PODGRUPA VIIA. HALOGENI
FLUOR, KLOR, BROM, JOD, ASTAT
Halogeni, a posebno fluor, klor i brom od velike su važnosti za industriju i laboratorijsku praksu, kako u slobodnom stanju, tako i u obliku različitih organskih i anorganskih spojeva. Fluor je blijedožuti visoko reaktivni plin koji nadražuje dišni put i nagriza materijale. Klor je također korozivan, kemijski agresivan plin tamnozelenkasto-žute boje manje je reaktivan od fluora. Široko se koristi u malim koncentracijama za dezinfekciju vode (kloriranje), a u visokim koncentracijama otrovan je i uzrokuje jaku iritaciju dišnih putova (plin klora u prvom svjetskom ratu korišten je kao kemijsko oružje). Brom je u normalnim uvjetima teška crvenkasto-smeđa tekućina, ali lako isparava, pretvarajući se u nagrizajući plin. Jod je tamnoljubičasta krutina koja se lako sublimira. Astatin je radioaktivni element, jedini halogen koji nema stabilan izotop.
U obitelji ovih elemenata, u usporedbi s ostalim A-podskupinama, nemetalna svojstva su najizraženija. Čak je i teški jod tipični nemetal. Prvi član obitelji, fluor, pokazuje "super nemetalna" svojstva. Svi halogeni su akceptori elektrona i imaju jaku tendenciju dovršenja elektronskog okteta prihvaćanjem jednog elektrona. Reaktivnost halogena opada s porastom atomskog broja, a općenito se svojstva halogena mijenjaju u skladu s njihovim položajem u periodnom sustavu. Stol Slika 8a prikazuje neka fizikalna svojstva koja omogućuju razumijevanje razlika i pravilnosti promjena svojstava u nizu halogena. Fluor pokazuje mnoga neobična svojstva. Primjerice, utvrđeno je da afinitet elektrona za fluor nije tako visok kao za klor, a ovo bi svojstvo trebalo ukazivati \u200b\u200bna sposobnost prihvaćanja elektrona, t.j. za kemijsku aktivnost. Fluor, s obzirom na vrlo mali radijus i blizinu valentne ljuske jezgri, trebao bi imati najveći afinitet prema elektronu. Ova se razlika, barem djelomično, objašnjava neobično niskom veznom energijom FF u usporedbi s onom za ClCl (vidi entalpiju disocijacije u tablici 8a). Za fluor iznosi 159 kJ / mol, a za klor 243 kJ / mol. Zbog malog kovalentnog radijusa fluora, blizina usamljenih parova u strukturi: F: F: određuje lakoću pucanja ove veze. Zapravo, fluor je kemijski aktivniji od klora zbog lakoće stvaranja atomskog fluora. Vrijednost hidracijske energije (vidi tablicu 8a) ukazuje na visoku reaktivnost fluoridnog iona: F ion je hidratiziran s većim energetskim učinkom od ostalih halogena. Mali radijus i, sukladno tome, veća gustoća naboja objašnjavaju veliku energiju hidratacije. Mnoga neobična svojstva fluornih i fluoridnih iona postaju jasna kada se uzmu u obzir veličina i naboj iona.
Primanje. Velika industrijska važnost halogena postavlja određene zahtjeve prema načinima njihove proizvodnje. S obzirom na raznolikost i složenost proizvodnih metoda, bitni su potrošnja i troškovi električne energije, sirovina i potreba za nusproizvodima.
Fluor. Zbog kemijske agresivnosti fluoridnih i kloridnih iona, ti se elementi dobivaju elektrolitski. Fluor se dobiva iz fluorita: CaF2, kada se tretira sumpornom kiselinom, tvori HF (fluorovodična kiselina); KHF2 se sintetizira iz HF i KF, koji je podvrgnut elektrolitskoj oksidaciji u elektrolitskoj ćeliji s odvojenim anodnim i katodnim prostorima, s čeličnom katodom i ugljičnom anodom; fluor F2 se oslobađa na anodi, a vodik je nusproizvod na katodi, koji treba izolirati od fluora kako bi se spriječila eksplozija. Za sintezu takvih važnih spojeva kao što su polifluoroogljikovodici, organski spojevi se fluoriraju u elektrolizatoru s fluorom, što ne zahtjeva izolaciju i nakupljanje fluora u odvojenim spremnicima.
Klor proizvodi se uglavnom od NaCl salamure u elektrolizatorima s odvojenim anodnim prostorom kako bi se spriječilo da klor reagira s drugim proizvodima elektrolize: NaOH i H2; tako elektrolizom nastaju tri važna industrijska proizvoda, klor, vodik i lužine. Za provođenje ovog postupka koriste se razne modifikacije elektrolizatora. Klor se također dobiva kao nusproizvod u elektrolitskoj proizvodnji magnezija iz MgCl2. Većina klora koristi se za sintezu HCl reakcijom s prirodnim plinom, a HCl se troši za dobivanje MgCl2 iz MgO. Klor se također stvara u natrij metalurgiji iz NaCl, ali metoda elektrolize salamure je jeftinija. U laboratorijima industrijaliziranih zemalja reakcijama 4HCl + MnO2 \u003d MnCl2 + 2H2O + Cl2 proizvede se tisuće tona klora.
Brom Dobivaju se iz bušotina sa slanom vodom koja sadrži više bromidnih iona od morske vode, koja je drugi najvažniji izvor broma. Bromidni ion se u sličnim reakcijama lakše pretvara u brom od fluoridnih i kloridnih iona. Stoga se za dobivanje broma posebno koristi klor kao oksidirajuće sredstvo, jer se aktivnost halogena u skupini smanjuje od vrha prema dnu, a svaki prethodno stajali halogen istiskuje sljedeći. U proizvodnji broma, salamure ili morska voda prethodno se zakisele sumpornom kiselinom, a zatim obrade klorom prema reakciji
2Br + Cl2 -\u003e Br2 + 2Cl
Iz otopine se brom izolira isparavanjem ili pročišćavanjem, nakon čega slijedi njegova apsorpcija raznim reagensima, ovisno o daljnjoj uporabi. Na primjer, kada se reagira s zagrijanom otopinom natrijevog karbonata, dobivaju se kristalni NaBr i NaBrO3; zakiseljavanjem smjese kristala brom se regenerira, pružajući neizravnu, ali prikladnu metodu akumulacije (skladištenja) ove nagrizajuće, neugodnog mirisa, otrovne tekućine. Brom se također može apsorbirati otopinom SO2, u kojoj nastaje HBr. Brom se lako može odvojiti od ove otopine dodavanjem klora (na primjer, da bi se bromom reagiralo s etilenom C2H4, da bi se dobio dibrometilen C2H4Br2, koji se koristi kao sredstvo protiv udaraca u benzinu). Svjetska proizvodnja broma iznosi preko 300 000 tona godišnje.
Jod dobiven iz pepela od morskih algi, tretirajući ga smjesom MnO2 + H2SO4 i pročišćen sublimacijom. Jodidi se nalaze u značajnim količinama u podzemnim vodama za bušenje. Jod se dobiva oksidacijom jodidnog iona (na primjer, nitritni ion NO2 ili klor). Jod se također može taložiti kao AgI, iz kojeg se srebro regenerira interakcijom sa željezom da bi se dobio FeI2. Jod se iz FeI2 istiskuje s klorom. Čileanski nitrat, koji sadrži nečistoću NaIO3, prerađuje se da bi se dobio jod. Jodid ion je važna komponenta ljudske hrane, jer je neophodan za stvaranje hormona koji sadrži jod tiroksin, koji kontrolira rast i druge tjelesne funkcije.
Reaktivnost i spojevi. Svi halogeni izravno reagiraju s metalima stvarajući soli čiji ionski karakter ovisi i o halogenu i metalu. Dakle, fluoridi metala, posebno metali podskupina IA i IIA, su ionski spojevi. Stupanj ionske veze smanjuje se s porastom atomske mase halogena i smanjenjem reaktivnosti metala. Jonski povezani halogenidi kristaliziraju se u trodimenzionalnim kristalnim rešetkama. Na primjer, NaCl (kuhinjska sol) ima kubičnu rešetku. Povećanjem kovalentnosti veza povećava se udio slojevitih struktura (kao u CdCl2, CuCl2, CuBr2, PbCl2, PdCl2, FeCl2, itd.). U plinovitom stanju kovalentni halogenidi često tvore dimere, na primjer Al2Cl6 (AlCl3 dimer). S nemetalima halogeni tvore spojeve s gotovo čisto kovalentnom vezom, na primjer halogenide ugljika, fosfora i sumpora (CCl4, itd.). Maksimalna oksidacijska stanja nemetala i metala prikazana su u reakcijama s fluorom, na primjer SF6, PF5, CuF3, CoF3. Pokušaji dobivanja jodida sličnog sastava propadaju zbog velikog atomskog radijusa joda (sterički faktor) i zbog jake tendencije elemenata u visokom oksidacijskom stanju da oksidiraju I do I2. Uz izravnu sintezu, halogenidi se mogu dobiti i drugim metodama. Metalni oksidi u prisutnosti ugljika reagiraju s halogenima stvarajući halogenide (na primjer, Cr2O3 se pretvara u CrCl3). Nemoguće je dehidracijom dobiti CrCl3 iz CrCl3CH6H2O, već samo osnovni klorid (ili hidroksoklorid). Halogenidi se također dobivaju obradom oksida s HX parama, na primjer:

