Caractéristiques générales

Les halogènes comprennent les cinq principaux éléments non métalliques, situés dans le groupe VII du tableau périodique. Ce groupe comprend des éléments chimiques tels que le fluor F, le chlore Cl, le brome Br, l'iode I, l'astate At.

Les halogènes tirent leur nom du mot grec, qui signifie salifiant ou « salifiant », car, en principe, la plupart des composés contenant des halogènes sont appelés sels.

Les halogènes réagissent avec presque toutes les substances simples, à l'exception de quelques métaux seulement. Ce sont des agents oxydants assez énergétiques, ont une odeur très forte et piquante, interagissent bien avec l'eau et ont également une volatilité et une électronégativité élevées. Mais dans la nature, on ne les trouve que sous forme de composés.

Propriétés physiques des halogènes

1. Si simple produits chimiques, comme les halogènes, sont constitués de deux atomes ;
2. Si nous considérons les halogènes dans des conditions normales, sachez que le fluor et le chlore sont à l'état gazeux, tandis que le brome est une substance liquide et que l'iode et l'astatine sont des substances solides.

3. Pour les halogènes, le point de fusion, le point d’ébullition et la densité augmentent avec l’augmentation de la masse atomique. De plus, en même temps, leur couleur change, elle devient plus foncée.
4. À chaque augmentation du numéro de série, la réactivité chimique et l'électronégativité diminuent et les propriétés non métalliques s'affaiblissent.
5. Les halogènes ont la capacité de former des composés entre eux, comme BrCl.
6. Halogènes à température ambiante peut être dans les trois états de la matière.
7. Il est également important de rappeler que les halogènes sont des produits chimiques très toxiques.

Propriétés chimiques des halogènes

À réaction chimique avec les métaux, les halogènes agissent comme agents oxydants. Si, par exemple, nous prenons du fluor, alors même dans des conditions normales, il réagit avec la plupart des métaux. Mais l'aluminium et le zinc s'enflamment même dans l'atmosphère : +2-1 : ZnF2.

Production d'halogènes

Lors de la production de fluor et de chlore à l'échelle industrielle, des solutions d'électrolyse ou de sel sont utilisées.

Si vous regardez attentivement l’image ci-dessous, vous verrez comment le chlore peut être produit en laboratoire à l’aide d’une unité d’électrolyse :

La première photo montre une installation de chlorure de sodium fondu et la seconde une installation de production de solution de chlorure de sodium.

Ce processus d'électrolyse du chlorure de sodium fondu peut être représenté sous la forme de cette équation :

A l'aide d'une telle électrolyse, en plus de produire du chlore, de l'hydrogène et de l'hydroxyde de sodium se forment également :

Bien entendu, l’hydrogène est produit de manière plus simple et moins coûteuse, ce qui n’est pas le cas de l’hydroxyde de sodium. Comme le chlore, il est presque toujours obtenu uniquement par électrolyse d'une solution de sel de table.

Si vous regardez l’image ci-dessus, vous verrez comment le chlore peut être produit en laboratoire. Et il est obtenu en faisant réagir de l'acide chlorhydrique avec de l'oxyde de manganèse :

Dans l'industrie, le brome et l'iode sont obtenus en remplaçant ces substances par du chlore provenant des bromures et des iodures.

Application d'halogènes

Le fluor, ou il serait plus correct d'appeler fluorure de cuivre (CuF2), a des propriétés assez importantes. large application. Il est utilisé dans la fabrication de céramiques, d’émaux et de diverses émaux. La poêle à frire en téflon que l'on trouve dans chaque maison et le réfrigérant des réfrigérateurs et des climatiseurs sont également apparus grâce au fluor.

En plus des besoins domestiques, le téflon est également utilisé à des fins médicales, car il entre dans la fabrication d'implants. Le fluor est nécessaire à la fabrication des lentilles d’optique et des dentifrices.

Le chlore se retrouve également littéralement à chaque étape de notre vie. L’utilisation la plus répandue et la plus répandue du chlore est bien entendu sel de table NaCl. Il agit également comme agent détoxifiant et est utilisé dans la lutte contre le verglas.

