion spontanée, libérant d'énormes quantités de chaleur.

Sans exposer le fluor à la chaleur, il peut réagir avec un grand nombre de non-métaux, tels que H2, C, P, S, Si. Le type de réactions dans ce cas est exothermique et peut s'accompagner d'une explosion. Lorsqu'il est chauffé, F force les halogènes restants à s'oxyder et lorsqu'il est exposé à une irradiation, cet élément est capable de réagir complètement avec des gaz lourds de nature inerte.

Lorsqu'il interagit avec des substances complexes, le fluor provoque des réactions à haute énergie, par exemple en oxydant l'eau, il peut provoquer une explosion.

Le chlore peut également être réactif, notamment à l’état libre. Son niveau d'activité est inférieur à celui du fluor, mais il est capable de réagir avec presque toutes les substances simples, mais l'azote, l'oxygène et les gaz rares ne réagissent pas avec lui. En interaction avec l'hydrogène, lorsqu'il est chauffé ou sous un bon éclairage, le chlore crée une réaction violente accompagnée d'une explosion.

En plus des réactions d'addition et de substitution, Cl peut réagir avec un grand nombre de substances complexes. Il est capable de déplacer Br et I suite à l'échauffement des composés qu'ils créent avec le métal ou l'hydrogène, et peut également réagir avec des substances alcalines.

Le brome est moins actif chimiquement que le chlore ou le fluor, mais il se manifeste néanmoins très clairement. Cela est dû au fait que le brome Br est le plus souvent utilisé sous forme liquide, car dans cet état, le degré de concentration initial, dans d'autres conditions identiques, est supérieur à celui du Cl. Largement utilisé en chimie, notamment organique. Peut se dissoudre dans H 2 O et réagir partiellement avec lui.

L'élément halogène, l'iode, forme une substance simple I 2 et est capable de réagir avec H 2 O, se dissolvant dans les iodures de solutions, formant ainsi des anions complexes. I diffère de la plupart des halogènes en ce sens qu'il ne réagit pas avec la plupart des non-métaux et réagit lentement avec les métaux, et il doit être chauffé. Il ne réagit avec l'hydrogène que lorsqu'il est soumis à un fort chauffage et la réaction est endothermique.

L'astatine halogène rare (At) est moins réactive que l'iode, mais peut réagir avec les métaux. À la suite de la dissociation, des anions et des cations apparaissent.

Applications

Les composés halogènes sont largement utilisés par l'homme dans une grande variété de domaines d'activité. La cryolite naturelle (Na 3 AlF 6) est utilisée pour produire de l'Al. Le brome et l'iode sont souvent utilisés comme substances simples par les sociétés pharmaceutiques et chimiques. Dans la production de pièces automobiles, les halogènes sont souvent utilisés. Les phares sont l’un de ces détails. Il est très important de choisir un matériau de qualité pour cet élément de la voiture, car les phares éclairent la route la nuit et sont un moyen de vous détecter ainsi que les autres automobilistes. Le xénon est considéré comme l'un des meilleurs matériaux composites pour créer des phares. L'halogène, cependant, n'est pas de qualité très inférieure à ce gaz inerte.

Un bon halogène est le fluorure, un additif largement utilisé dans les dentifrices. Il aide à prévenir l’apparition de maladies dentaires – les caries.

L'élément halogène chlore (Cl) trouve son utilisation dans la production de HCl et est souvent utilisé dans la synthèse de substances organiques telles que les plastiques, le caoutchouc, les fibres synthétiques, les colorants et les solvants, etc. Les composés chlorés sont également utilisés comme agents de blanchiment du lin et du coton. matériau, papier et comme moyen de lutter contre les bactéries présentes dans l'eau potable.

Attention! Toxique!

En raison de leur très grande réactivité, les halogènes sont à juste titre qualifiés de toxiques. La capacité d'entrer en réaction s'exprime le plus clairement dans le fluor. Les halogènes ont des propriétés asphyxiantes prononcées et peuvent endommager les tissus lors de leur interaction.