CCl4 je dobro sredstvo za kloriranje, na primjer za pretvaranje BeO u BeCl2. SbF3 se često koristi za fluoriranje klorida (vidi SO2ClF gore).
Polihalogenidi. Halogeni reagiraju s mnogo metalnih halogenida stvarajući polihalogenide spojeva koji sadrže velike anionske vrste Xn1. Na primjer:

Prva reakcija pruža prikladnu metodu za pripremu visoko koncentrirane otopine I2 dodavanjem joda u koncentriranu otopinu KI. Polijodidi zadržavaju svojstva I2. Također je moguće dobiti miješane polighalogenide: RbI + Br2 -\u003e RbIBr2 RbISl2 + Cl2 -\u003e RbICl4
Topljivost. Halogeni imaju određenu topljivost u vodi, no kako se i očekivalo, zbog kovalentne prirode XX veze i malog naboja, njihova je topljivost niska. Fluor je toliko aktivan da izvlači elektronski par iz kisika u vodi, dok se oslobađa slobodni O2 i stvaraju se OF2 i HF. Klor je manje aktivan, ali reagira s vodom dajući malo HOCl i HCl. Klorov hidrati (npr. Cl2 * 8H2O) mogu se odvojiti od otopine nakon hlađenja.
Jod pokazuje neobična svojstva kada se otopi u raznim otapalima. Kada se male količine joda otope u vodi, alkoholima, ketonima i drugim otapalima koja sadrže kisik, stvara se smeđa otopina (1% otopina I2 u alkoholu uobičajeni je medicinski antiseptik). Otopina joda u CCl4 ili drugim otapalima bez kisika je ljubičaste boje. Može se pretpostaviti da se molekule joda u takvom otapalu ponašaju slično svom stanju u plinskoj fazi koja ima istu boju. U otapalima koja sadrže kisik, elektronski par kisika privlači valentne orbitale joda.
Oksidi. Halogeni tvore okside. U svojstvima ovih oksida nije primijećen sustavni obrazac ili periodičnost. Sličnosti i razlike, kao i glavne metode za dobivanje halogenih oksida prikazane su u tablici. 8b.
Halogene okso kiseline. Stvaranjem oksokiselina jasnije se očituje sustavna priroda halogena. Halogeni tvore halogene kiseline HOX, halogene kiseline HOXO, halogene kiseline HOXO2 i halogene kiseline HOXO3, gdje je X halogen. Ali samo klor tvori kiseline svih naznačenih sastava, a fluor uopće ne tvori okso kiseline, brom ne tvori HBrO4. Sastavi kiselina i glavni postupci za njihovu pripremu prikazani su u tablici. 8c.