De plus, le chlore est indispensable dans la production de plastique, de caoutchouc synthétique et de chlorure de polyvinyle, grâce auxquels nous obtenons des vêtements, des chaussures et autres nécessaires à notre vie. la vie quotidienne des choses. Il est utilisé dans la production d’agents de blanchiment, de poudres, de colorants et d’autres produits chimiques ménagers.

Le brome est généralement nécessaire comme substance photosensible lors de l’impression de photographies. En médecine, il est utilisé comme sédatif. Le brome est également utilisé dans la production d’insecticides et de pesticides, etc.

Eh bien, l’iode bien connu, disponible dans l’armoire à pharmacie de chaque personne, est principalement utilisé comme antiseptique. En plus de ses propriétés antiseptiques, l'iode est présent dans les sources lumineuses et constitue également un assistant pour détecter les empreintes digitales sur une surface en papier.

Le rôle des halogènes et de leurs composés pour le corps humain

Choisir en magasin dentifrice Chacun d'entre vous a probablement fait attention au fait que son étiquette indique la teneur en composés fluorés. Et ce n’est pas sans raison, puisque ce composant participe à la construction de l’émail des dents et des os, et augmente la résistance des dents aux caries. Il joue également un rôle important dans les processus métaboliques, participe à la construction du squelette osseux et prévient l'apparition d'une maladie aussi dangereuse que l'ostéoporose.

Le chlore joue également un rôle important dans le corps humain, car il participe activement au maintien de l'équilibre eau-sel et au maintien de la pression osmotique. Le chlore est impliqué dans le métabolisme corps humain, la construction des tissus, et ce qui est également important - se débarrasser de excès de poids. Acide chlorhydrique présent dans le suc gastrique grande valeur a pour la digestion, car sans lui, le processus de digestion des aliments est impossible.

Le chlore est nécessaire à notre organisme et doit lui être apporté quotidiennement aux doses requises. Mais si son apport dans l'organisme est dépassé ou fortement réduit, nous le ressentirons immédiatement sous forme de gonflement, de maux de tête et d'autres symptômes désagréables qui peuvent non seulement perturber le métabolisme, mais également provoquer des maladies intestinales.

Chez l'homme, de petites quantités de brome sont présentes dans le cerveau, les reins, le sang et le foie. Le brome est utilisé à des fins médicales comme sédatif. Mais en cas de surdosage, il peut y avoir des conséquences néfastes pouvant conduire à un état dépressif. système nerveux, et dans certains cas à des troubles mentaux. Et un manque de brome dans l'organisme entraîne un déséquilibre entre les processus d'excitation et d'inhibition.

Sans iode notre glande thyroïde ne peut être évité car il est capable de tuer les germes qui pénètrent dans notre corps. S'il y a une carence en iode dans le corps humain, une maladie de la glande thyroïde appelée goitre peut apparaître. Cette maladie provoque des symptômes assez désagréables. Une personne atteinte de goitre ressent de la faiblesse, de la somnolence, de la fièvre, de l'irritabilité et une perte de force.

De tout cela, nous pouvons conclure que sans halogènes, une personne pourrait non seulement perdre de nombreuses choses nécessaires dans la vie quotidienne, mais sans eux, notre corps ne serait pas capable de fonctionner normalement.

Chimie des éléments

Non-métaux du sous-groupe VIIA

Les éléments du sous-groupe VIIA sont des non-métaux typiques à haute teneur

électronégativité, ils ont un nom de groupe - « halogènes ».

Principales questions abordées lors de la conférence

Caractéristiques générales des non-métaux du sous-groupe VIIA. Structure électronique, les caractéristiques les plus importantes atomes. L'étape la plus caractéristique

pénalités d’oxydation. Caractéristiques de la chimie des halogènes.

Substances simples.

Composés naturels.

Composés halogènes

Acides halohydriques et leurs sels. Sel et acide fluorhydrique

créneaux horaires, reçu et demande.