Le fluor présent dans les vapeurs et les aérosols est considéré comme l’une des formes d’halogènes les plus dangereuses et nocives pour les êtres vivants environnants. Cela est dû au fait qu'il est mal perçu par l'odorat et n'est ressenti qu'après avoir atteint une grande concentration.

En résumé

Comme nous pouvons le constater, les halogènes constituent une partie très importante du tableau périodique ; ils ont de nombreuses propriétés, diffèrent les uns des autres par leurs qualités physiques et chimiques, leur structure atomique, leur état d'oxydation et leur capacité à réagir avec les métaux et les non-métaux. Ils sont utilisés dans diverses applications industrielles, depuis les additifs dans les produits de soins personnels jusqu'à la synthèse de produits chimiques organiques ou d'agents de blanchiment. Bien que l'un des meilleurs moyens de maintenir et de créer de la lumière dans un phare de voiture soit le xénon, l'halogène lui est néanmoins pratiquement inférieur et est également largement utilisé et présente ses avantages.

Vous savez maintenant ce qu'est un halogène. Un scanword avec des questions sur ces substances n'est plus un obstacle pour vous.

CARACTÉRISTIQUES GÉNÉRALES

Les halogènes (du grec halos - sel et gènes - formant) sont des éléments du sous-groupe principal du groupe VII du tableau périodique : fluor, chlore, brome, iode, astatine.

Tableau. Structure électronique et certaines propriétés des atomes et molécules d'halogène

1) La configuration électronique générale du niveau d'énergie externe est nS2nP5.
2) Avec une augmentation du nombre atomique des éléments, les rayons des atomes augmentent, l'électronégativité diminue, les propriétés non métalliques s'affaiblissent (les propriétés métalliques augmentent) ; les halogènes sont des agents oxydants puissants ; la capacité oxydante des éléments diminue avec l'augmentation de la masse atomique.
3) Les molécules halogènes sont constituées de deux atomes.
4) Avec une augmentation de la masse atomique, la couleur devient plus foncée, les points de fusion et d'ébullition ainsi que la densité augmentent.
5) La force des acides halohydriques augmente avec l’augmentation de la masse atomique.
6) Les halogènes peuvent former des composés entre eux (par exemple, BrCl)

FLUOR ET SES COMPOSÉS

Fluor F2 - découvert par A. Moissan en 1886.

Propriétés physiques

Le gaz est de couleur jaune clair ; t°fusion= -219°C, t°ébullition= -183°C.

Reçu

Électrolyse du fluorure de potassium fondu KHF2 :

Propriétés chimiques

F2 est l'agent oxydant le plus puissant de toutes les substances :

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

Fluorure d'hydrogène

Propriétés physiques

Gaz incolore, très soluble dans l'eau, mp. = - 83,5°C ; à bouillir. = 19,5°C;

Reçu

CaF2 + H2SO4(conc.) ® CaSO4 + 2HF

Propriétés chimiques

1) Une solution de HF dans l'eau - acide faible (fluorhydrique) :

HF « H+ + F-

Sels d'acide fluorhydrique - fluorures

2) L'acide fluorhydrique dissout le verre :

SiO2 + 4HF ® SiF4+ 2H2O

Acide SiF4 + 2HF ® H2 hexafluorosilicique

CHLORE ET SES COMPOSÉS

Chlore Cl2 - découvert par K. Scheele en 1774.

Propriétés physiques

Couleur jaune-vert du gaz, mp. = -101°C, t°ébullition. = -34°C.

Reçu

Oxydation des ions Cl- avec des agents oxydants forts ou du courant électrique :

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

électrolyse d'une solution de NaCl (méthode industrielle) :

2NaCl + 2H2O ® H2 + Cl2 + 2NaOH

Propriétés chimiques

Le chlore est un puissant agent oxydant.

1) Réactions avec les métaux :

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

2) Réactions avec les non-métaux :

H2 + Cl2 –hn® 2HCl
2P + 3Cl2 ® 2PClЗ

3) Réaction avec l'eau :

Cl2 + H2O « HCl + HClO

4) Réactions avec les alcalis :

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

5) Déplace le brome et l'iode des acides halohydriques et de leurs sels.