Sve su halogene kiseline nestabilne, ali čisti HOClO3 je najstabilniji (u nedostatku bilo kakvih redukcijskih sredstava). Sve okso kiseline su snažna oksidirajuća sredstva, ali brzina oksidacije ne ovisi nužno o oksidacijskom stanju halogena. Dakle, HOCl (ClI) je brzo i učinkovito oksidirajuće sredstvo, dok razrijeđeni HOClO3 (ClVII) nije. Općenito, što je više oksidacijsko stanje halogena u okso kiselini, to je kiselina jača, stoga je HClO4 (ClVII) najsnažnija poznata okso kiselina u vodenoj otopini. Ion ClO4, nastao tijekom disocijacije kiseline u vodi, najslabiji je od negativnih iona, donor elektronskog para. Hipokloriti Na i Ca pronalaze industrijsku primjenu u izbjeljivanju i pročišćavanju vode. Međuhalogeni spojevi su međusobno spojevi različitih halogena. Halogen velikog radijusa uvijek ima pozitivno oksidacijsko stanje u takvom spoju (podvrgava se oksidaciji), a s manjim radijusom negativniji (podvrgava se redukciji). Ova činjenica proizlazi iz opće tendencije promjene aktivnosti u halogenom nizu. Stol 8d prikazuje sastave poznatih interhalogenih spojeva (halogen s pozitivnijim oksidacijskim stanjem).
Međuhalogeni spojevi nastaju izravnom sintezom iz elemenata. Oksidacijsko stanje 7, što je neobično za jod, ostvaruje se u spoju IF7, dok ostali halogeni ne mogu koordinirati 7 atoma fluora. BrF3 i ClF3 su tekuće tvari koje su kemijski slične fluoru, ali prikladnije za fluoriranje. U ovom je slučaju BrF3 učinkovitiji. Budući da su trifluoridi jaki oksidanti i nalaze se u tekućem stanju, koriste se kao oksidanti raketnim gorivima.
Vodikovi spojevi. Halogeni reagiraju s vodikom, tvoreći HX, a reakcija s fluorom i klorom odvija se eksplozivno uz laganu aktivaciju. Interakcija s Br2 i I2 odvija se sporije. Da bi reakcija tekla s vodikom, dovoljno je aktivirati mali dio reagensa pomoću osvjetljenja ili zagrijavanja. Aktivirane čestice međusobno djeluju s neaktiviranim, stvarajući HX i nove aktivirane čestice, koje nastavljaju postupak, a reakcija dviju aktiviranih čestica u glavnoj reakciji završava stvaranjem produkta. Na primjer, stvaranje HCl iz H2 i Cl2:

Prikladnije metode za dobivanje vodikovih halogenida od izravne sinteze daju, na primjer, sljedeće reakcije:

U plinovitom stanju HX su kovalentni spojevi, ali u vodenoj otopini oni (s izuzetkom HF) postaju jake kiseline. To se objašnjava činjenicom da molekule vode učinkovito odvlače vodik od halogena. Sve kiseline su visoko topljive u vodi zbog hidratacije: HX + H2O -\u003e H3O + + X
HF je skloniji kompleksiranju od ostalih vodikovih halogenida. Naboji na H i F toliko su veliki, a ti su atomi toliko mali da nastaje HX-asocijacija tipa polimera sa sastavom (HF) x, gdje je x i 3. U takvoj otopini dolazi do disocijacije pod djelovanjem molekule vode nije više od nekoliko posto ukupnog broja vodikovih iona. Za razliku od ostalih vodikovih halogenida, vodikov fluorid aktivno reagira sa SiO2 i silikatima, oslobađajući plinoviti SiF4. Zbog toga se vodena otopina HF (fluorovodične kiseline) koristi za jetkanje stakla i čuva se ne u staklu, već u spremnicima za parafin ili polietilen. Čisti HF vrije neposredno ispod sobne temperature (19,52 ° C), pa se čuva kao tekućina u čeličnim cilindrima. Vodena otopina HCl naziva se klorovodična kiselina. Zasićena otopina koja sadrži 36% (tež.) HCl široko se koristi u kemijskoj industriji i laboratorijima (vidi također VODIK).
Astatin. Ovaj kemijski element iz obitelji halogena ima simbol At i atomski broj 85, u nekim mineralima postoji samo u tragovima. Daleko 1869. D.I.Mendeleev je predvidio njegovo postojanje i mogućnost njegovog otkrića u budućnosti. Astatin su otkrili D. Corson, K. Mackenzie i E. Segre 1940. Poznato je više od 20 izotopa, od kojih su najdugovječniji 210At i 211At. Prema nekim izvješćima, izotop astatin-211 nastaje tijekom bombardiranja 20983Bi jezgrama helija; izviješteno je da je astatin topljiv u kovalentnim otapalima, može stvarati At, kao i drugi halogeni, te je vjerojatno da se može dobiti AtO4 ion. (Ti su podaci dobiveni na otopinama s koncentracijom od 1010 mol / L.)

Kemijska svojstva halogena

Fluor može biti samo oksidirajuće sredstvo, što se lako može objasniti njegovim položajem u periodnom sustavu kemijskih elemenata D.I. Mendeleeva. To je najjače oksidirajuće sredstvo, čak oksidira i neke plemenite plinove:

2F 2 + Xe \u003d XeF 4

Treba objasniti visoku kemijsku aktivnost fluora

o uništavanje molekule fluora zahtijeva mnogo manje energije nego što se oslobađa tijekom stvaranja novih veza.