Complexes halogénures.

Composés binaires d'oxygène des halogènes. Instabilité env.

Propriétés redox des substances simples et co-

unités. Réactions de disproportion. Diagrammes de Latimer.

Chimie des éléments du sous-groupe VIIA

Caractéristiques générales

Le groupe VIIA est formé d'éléments p : fluor F, chlore

Cl, brome Br, iode I et astate At.

La formule générale des électrons de valence est ns 2 np 5.

Tous les éléments du groupe VIIA sont des non-métaux typiques.

pour la formation d'une coque stable à huit électrons

des boîtes, c'est pourquoi ils ont il y a une forte tendance à

ajout d'un électron.

Tous les éléments forment facilement une simple charge unique

ny anions G – .

Sous forme d'anions simples, les éléments du groupe VIIA se trouvent dans l'eau naturelle et dans les cristaux de sels naturels, par exemple l'halite NaCl, la sylvite KCl, la fluorite.

CaF2.

Nom général du groupe des éléments VIIA-

Le groupe « halogènes », c'est-à-dire « donnant naissance à des sels », est dû au fait que la plupart de leurs composés avec des métaux sont pré-

est un sel typique (CaF2, NaCl, MgBr2, KI), qui

qui peut être obtenu par interaction directe

interaction du métal avec l'halogène. Les halogènes libres sont obtenus à partir de sels naturels, c'est pourquoi le nom « halogènes » est également traduit par « nés de sels ».

L'état d'oxydation minimum (–1) est le plus stable

pour tous les halogènes.

Certaines caractéristiques des atomes des éléments du groupe VIIA sont données dans

Les caractéristiques les plus importantes des atomes des éléments du groupe VIIA

Les halogènes ont une affinité électronique élevée (maximum à

Cl) et une énergie d'ionisation très élevée (maximale à F) et maximale

électronégativité possible à chaque période. Le fluor est le plus

électronégatif de tous les éléments chimiques.

La présence d'un électron non apparié dans les atomes d'halogène détermine

représente l'union des atomes de substances simples en molécules diatomiques Г2.

Pour les substances simples, les halogènes, les agents oxydants les plus caractéristiques sont

propriétés, qui sont les plus fortes en F2 et s’affaiblissent lors du passage à I2.

Les halogènes se caractérisent par la plus grande réactivité de tous les éléments non métalliques. Le fluor, même parmi les halogènes, se démarque

a une activité extrêmement élevée.

L'élément de la deuxième période, le fluor, diffère le plus fortement des autres

autres éléments du sous-groupe. Il s’agit d’un modèle général pour tous les non-métaux.

Le fluor, élément le plus électronégatif, ne montre pas de sexe

états d'oxydation résidents. Dans tous les cas, y compris avec le ki-

l'oxygène, le fluor est à l'état d'oxydation (-1).

Tous les autres halogènes présentent des degrés d'oxydation positifs

leniya jusqu'à un maximum de +7.

Les états d'oxydation les plus caractéristiques des halogènes :

F : -1, 0 ;

Cl, Br, I : -1, 0, +1, +3, +5, +7.

Cl possède des oxydes connus dans lesquels il se trouve dans des états d'oxydation : +4 et +6.

La plupart connexions importantes halogènes, dans les états positifs

Les pénalités d'oxydation sont les acides contenant de l'oxygène et leurs sels.

Tous les composés halogènes dans des états d'oxydation positifs sont

sont des agents oxydants puissants.

terrible degré d'oxydation. La disproportion est favorisée par un environnement alcalin.

Application pratique de substances simples et de composés oxygénés

La réduction des halogènes est principalement due à leur effet oxydant.

Le plus large application pratique trouver des substances simples Cl2

et F2. La plus grande quantité de chlore et de fluor est consommée dans l'industrie

synthèse organique : dans la production de plastiques, de réfrigérants, de solvants,

pesticides, médicaments. Des quantités importantes de chlore et d'iode sont utilisées pour obtenir des métaux et pour leur raffinage. Le chlore est également utilisé

pour blanchir la cellulose, pour la désinfection eau potable et en production

eau de Javel et acide chlorhydrique. Les sels d'oxoacides sont utilisés dans la production d'explosifs.