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

Composés chlorés
Chlorure d'hydrogène

Propriétés physiques

Un gaz incolore à l'odeur âcre, toxique, plus lourd que l'air, très soluble dans l'eau (1 : 400).
t°pl. = -114°C, t°ébullition. = -85°C.

Reçu

1) Méthode synthétique (industrielle) :

H2 + Cl2 ® 2HCl

2) Méthode hydrosulfate (laboratoire) :

NaCl(solide) + H2SO4(conc.) ® NaHSO4 + HCl

Propriétés chimiques

1) Une solution de HCl dans eau - acide chlorhydrique - acide fort :

HCl « H+ + Cl-

2) Réagit avec les métaux dans la plage de tension allant jusqu'à l'hydrogène :

2Al + 6HCl® 2AlCl3 + 3H2

3) avec des oxydes métalliques :

MgO + 2HCl ® MgCl2 + H2O

4) avec des bases et de l'ammoniaque :

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

5) avec des sels :

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

La formation d'un précipité blanc de chlorure d'argent, insoluble dans les acides minéraux, est utilisée comme réaction qualitative pour la détection des Clanions en solution.
Les chlorures métalliques sont des sels d'acide chlorhydrique, ils sont obtenus par l'interaction de métaux avec le chlore ou par les réactions de l'acide chlorhydrique avec les métaux, leurs oxydes et hydroxydes ; par échange avec certains sels

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

La plupart des chlorures sont solubles dans l'eau (à l'exception des chlorures d'argent, de plomb et de mercure monovalent).

Acide hypochloreux HCl+1O
H–O–Cl

Propriétés physiques

Existe uniquement sous forme de solutions aqueuses diluées.

Reçu

Cl2 + H2O « HCl + HClO

Propriétés chimiques

HClO est un acide faible et un oxydant fort :

1) Se décompose, libérant de l'oxygène atomique

HClO – à la lumière® HCl + O

2) Avec les alcalis, cela donne des sels - hypochlorites

HClO + KOH ® KClO + H2O

2HI + HClO ® I2¯ + HCl + H2O

Acide chloreux HCl+3O2
H–O–Cl=O

Propriétés physiques

Existe uniquement en solutions aqueuses.

Reçu

Il est formé par l'interaction du peroxyde d'hydrogène avec l'oxyde de chlore (IV), obtenu à partir du sel de Berthollet et de l'acide oxalique dans H2SO4 :

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

Propriétés chimiques

HClO2 est un acide faible et un agent oxydant fort ; sels d'acide chloreux - chlorites :

HClO2 + KOH ® KClO2 + H2O

2) Instable, se décompose pendant le stockage

4HClO2 ® HCl + HClO3 + 2ClO2 + H2O

Acide hypochloreux HCl+5O3

Propriétés physiques

Stable uniquement dans les solutions aqueuses.

Reçu

Ba (ClO3)2 + H2SO4 ® 2HClO3 + BaSO4¯

Propriétés chimiques

HClO3 - Acide fort et agent oxydant fort ; sels d'acide perchlorique - chlorates :

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

KClO3 - Sel de Berthollet ; il est obtenu en faisant passer du chlore dans une solution de KOH chauffée (40°C) :

3Cl2 + 6KOH® 5KCl + KClO3 + 3H2O

Le sel de Berthollet est utilisé comme agent oxydant ; Lorsqu'il est chauffé, il se décompose :

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

Acide perchlorique HCl+7O4

Propriétés physiques

Liquide incolore, point d'ébullition. = 25°C, température = -101°C.

Reçu

KClO4 + H2SO4 ® KHSO4 + HClO4

Propriétés chimiques

HClO4 est un acide très fort et un agent oxydant très puissant ; sels d'acide perchlorique - perchlorates.

HClO4 + KOH ® KClO4 + H2O

2) Lorsqu'il est chauffé, l'acide perchlorique et ses sels se décomposent :

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

BROME ET SES COMPOSÉS

Brome Br2 - découvert par J. Balard en 1826.