Dakle, zbog malog radijusa atoma fluora, usamljeni elektronski parovi u molekuli fluora međusobno se sudaraju i slabe

Halogeni djeluju u interakciji s gotovo svim jednostavnim tvarima.

1. Najenergičnija reakcija je s metalima. Kada se zagrije, fluor stupa u interakciju sa svim metalima (uključujući zlato i platinu); na hladnoći reagira s alkalnim metalima, olovom, željezom. S bakrom, niklom, reakcija na hladnoći se ne nastavlja, jer se na površini metala stvara zaštitni sloj fluorida koji štiti metal od daljnje oksidacije.

Klor energično reagira s alkalnim metalima, a s bakrom, željezom i kositrom reakcija se odvija zagrijavanjem. Brom i jod se ponašaju slično.

Interakcija halogena s metalima je egzotermni proces i može se izraziti jednadžbom:

2M + nHaI 2 \u003d 2MHaI DH<0

Metalhalogenidi su tipične soli.

Halogeni u ovoj reakciji pokazuju snažna oksidacijska svojstva. U ovom slučaju, atomi metala doniraju elektrone, a atomi halogena primaju, na primjer:

2. U normalnim uvjetima, fluor u mraku eksplozivno reagira s vodikom. Interakcija klora i vodika odvija se na jakom sunčevom svjetlu.

Brom i vodik međusobno djeluju samo kada se zagrijavaju, a jod reagira s vodikom kada se jako zagrijava (do 350 ° C), ali taj je postupak reverzibilan.

N 2 + Sl 2 \u003d 2HCl N 2 + Br 2 \u003d 2NBr

N 2 + I 2 "350 ° 2HI

Halogen u ovoj reakciji je oksidirajuće sredstvo.

Studije su pokazale da reakcija interakcije vodika i klora na svjetlosti ima sljedeći mehanizam.

Molekula Sl 2 apsorbira kvant svjetlosti hv i razgrađuje se u anorganske radikale Sl. ... Ovo je početak reakcije (početno pobuđivanje reakcije). Tada se nastavlja samo od sebe. Klorni radikal Sl. reagira s molekulom vodika. U tom slučaju nastaju vodikov radikal H i \u200b\u200bHCl. Zauzvrat, vodikov radikal H. reagira s molekulom Cl2, tvoreći HCl i Cl. itd.

Cl2 + hv \u003d Cl. + Sl.

Kl. + H2 \u003d HCl + H.

H. + Cl2 \u003d HCl + C1.

Početno uzbuđenje izazvalo je lanac uzastopnih reakcija. Takve reakcije nazivaju se lančane reakcije. Rezultat je klorovodik.

3. Halogeni ne djeluju izravno s kisikom i dušikom.

4. Halogeni dobro reagiraju s drugim nemetalima, na primjer:

2R + 3Sl 2 \u003d 2RSl 3 2R + 5Sl 2 \u003d 2RS1 5 Si + 2F 2 \u003d SiF 4

Halogeni (osim fluora) ne reagiraju s inertnim plinovima. Kemijska aktivnost broma i joda u odnosu na nemetale slabije je izražena od aktivnosti fluora i klora.

U svim tim reakcijama halogeni pokazuju oksidacijska svojstva.

Interakcija halogena sa složenim tvarima. 5.S vodom.

Fluor reagira s vodom eksplozivno stvarajući atomski kisik:

H20 + F2 \u003d 2HF + O

Ostatak halogena reagira s vodom prema sljedećoj shemi:

Gal 0 2 + H 2 O «NGal -1 + NGal +1 O

Ova reakcija je reakcija disproporcije kada je halogen istovremeno redukcijsko sredstvo i oksidirajuće sredstvo, na primjer:

Sl 2 + N 2 O «NSl + NSlO

Cl2 + H2O «H + + Cl - + HClO

Sl ° + 1e - ®Sl - Cl ° -1e - ®Sl +

gdje je HCl jaka solna kiselina; NSlO - slaba hipoklorna kiselina

6. Halogeni su sposobni oduzeti vodik drugim tvarima, terpentin + C1 2 \u003d HC1 + ugljik

Klor zamjenjuje vodik u zasićenim ugljikovodicima: SN 4 + Sl 2 \u003d SN 3 Sl + NSl

i pridružuje nezasićene spojeve:

S 2 N 4 + Sl 2 \u003d S 2 N 4 Sl 2

7. Reaktivnost halogena smanjuje se u seriji F-Cl - Br - I. Stoga prethodni element istiskuje sljedeći iz kiselina NG tipa (G - halogen) i njihovih soli. U tom se slučaju aktivnost smanjuje: F 2\u003e Sl 2\u003e Br 2\u003e I 2

Primjena

Klor se koristi za dezinfekciju vode za piće, izbjeljivanje tkanina i papirne mase. Velike količine troše se za proizvodnju solne kiseline, izbjeljivača itd. Fluor je pronašao široku primjenu u sintezi polimernih materijala - fluoroplastike s velikom kemijskom otpornošću, kao i oksidansa za raketno gorivo. Neki se spojevi fluora koriste u medicini. Brom i jod su snažni oksidanti i koriste se u raznim sintezama i analizama tvari.

U proizvodnji lijekova troše se velike količine broma i joda.

Vodikovi halogenidi

Spojevi halogena s vodikom HX, gdje je X bilo koji halogen, nazivaju se vodikovim halogenidima. Zbog velike elektronegativnosti halogena, vezani elektronski par pomaknut je u njihovom smjeru, pa su molekule tih spojeva polarne.