Les acides – acides chlorhydrique et fondu – sont largement utilisés dans la pratique.

Le fluor et le chlore font partie des vingt éléments les plus courants

là-bas, il y a beaucoup moins de brome et d’iode dans la nature. Tous les halogènes sont présents dans la nature à l'état d'oxydation.(-1).

Seul l'iode se présente sous forme de sel KIO3,

qui est inclus comme impureté dans le salpêtre chilien (KNO3).

L'astatine est un élément radioactif produit artificiellement (il n'existe pas dans la nature). L'instabilité de At se reflète dans le nom, qui vient du grec. "astatos" - "instable". L'astatine est un émetteur pratique pour la radiothérapie des tumeurs cancéreuses.

Substances simples

Les substances simples des halogènes sont formées de molécules diatomiques G2.

Dans les substances simples, lors du passage de F2 à I2 avec augmentation du nombre d'électrons

couches de trône et une augmentation de la polarisabilité des atomes, il y a une augmentation

interaction intermoléculaire, conduisant à un changement dans la co-

debout dans des conditions standard. Fluor (dans des conditions normales) – gaz jaune

, à –181°C se transforme en

état liquide.

Le chlore est un gaz jaune-vert qui se transforme en liquide à –34°C. De couleur ha-

Le nom Cl lui est associé, il vient du grec « chloros » - « jaune-

vert". Une forte augmentation du point d'ébullition du Cl2 par rapport au F2,

indique une interaction intermoléculaire accrue.

Le brome est un liquide rouge foncé très volatil qui bout à 58,8°C. le titre de l'élément est associé à un dièse odeur désagréable

gaz et formé à partir de

"bromos" - "malodorant".

Iode – cristaux violet foncé, avec un léger « métallique »

du liquide se forme. Température

Le point d'ébullition de l'iode est de 183°C. Son nom vient de la couleur de la vapeur d'iode -

"iodos" - "violet".

Toutes les substances simples ont une odeur âcre et sont toxiques.

L'inhalation de leurs vapeurs provoque une irritation des muqueuses et des organes respiratoires, et à des concentrations élevées, une suffocation. Durant la Première Guerre mondiale, le chlore était utilisé comme agent toxique.

Le fluor gazeux et le brome liquide provoquent des brûlures cutanées. Travailler avec ha-

Puisque les substances simples des halogènes sont formées de molécules non polaires

refroidit, ils se dissolvent bien dans les solvants organiques non polaires :

alcool, benzène, tétrachlorure de carbone, etc. Le chlore, le brome et l'iode sont peu solubles dans l'eau ; leurs solutions aqueuses sont appelées eau de chlore, de brome et d'iode. Br2 se dissout mieux que les autres, concentration de brome en sat.

La solution atteint 0,2 mol/l et le chlore – 0,1 mol/l.

Le fluorure décompose l'eau :

2F2 + 2H2O = O2 + 4HF

Les halogènes présentent une activité et une transition oxydatives élevées

en anions halogénures.

Г2 + 2e–  2Г–

Le fluor a une activité oxydante particulièrement élevée. Le fluor oxyde les métaux nobles (Au, Pt).

Pt + 3F2 = PtF6

Il interagit même avec certains gaz inertes (krypton,

xénon et radon), par exemple,

Xe + 2F2 = XeF4

De nombreux composés très stables brûlent dans une atmosphère F2, par ex.

eau, quartz (SiO2).

SiO2 + 2F2 = SiF4 + O2

Dans les réactions avec le fluor, même des agents oxydants aussi puissants que l'azote et le soufre

l'acide nique, agissent comme agents réducteurs, tandis que le fluor oxyde l'entrée

contenant O(–2) dans leur composition.