Propriétés physiques

Liquide brun avec de fortes vapeurs toxiques ; a une odeur désagréable; r= 3,14 g/cm3 ; t°pl. = -8°C ; à bouillir. = 58°C.

Reçu

Oxydation des ions Br par des oxydants forts :

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

Propriétés chimiques

À l’état libre, le brome est un agent oxydant puissant ; et sa solution aqueuse - « l'eau bromée » (contenant 3,58 % de brome) est généralement utilisée comme agent oxydant faible.

1) Réagit avec les métaux :

2Al + 3Br2 ® 2AlBr3

2) Réagit avec les non-métaux :

H2 + Br2 « 2HBr
2P + 5Br2® 2PBr5

3) Réagit avec l'eau et les alcalis :

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

4) Réagit avec des agents réducteurs puissants :

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

Bromure d'hydrogène HBr

Propriétés physiques

Gaz incolore, très soluble dans l’eau ; à bouillir. = -67°C; t°pl. = -87°C.

Reçu

2NaBr + H3PO4 –t°® Na2HPO4 + 2HBr

PBr3 + 3H2O ® H3PO3 + 3HBr

Propriétés chimiques

Une solution aqueuse de bromure d'hydrogène est de l'acide bromhydrique, qui est encore plus puissant que l'acide chlorhydrique. Il subit les mêmes réactions que HCl :

1) Dissociation :

HBr « H+ + Br-

2) Avec des métaux dans la série de tension jusqu'à l'hydrogène :

Mg + 2HBr ® MgBr2 + H2

3) avec des oxydes métalliques :

CaO + 2HBr ® CaBr2 + H2O

4) avec des bases et de l'ammoniaque :

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

5) avec des sels :

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

Les sels d'acide bromhydrique sont appelés bromures. La dernière réaction - la formation d'un précipité jaune de bromure d'argent insoluble dans l'acide - sert à détecter l'anion Br - en solution.

6) HBr est un agent réducteur puissant :

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

Parmi les acides oxygénés du brome, l'acide bromé faible HBr+1O et l'acide bromé fort HBr+5O3 sont connus.
IODE ET SES COMPOSÉS

Iode I2 - découvert par B. Courtois en 1811.

Propriétés physiques

Substance cristalline de couleur violet foncé avec un éclat métallique.
r= 4,9 g/cm3 ; t°pl.= 114°C; point d'ébullition = 185°C. Très soluble dans les solvants organiques (alcool, CCl4).

Reçu

Oxydation des ions I par des oxydants forts :

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

Propriétés chimiques

1) avec des métaux :

2Al + 3I2 ® 2AlI3

2) avec de l'hydrogène :

3) avec des agents réducteurs puissants :

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

4) avec des alcalis :

3I2 + 6NaOH® 5NaI + NaIO3 + 3H2O

Iodure d'hydrogène

Propriétés physiques

Gaz incolore à odeur âcre, très soluble dans l'eau, point d'ébullition. = -35°C; t°pl. = -51°C.

Reçu

I2 + H2S ® S + 2HI

2P + 3I2 + 6H2O® 2H3PO3 + 6HI

Propriétés chimiques

1) Une solution de HI dans l'eau - acide iodhydrique fort :

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

Sels d'acide iodhydrique - iodures (pour d'autres réactions HI, voir les propriétés de HCl et HBr)

2) HI est un agent réducteur très puissant :

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

3) Identification des anions I- en solution :

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

Il se forme un précipité jaune foncé d'iodure d'argent, insoluble dans les acides.

Acides oxygénés d'iode

Acide hydraté HI+5O3

Substance cristalline incolore, point de fusion = 110°C, très soluble dans l'eau.

Recevoir:

3I2 + 10HNO3® 6HIO3 + 10NO + 2H2O

HIO3 est un acide fort (sels – iodates) et un puissant oxydant.

Acide iodique H5I+7O6

Substance cristalline hygroscopique, hautement soluble dans l'eau, point de fusion = 130°C.
Acide faible (sels - périodates) ; agent oxydant puissant.