Vodikovi halogenidi su bezbojni plinovi oštrog mirisa, lako topljivi u vodi. Na 0 ° C u 1 volumenu vode otopi se 500 volumena HC1, 600 volumena HBr i 450 volumena HI. Vodikov fluorid se može miješati s vodom u bilo kojem omjeru. Visoka topljivost ovih spojeva u vodi omogućuje dobivanje koncentrata

Tablica 16. Stupnjevi disocijacije halogeničnih kiselina

otopine za kupanje. Kad se otope u vodi, vodikovi halogenidi se disociraju kao kiseline. HF pripada slabo disociranim spojevima, što se objašnjava posebnom čvrstoćom veze u jezgri. Ostatak otopina vodikovih halogenida spada među jake kiseline.

HF - fluorovodična (fluorovodonična) kiselina HC1 - klorovodična (klorovodična) kiselina HBr - bromovodična kiselina HI - jodovodična kiselina

Jačina kiselina u seriji HF - NSl - HBr - HI se povećava, što se objašnjava smanjenjem energije vezanja u istom smjeru i povećanjem međusjedarske udaljenosti. HI je najjača kiselina iz niza halogenovodičnih kiselina (vidi tablicu 16).

Polarizibilnost se povećava zbog činjenice da voda polarizira

više je veza čija je duljina veća. I Soli halogenovodičnih kiselina nose slijedeća imena: fluoridi, kloridi, bromidi, jodidi.

Kemijska svojstva halogenovodičnih kiselina

U suhom obliku vodikovi halogenidi ne utječu na većinu metala.

1. Vodene otopine vodikovih halogenida imaju svojstva anoksičnih kiselina. Energično reagira s mnogim metalima, njihovim oksidima i hidroksidima; metali koji su u elektrokemijskom nizu metalnih napona nakon vodika ne djeluju. U interakciji s nekim solima i plinovima.

Fluorovodonična kiselina uništava staklo i silikate:

SiO 2 + 4HF \u003d SiF 4 + 2H 2 O

Stoga se ne može čuvati u staklenom posuđu.

2. U redoks reakcijama, halogenovodične kiseline ponašaju se kao redukcijski agensi, a redukcijska aktivnost u nizu Cl -, Br -, I - raste.

Primanje

Vodikov fluorid dobiva se djelovanjem koncentrirane sumporne kiseline na fluorit:

CaF 2 + H2S04 \u003d CaSO4 + 2HF

Vodikov klorid dobiva se izravnom interakcijom vodika i klora:

H2 + Cl2 \u003d 2HCl

Ovo je sintetička metoda dobivanja.

Metoda sulfata temelji se na reakciji koncentrirane

sumporna kiselina s NaCl.

Uz lagano zagrijavanje, reakcija se nastavlja stvaranjem HCl i NaHSO 4.

NaCl + H2S04 \u003d NaHSO4 + HCl

Pri višoj temperaturi dolazi do druge faze reakcije:

NaCl + NaHS04 \u003d Na2S04 + HCl

Ali ne možete dobiti HBr i HI na sličan način, jer njihovi spojevi s metalima u interakciji s koncentriranjem

oksidiraju se sumpornom kiselinom, jer I - i Br - su jaka redukcijska sredstva.

2NaBr -1 + 2H 2 S + 6 O 4 (c) \u003d Br 0 2 + S + 4 O 2 + Na 2 SO 4 + 2 N 2 O

Vodikov bromid i vodikov jodid se dobivaju hidrolizom PBr 3 i PI 3: PBr 3 + 3H 2 O \u003d 3HBr + H 3 PO 3 PI 3 + 3H 2 O \u003d 3HI + H 3 PO 3

Halogenidi

Metalhalogenidi su tipične soli. Karakterizira ih ionski tip veze, gdje ioni metala imaju pozitivan naboj, a halogeni ioni su negativni. Imaju kristalnu rešetku.

Smanjujuća sposobnost halogenida povećava se u serijama Cl -, Br -, I - (vidi §2.2).

Topivost slabo topljivih soli opada u seriji AgCl - AgBr - AgI; za razliku od toga, AgF sol je vrlo topljiva u vodi. Većina soli halogenovodičnih kiselina lako je topljiva u vodi.

Ovdje će čitatelj pronaći informacije o halogenima, kemijskim elementima periodnog sustava D. I. Mendelejeva. Sadržaj članka omogućit će vam da se upoznate s njihovim kemijskim i fizičkim svojstvima, boravkom u prirodi, načinima primjene itd.

Opće informacije

Halogeni su svi elementi kemijske tablice D. I. Mendelejeva, koji su u sedamnaestoj skupini. Prema stromijoj klasifikacijskoj metodi, sve su to elementi sedme skupine, glavne podskupine.

Halogeni su elementi koji mogu reagirati s gotovo svim tvarima jednostavne vrste, s izuzetkom određene količine nemetala. Svi su oni energetski oksidanti, stoga su, u prirodnim uvjetima, u pravilu u mješovitom obliku s drugim tvarima. Indeks kemijske aktivnosti halogena opada s porastom njihovog rednog brojenja.

Sljedeći se elementi smatraju halogenima: fluor, klor, brom, jod, astatin i umjetno stvoreni tennesin.

Kao što je ranije spomenuto, svi halogeni su oksidanti s izraženim svojstvima, štoviše, svi su nemetali. Vanjski ima sedam elektrona. Interakcija s metalima dovodi do stvaranja ionskih veza i soli. Gotovo svi halogeni, osim fluora, mogu djelovati kao redukcijsko sredstvo postižući najviše oksidacijsko stanje od +7, ali to zahtijeva njihovu interakciju s elementima s visokim stupnjem elektronegativnosti.