2HNO3 + 4F2 = 2NF3 + 2HF + 3O2 H2 SO4 + 4F2 = SF6 + 2HF + 2O2

La grande réactivité de F2 crée des difficultés dans le choix des composants.

matériaux de structure pour travailler avec. Habituellement, à ces fins, nous utilisons

Il existe du nickel et du cuivre qui, une fois oxydés, forment à leur surface des films protecteurs denses de fluorures. Le nom F est dû à son action agressive

Je mange, ça vient du grec. "fluoros" – "destructeur".

Dans la série F2, Cl2, Br2, I2, le pouvoir oxydant s'affaiblit en raison d'une augmentation

augmenter la taille des atomes et diminuer l’électronégativité.

Dans les solutions aqueuses, les propriétés oxydantes et réductrices de la matière

Les substances sont généralement caractérisées à l'aide de potentiels d'électrode. Le tableau montre les potentiels d'électrode standard (Eo, V) pour les demi-réactions de réduction

formation d'halogènes. A titre de comparaison, la valeur Eo pour ki-

le carbone est l’agent oxydant le plus courant.

Potentiels d'électrode standard pour les substances halogènes simples

Activité oxydative réduite

Comme le montre le tableau, F2 est un agent oxydant beaucoup plus puissant,

que l'O2, donc F2 n'existe pas dans les solutions aqueuses , il oxyde l'eau,

revenir à F–. A en juger par la valeur E®, le pouvoir oxydant du Cl2

également supérieure à celle de l'O2. En effet, lors du stockage à long terme de l’eau chlorée, celle-ci se décompose avec dégagement d’oxygène et formation de HCl. Mais la réaction est lente (la molécule Cl2 est sensiblement plus forte que la molécule F2 et

l'énergie d'activation pour les réactions avec le chlore est plus élevée), la dispro-

portionnement :

Cl2 + H2 O HCl + HOCl

Dans l'eau, il n'atteint pas la fin (K = 3,9, 10–4), donc le Cl2 existe dans les solutions aqueuses. Br2 et I2 se caractérisent par une stabilité encore plus grande dans l'eau.

La disproportion est un oxydatif très caractéristique

réaction de réduction des halogènes. Disproportion de l'amplification

se verse dans un environnement alcalin.

La dismutation du Cl2 dans les alcalis conduit à la formation d'anions

Cl– et ClO–. La constante de disproportion est de 7,5. 1015.

Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H2O

Lorsque l’iode est disproportionné dans l’alcali, I– et IO3– se forment. Ana-

Logiquement, Br2 disproportionne l'iode. Le changement de produit est disproportionné

nation est due au fait que les anions GO– et GO2– dans Br et I sont instables.

La réaction de dismutation du chlore est utilisée dans l'industrie

capacité à obtenir un oxydant hypochlorite puissant et à action rapide,

chaux décolorante, sel de bertholet.

3Cl2 + 6 KOH = 5KCl + KClO3 + 3H2 O

Interaction des halogènes avec les métaux

Les halogènes réagissent vigoureusement avec de nombreux métaux, par exemple :

Mg + Cl2 = MgCl2 Ti + 2I2  TiI4

Halogénures Na +, dans lesquels le métal a un faible état d'oxydation (+1, +2),

– ce sont des composés de type sel avec des liaisons principalement ioniques. Comment

voilà, les halogénures ioniques sont des solides avec un point de fusion élevé

Halogénures métalliques, dans lesquels le métal a haut degré oxydation

Les composés sont des composés avec des liaisons principalement covalentes.

Beaucoup d’entre eux sont des gaz, des liquides ou des solides fusibles dans des conditions normales. Par exemple, WF6 est un gaz, MoF6 est un liquide,

TiCl4 est liquide.

Interaction des halogènes avec les non-métaux

Les halogènes interagissent directement avec de nombreux non-métaux :

hydrogène, phosphore, soufre, etc. Par exemple :

H2 + Cl2 = 2HCl 2P + 3Br2 = 2PBr3 S + 3F2 = SF6

La liaison dans les halogénures non métalliques est principalement covalente.

Généralement, ces composés ont des points de fusion et d’ébullition bas.