Značajke etimologije

1841. švedski kemičar J. Berzelius predložio je uvođenje pojma halogeni, pozivajući se na tada poznate F, Br, I. Međutim, prije uvođenja ovog pojma u odnosu na cijelu skupinu takvih elemenata, 1811. godine, Njemački znanstvenik I Schweigger također je istom riječju nazivan klorom, sam izraz preveden je s grčkog kao "soleod".

Atomska struktura i stanja oksidacije

Konfiguracija elektrona vanjske atomske ljuske halogena je sljedeća: astatin - 6s 2 6p 5, jod - 5s 2 5p 5, brom 4s 2 4p 5, klor - 3s 2 3p 5, fluor 2s 2 2p 5.

Halogeni su elementi koji na vanjskoj ljusci imaju sedam elektrona, što im omogućuje da "bez napora" prikače elektron koji nije dovoljan da dovrši ljusku. Stanje oksidacije obično se prikazuje kao -1. Cl, Br, I i At u reakciji s elementima višeg stupnja počinju pokazivati \u200b\u200bpozitivno stanje oksidacije: +1, +3, +5, +7. Fluor ima konstantno stanje oksidacije -1.

Širenje

Zbog visokog stupnja reaktivnosti, halogeni su obično u obliku spojeva. Razina širenja u zemljinoj kori opada u skladu s porastom atomskog radijusa od F do I. Astatin u zemljinoj kori se uopće mjeri u gramima, a Tennessin se stvara umjetno.

Halogeni se najčešće nalaze prirodno u halogenidnim spojevima, a jod također može imati oblik kalijevog ili natrijevog jodata. Zbog svoje topljivosti u vodi prisutni su u oceanskim vodama i salamurama prirodnog podrijetla. F je slabo topljiv predstavnik halogena i najčešće se nalazi u sedimentnim stijenama, a glavni izvor mu je kalcijev fluorid.

Karakteristike fizičke kakvoće

Halogeni se mogu međusobno vrlo razlikovati i imaju sljedeća fizička svojstva:

1. Fluor (F2) je svijetložuti plin s oštrim i nadražujućim mirisom i ne komprimira se u normalnim temperaturnim uvjetima. Talište je -220 ° C, a vrelište -188 ° C.
2. Klor (Cl 2) je plin koji se pri normalnim temperaturama, čak ni pod utjecajem pritiska, ne komprimira, ima zagušljiv, opor miris i zeleno-žutu boju. Počinje se topiti na -101 ° C, a vreti na -34 ° C.
3. Brom (Br 2) je hlapljiva i teška tekućina smeđe-smeđe boje i oštrog smrdljivog mirisa. Topi se na -7 ° C, a vrije na 58 ° C.
4. Jod (I 2) - ova čvrsta supstanca ima tamno sivu boju, a karakterizira je metalni sjaj, miris je prilično oštar. Postupak topljenja započinje kad dosegne 113,5 ° C, a vre na 184,885 ° C.
5. Rijetki halogen je astatin (At 2), koji je čvrst i ima crno-plavu boju s metalnim sjajem. Točka topljenja odgovara 244 ° S, a vrenje započinje nakon postizanja 309 ° S.

Kemijska priroda halogena

Halogeni su elementi s vrlo visokom oksidacijskom aktivnošću, koja se smanjuje s F na At. Fluor, najaktivniji predstavnik halogena, može reagirati sa svim vrstama metala, ne isključujući niti jedan poznati. Većina predstavnika metala, ulazeći u atmosferu fluora, podvrgava se spontanom izgaranju, dok u ogromnim količinama oslobađa toplinu.

Bez izlaganja fluoru toplini, on može reagirati s velikim brojem nemetala, na primjer H2, C, P, S, Si. Vrsta reakcija u ovom slučaju je egzotermna i može biti popraćena eksplozijom. Kada se zagrije, F prisiljava preostale halogene da oksidiraju, a kada je izložen zračenju, ovaj element uopće može reagirati s teškim plinovima inertne prirode.

U interakciji sa složenim tvarima, fluor uzrokuje visokoenergetske reakcije, na primjer, oksidacijom vode može izazvati eksploziju.

Klor također može biti reaktivan, pogotovo kad je slobodan. Njegova je aktivnost niža od one na fluoru, ali on može reagirati s gotovo svim jednostavnim tvarima, ali dušik, kisik i plemeniti plinovi s njom ne reagiraju. U interakciji s vodikom, kada se zagrije ili pri dobrom osvjetljenju, klor stvara burnu reakciju, popraćenu eksplozijom.

Osim reakcija supstitucije, Cl može reagirati s velikim brojem složenih tvari. Sposoban je istisnuti Br i I kao rezultat zagrijavanja od spojeva koje su stvorili metalom ili vodikom, a može reagirati i s alkalnim tvarima.

Brom je kemijski manje aktivan od klora ili fluora, ali se ipak očituje vrlo jasno. To je zbog činjenice da se brom Br najčešće koristi kao tekućina, jer je u tom stanju početni stupanj koncentracije pod istim uvjetima veći od stupnja Cl. Široko se koristi u kemiji, posebno organskoj. Može se otopiti u H20 i djelomično s njom reagirati.

Halogeni element jod tvori jednostavnu tvar I 2 i sposoban je reagirati s H20, otapa se u jodidima otopina, tvoreći tako složene anione. Od većine halogena razlikujem se po tome što ne reagira s većinom nemetala i sporo reagira s metalima, dok se mora zagrijavati. Reagira s vodikom samo kada je izložen jakom zagrijavanju, a reakcija je endotermna.

Rijetki halogen astatin (At) manje je reaktivan od joda, ali može reagirati s metalima. Kao rezultat disocijacije nastaju i anioni i kationi.