Lors du passage du fluor à l'iode, le caractère covalent des halogénures augmente.

Les halogénures covalents des non-métaux typiques sont des composés acides ; lorsqu'ils interagissent avec l'eau, ils s'hydrolysent pour former des acides. Par exemple:

PBr3 + 3H2 O = 3HBr + H3 PO3

PI3 + 3H2O = 3HI + H3 PO3

PCl5 + 4H2 O = 5HCl + H3 POinterga-

conduit. Dans ces composés, l’halogène le plus léger et le plus électronégatif est à l’état d’oxydation (-1), et le plus lourd est à l’état positif.

pénalités d’oxydation.

En raison de l'interaction directe des halogènes lors du chauffage, on obtient : ClF, BrF, BrCl, ICl. Il existe également des interhalogénures plus complexes :

ClF3, BrF3, BrF5, IF5, IF7, ICl3.

Tous les interhalogénures dans des conditions normales – substances liquides avec de bas points d'ébullition. Les interhalogénures ont une activité oxydante élevée

activité. Par exemple, des substances chimiquement stables telles que SiO2, Al2 O3, MgO, etc. brûlent dans les vapeurs de ClF3.

2Al2 O3 + 4ClF3 = 4 AlF3 + 3O2 + 2Cl2

Le Fluorure ClF 3 est un réactif fluoré agressif qui agit rapidement

cour F2. Il est utilisé dans les synthèses organiques et pour obtenir des films protecteurs à la surface des équipements en nickel permettant de travailler avec le fluor.

Dans l'eau, les interhalogénures s'hydrolysent pour former des acides. Par exemple,

ClF5 + 3H2O = HClO3 + 5HF

Halogènes dans la nature. Obtention de substances simples

Dans l'industrie, les halogènes sont obtenus à partir de leurs composés naturels. Tous

les procédés d'obtention d'halogènes libres sont basés sur l'oxydation de l'halogène

Ions Nid.

2Г –  G2 + 2e–

Une quantité importante d'halogènes se trouve dans les eaux naturelles sous forme d'anions : Cl–, F–, Br–, I–. DANS eau de mer peut contenir jusqu'à 2,5 % de NaCl.

Le brome et l'iode sont obtenus à partir de l'eau puits de pétrole et l'eau de mer.

Propriétés physiques des halogènes

Dans des conditions normales, F2 et C12 sont des gaz, Br2 sont des liquides, I2 et At2 sont des solides. À l’état solide, les halogènes forment des cristaux moléculaires. Diélectriques halogènes liquides. Tous les halogènes, à l'exception du fluor, se dissolvent dans l'eau ; L'iode est moins soluble que le chlore et le brome, mais il est très soluble dans l'alcool.

Propriétés chimiques des halogènes

Tous les halogènes présentent une activité oxydante élevée, qui diminue lorsqu'on passe du fluor à l'astatine. Le fluor est le plus actif des halogènes, réagit avec tous les métaux sans exception, beaucoup d'entre eux s'enflamment spontanément dans une atmosphère de fluor, libérant une grande quantité de chaleur, par exemple :

2Al + 3F2 = 2AlF3 + 2989kJ,

2Fe + 3F2 = 2FeF3 + 1974 kJ.

Sans chauffage, le fluor réagit également avec de nombreux non-métaux (H2, S, C, Si, P) - toutes les réactions sont hautement exothermiques, par exemple :

H2 + F2 = 2HF + 547kJ,

Si + 2F2 = SiF4(g) + 1615 kJ.

Lorsqu'il est chauffé, le fluor oxyde tous les autres halogènes selon le schéma

Hal2 + F2 = 2HalF

où Hal = Cl, Br, I, At et dans les composés HalF, les états d'oxydation du chlore, du brome, de l'iode et de l'astatine sont +1.

Enfin, lorsqu'il est irradié, le fluor réagit même avec des gaz inertes (nobles) :

Xe + F2 = XeF2 + 152 kJ.