Područja upotrebe

Ljudi koriste halogene spojeve u širokom spektru područja djelovanja. Prirodni kriolit (Na 3 AlF 6) koristi se za proizvodnju Al. Brom i jod farmaceutske i kemijske tvrtke često koriste kao jednostavne tvari. U proizvodnji rezervnih dijelova za automobile često se koriste halogeni. Farovi su jedan takav detalj. Vrlo je važno odabrati pravi materijal za ovu komponentu automobila, jer prednja svjetla noću osvjetljavaju cestu i način su otkrivanja i vas i ostalih vozača. Jedan od najboljih kompozitnih materijala za prednja svjetla je ksenon. Međutim, halogen je samo malo lošije kvalitete ovog inertnog plina.

Dobar halogen je fluorid, aditiv koji se široko koristi u proizvodnji pasta za zube. Pomaže u sprečavanju karijesa.

Takav halogeni element kao klor (Cl) nalazi svoju primjenu u proizvodnji HCl, često se koristi u sintezi organskih tvari poput plastike, gume, sintetičkih vlakana, boja i otapala itd. Spojevi klora također se koriste kao sredstva za izbjeljivanje platneni i pamučni materijal, papir i kao sredstvo za borbu protiv bakterija u vodi za piće.

Pažnja! Otrovno!

Zbog svoje vrlo visoke reaktivnosti, halogeni se s pravom nazivaju otrovnima. Sposobnost ulaska u reakcije najizraženija je kod fluora. Halogeni imaju izražena svojstva gušenja i mogu oštetiti tkiva u interakciji.

Fluor u parama i aerosolima smatra se jednim od potencijalno najopasnijih oblika halogena, štetnih za okolna živa bića. To je zbog činjenice da je njuh slabo opaža i osjeća se tek nakon postizanja visoke koncentracije.

Sumirati

Kao što vidimo, halogeni su vrlo važan dio periodnog sustava, oni imaju mnoga svojstva, razlikuju se po fizikalnim i kemijskim svojstvima, atomskoj strukturi, oksidacijskom stanju i sposobnosti reakcije s metalima i nemetalima. Koristi se u industriji na razne načine, od aditiva do proizvoda za osobnu njegu do sinteze organskih kemikalija ili izbjeljivača. Unatoč činjenici da je jedan od najboljih načina održavanja i stvaranja svjetla u automobilskim farovima ksenon, halogen mu praktički nije inferioran, a također je široko korišten i ima svoje prednosti.

Sada znate što je halogen. Vodič za bilo kakva pitanja o tim tvarima više vam nije smetnja.

OPĆE KARAKTERISTIKE

Halogeni (od grčkog halos - stvaranje soli i geni) - elementi glavne podskupine VII skupine periodičnog sustava: fluor, klor, brom, jod, astatin.

Stol. Elektronička struktura i neka svojstva atoma i molekula halogena

1) Opća elektronička konfiguracija vanjske razine energije je nS2nP5.
2) S porastom rednog broja elemenata povećavaju se polumjeri atoma, elektronegativnost se smanjuje, nemetalna svojstva slabe (metalna svojstva rastu); halogeni su jaki oksidanti, oksidacijska sposobnost elemenata opada s porastom atomske mase.
3) Molekule halogena sastoje se od dva atoma.
4) Povećanjem atomske mase boja postaje tamnija, povećavaju se tališta i vrelišta, kao i gustoća.
5) Snaga halogeničnih kiselina povećava se s porastom atomske mase.
6) Halogeni mogu međusobno tvoriti spojeve (npr. BrCl)

FLUOR I NJEGOVE SPOJEVE

Fluor F2 - otkrio A. Moissan 1886. godine

Fizička svojstva

Svjetložuti plin; t ° pl. \u003d -219 ° C, t ° vrenje \u003d -183 ° C.

Primanje

Elektroliza taline kalijevog hidrofluorida KHF2:

Kemijska svojstva

F2 je najjače oksidacijsko sredstvo od svih tvari:

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

Vodikov fluorid

Fizička svojstva

Bezbojni plin, dobro topljiv u vodi t ° pl. \u003d - 83,5 ° C; bala t ° \u003d 19,5 ° C;

Primanje

CaF2 + H2SO4 (konc.) ® CaSO4 + 2HF

Kemijska svojstva

1) VF otopina u vodi - slaba kiselina (fluorovodik):

VF «H + + F-

Soli fluorovodonične kiseline - fluoridi

2) Fluorovodonična kiselina otapa staklo:

SiO2 + 4HF ® SiF4 + 2H2O

SiF4 + 2HF ® H2 heksafluorosilicna kiselina

KLOR I NJEGOVE SPOJEVINE

Klor Cl2 - otkrio K. Scheele 1774

Fizička svojstva

Plin je žuto-zeleni, t ° pl. \u003d -101 ° C, tt t ° \u003d -34 ° C.

Primanje

Oksidacija Cl-iona jakim oksidansima ili električnom strujom:

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

elektroliza otopine NaCl (industrijska metoda):

2NaCl + 2H2O ® H2 + Cl2 + 2NaOH

Kemijska svojstva

Klor je jako oksidirajuće sredstvo.

1) Reakcije s metalima:

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

2) Reakcije s nemetalima:

H2 + Cl2 –hn® 2HCl
2P + 3Cl2 ® 2PClZ

3) Reakcija s vodom:

Cl2 + H2O «HCl + HClO

4) Reakcije s lužinama:

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

5) Izmjenjuje brom i jod iz halogenovodičnih kiselina i njihovih soli.

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

Spojevi klora
Vodikov klorid

Fizička svojstva

Bezbojni plin oštrog mirisa, otrovan, teži od zraka, lako topiv u vodi (1: 400).
t ° pl. \u003d -114 ° C, tt t ° \u003d -85 ° C.