L'interaction du fluor avec des substances complexes se produit également de manière très vigoureuse. Ainsi, cela oxyde l’eau, et la réaction est explosive :

3F2 + 3Н2О = OF2 + 4HF + Н2О2.

Le chlore libre est également très réactif, même si son activité est inférieure à celle du fluor. Il réagit directement avec toutes les substances simples à l'exception de l'oxygène, de l'azote et des gaz rares. A titre de comparaison, nous présentons les équations des réactions du chlore avec les mêmes substances simples que pour le fluor :

2Al + 3Cl2 = 2AlCl3(cr) + 1405 kJ,

2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3(cr) + 804 kJ,

Si + 2Cl2 = SiCl4(L) + 662 kJ,

H2 + Cl2 = 2HCl(g)+185kJ.

La réaction avec l'hydrogène est particulièrement intéressante. Ainsi, à température ambiante, sans éclairage, le chlore ne réagit pratiquement pas avec l'hydrogène, alors que lorsqu'il est chauffé ou éclairé (par exemple, en plein air soleil) cette réaction se déroule de manière explosive selon le mécanisme en chaîne ci-dessous :

Cl2 + hν → 2Cl,

Cl + H2 → HCl + H,

H + Cl2 → HCl + Cl,

Cl + H2 → HCl + H, etc.

L'excitation de cette réaction se produit sous l'influence de photons (hν), qui provoquent la dissociation des molécules Cl2 en atomes - dans ce cas, une chaîne de réactions successives se produit, dans chacune desquelles une particule apparaît, déclenchant le début de la suivante. scène.

La réaction entre H2 et Cl2 a été l'un des premiers objets d'étude des réactions photochimiques en chaîne. La plus grande contribution au développement des idées sur les réactions en chaîne a été apportée par le scientifique russe, lauréat Prix ​​Nobel(1956) N.N. Semenov.

Le chlore réagit avec de nombreuses substances complexes, par exemple la substitution et l'addition d'hydrocarbures :

CH3-CH3 + Cl2 → CH3-CH2Cl + HCl,

CH2=CH2 + Cl2 → CH2Cl - CH2Cl.

Lorsqu'il est chauffé, le chlore est capable de déplacer le brome ou l'iode de leurs composés avec l'hydrogène ou les métaux :

Cl2 + 2HBr = 2HCl + Br2,

Cl2 + 2HI = 2HCl + I2,

Cl2 + 2KBr = 2KCl + Br2,

et réagit également de manière réversible avec l'eau :

Cl2 + H2O = HCl + HClO - 25 kJ.

Le chlore, se dissolvant dans l'eau et réagissant partiellement avec elle, comme indiqué ci-dessus, forme un mélange d'équilibre de substances appelé eau chlorée.

Le chlore peut réagir (de manière disproportionnée) avec les alcalis de la même manière :

Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H2O (au froid),

3Cl2 + 6KOH = 5KCl + KClO3 + 3H2O (une fois chauffé).

L'activité chimique du brome est inférieure à celle du fluor et du chlore, mais elle reste assez élevée du fait que le brome est généralement utilisé à l'état liquide et donc ses concentrations initiales, toutes choses égales par ailleurs, sont supérieures à celles du chlore.

A titre d'exemple, donnons la réaction du brome avec le silicium et l'hydrogène :

Si + 2Br2 = SiBr4(l) + 433 kJ,

H2 + Br2 = 2HBr(g) + 73 kJ.

L'activité chimique de l'iode diffère considérablement de celle des autres halogènes. Il ne réagit pas avec la plupart des non-métaux et réagit lentement avec les métaux uniquement lorsqu'ils sont chauffés. L'interaction de l'iode avec l'hydrogène ne se produit qu'avec un fort chauffage ; la réaction est endothermique et hautement réversible :

H2 + I2 = 2HI - 53 kJ.

L'astatine est encore moins réactive que l'iode. Mais il réagit aussi avec les métaux (par exemple le lithium) :

2Li + At2 = 2LiAt - astatide de lithium.

Ainsi, la réactivité des halogènes diminue successivement du fluor à l'astatine. Chaque halogène de la série F - At peut déplacer le suivant de ses composés avec l'hydrogène ou les métaux.

Zinc - un élément du sous-groupe secondaire du deuxième groupe, la quatrième période du tableau périodique, de numéro atomique 30. Le zinc est un métal de transition fragile de couleur blanc bleuâtre (se ternit à l'air et se recouvre de couche mince oxyde de zinc).

Dans la nature. Le zinc n’est pas présent dans la nature en tant que métal natif. Parmi les 27 minéraux de zinc, le mélange de zinc ZnS et le spath de zinc ZnCO3 sont pratiquement importants.

Reçu. Le zinc est extrait de minerais polymétalliques contenant du Zn sous forme de sulfure. Les minerais sont enrichis, produisant des concentrés de zinc et, en même temps, des concentrés de plomb et de cuivre. Les concentrés de zinc sont cuits dans des fours, convertissant le sulfure de zinc en oxyde de ZnO :

2ZnS + 3O2 = 2ZnO = 2SO2

Le zinc pur est obtenu à partir de l'oxyde de ZnO de deux manières. Selon la méthode pyrométallurgique qui existe depuis longtemps, le concentré calciné est fritté pour lui conférer granularité et perméabilité aux gaz, puis réduit avec du charbon ou du coke à 1200-1300 °C : ZnO + C = Zn + CO.

La principale méthode d'obtention du zinc est électrolytique (hydrométallurgique). Les concentrés torréfiés sont traités à l'acide sulfurique ; la solution de sulfate résultante est nettoyée des impuretés (en les précipitant avec de la poussière de zinc) et soumise à une électrolyse dans des bains étroitement recouverts à l'intérieur de plomb ou de plastique vinylique. Le zinc est déposé sur des cathodes en aluminium.

Propriétés physiques . Dans sa forme pure, c'est un métal ductile blanc argenté. À température ambiante, il est fragile, à 100-150 °C, le zinc est ductile. Point de fusion = 419,6 °C, point d'ébullition = 906,2 °C.

Propriétés chimiques. Un exemple typique de métal qui forme des composés amphotères. Les composés de zinc ZnO et Zn(OH)2 sont amphotères. Le potentiel d'électrode standard est de −0,76 V, dans la série de potentiels standards il se situe jusqu'au fer.

Dans l’air, le zinc est recouvert d’une fine pellicule d’oxyde de ZnO. Lorsqu'il est fortement chauffé, il brûle pour former de l'oxyde blanc amphotère ZnO :

L'oxyde de zinc réagit à la fois avec les solutions acides :

et avec des alcalis :

Le zinc de pureté ordinaire réagit activement avec les solutions acides :

et solutions alcalines :

formant des hydroxinates. Le zinc très pur ne réagit pas avec les solutions d'acides et d'alcalis. L'interaction commence lorsque quelques gouttes de solution de sulfate de cuivre CuSO4 sont ajoutées.

Lorsqu'il est chauffé, le zinc réagit avec les halogènes pour former les halogénures ZnHal2. Avec le phosphore, le zinc forme les phosphures Zn3P2 et ZnP2. Avec le soufre et ses analogues - le sélénium et le tellure - divers chalcogénures, ZnS, ZnSe, ZnSe2 et ZnTe.

Le zinc ne réagit pas directement avec l'hydrogène, l'azote, le carbone, le silicium et le bore. Le nitrure de Zn3N2 est obtenu en faisant réagir du zinc avec de l'ammoniac à 550-600 °C.

Dans les solutions aqueuses, les ions zinc Zn2+ forment des complexes aquatiques 2+ et 2+.

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 mauvaise odeur; 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.

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

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. . Ceci 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. Grandes quantités il est consommé pour produire de l'acide chlorhydrique, de l'eau de Javel, etc. Le fluor est largement utilisé en synthèse matériaux polymères- les plastiques fluorés, qui ont une haute résistance chimique, et qui servent également d'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 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

Ce méthode synthétique recevoir.

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

Avec plus haute température 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. Caractérisé par type ionique liaisons où 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.