Primanje

1) Sintetska metoda (industrijska):

H2 + Cl2 ® 2HCl

2) Metoda hidrosulfata (laboratorijska):

NaCl (krutina) + H2SO4 (konc.) ® NaHSO4 + HCl

Kemijska svojstva

1) Otopina HCl u vodi - klorovodična kiselina - jaka kiselina:

HCl «H + + Cl-

2) Reagira s metalima u rasponu naprezanja do vodika:

2Al + 6HCl ® 2AlCl3 + 3H2

3) s metalnim oksidima:

MgO + 2HCl ® MgCl2 + H2O

4) s bazama i amonijakom:

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

5) sa solima:

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

Stvaranje bijelog taloga srebrnog klorida, netopivog u mineralnim kiselinama, koristi se kao kvalitativna reakcija za detekciju Cl-aniona u otopini.
Kloridi metala - soli klorovodične kiseline, dobiveni su interakcijom metala s klorom ili reakcijama solne kiseline s metalima, njihovim oksidima i hidroksidima; razmjenom s nekim solima

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

Većina klorida topivi su u vodi (s izuzetkom klorida srebra, olova i monovalentne žive).

Hypochlorous acid HCl + 1O
H - O - Cl

Fizička svojstva

Dostupno samo u obliku razrijeđenih vodenih otopina.

Primanje

Cl2 + H2O «HCl + HClO

Kemijska svojstva

HClO je slaba kiselina i jako oksidirajuće sredstvo:

1) Razgrađuje se, oslobađajući atomski kisik

HClO - u svjetlu® HCl + O

2) S lužinama daje soli - hipoklorite

HClO + KOH ® KClO + H2O

2HI + HClO ® I2¯ + HCl + H2O

Klorna kiselina HCl + 3O2
H - O - Cl \u003d O

Fizička svojstva

Postoji samo u vodenim otopinama.

Primanje

Nastaje interakcijom vodikovog peroksida s klorovim (IV) oksidom, koji se dobiva iz Bertholletove soli i oksalne kiseline u mediju H2SO4:

2KClO3 + H2C2O4 + H2SO4 ® K2SO4 + 2CO2 + 2SlO2 + 2H2O
2ClO2 + H2O2 ® 2HClO2 + O2

Kemijska svojstva

HClO2 je slaba kiselina i jako oksidirajuće sredstvo; kloridne soli - kloriti:

HClO2 + KOH ® KClO2 + H2O

2) Nestabilan, raspada se u skladištu

4HClO2 ® HCl + HClO3 + 2ClO2 + H2O

Klorova kiselina HCl + 5O3

Fizička svojstva

Stabilan samo u vodenim otopinama.

Primanje

Ba (ClO3) 2 + H2SO4 ® 2HClO3 + BaSO4¯

Kemijska svojstva

HClO3 - jaka kiselina i jako oksidirajuće sredstvo; soli klorovodične kiseline - klorati:

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

KClO3 - Bertholletova sol; dobiva se propuštanjem klora kroz zagrijanu (40 ° C) otopinu KOH:

3Cl2 + 6KOH ® 5KCl + KClO3 + 3H2O

Bertholletova sol koristi se kao oksidirajuće sredstvo; zagrijavanjem se raspada:

4KClO3 - bez cat® KCl + 3KClO4
2KClO3 –MnO2 mačka® 2KCl + 3O2

Perklorna kiselina HCl + 7O4

Fizička svojstva

Bezbojna tekućina, bala t ° \u003d 25 ° C, t ° pl. \u003d -101 ° C.

Primanje

KClO4 + H2SO4 ® KHSO4 + HClO4

Kemijska svojstva

HClO4 je vrlo jaka kiselina i vrlo jako oksidirajuće sredstvo; soli perklorne kiseline - perklorati.

HClO4 + KOH ® KClO4 + H2O

2) Kada se zagriju, klorovodična kiselina i njene soli raspadaju se:

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

BROM I NJEGOVE SPOJEVE

Brom Br2 - otkrio J. Balard 1826. godine.

Fizička svojstva

Smeđa tekućina s teškim otrovnim parama; ima neugodan miris; r \u003d 3,14 g / cm3; t ° pl. \u003d -8 ° C; bala t ° \u003d 58 ° C.

Primanje

Oksidacija Br iona - jaki oksidanti:

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

Kemijska svojstva

U slobodnom stanju brom je snažno oksidirajuće sredstvo; i njegova vodena otopina, "bromna voda" (koja sadrži 3,58% broma) obično se koristi kao slabo oksidirajuće sredstvo.

1) Reagira s metalima:

2Al + 3Br2 ® 2AlBr3

2) Reagira s nemetalima:

H2 + Br2 «2HBr
2P + 5Br2 ® 2PBr5

3) Reagira s vodom i lužinama:

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

4) Reagira s jakim redukcijskim sredstvima:

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

Vodikov bromid HBr

Fizička svojstva

Bezbojni plin, lako topiv u vodi; bala t ° \u003d -67 ° C; t ° pl. \u003d -87 ° C.

Primanje

2NaBr + H3PO4 –t ° ® Na2HPO4 + 2HBr

PBr3 + 3H2O ® H3PO3 + 3HBr

Kemijska svojstva

Vodena otopina bromovodik-bromovodične kiseline čak je jača od solne kiseline. Ulazi u iste reakcije kao i HCl:

1) Disocijacija:

HBr «H + + Br -

2) S metalima u rasponu napona do vodika:

Mg + 2HBr ® MgBr2 + H2

3) s metalnim oksidima:

CaO + 2HBr ® CaBr2 + H2O

4) s bazama i amonijakom:

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

5) sa solima:

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

Soli bromovodične kiseline nazivaju se bromidi. Posljednja reakcija - stvaranje taloga srebrno-bromida netopljivog u žutoj kiselini služi za otkrivanje Br - aniona u otopini.

6) HBr je jako redukcijsko sredstvo:

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

Od kisikovih kiselina broma poznati su slabi hipobromni HBr + 1O i jaki bromni HBr + 5O3.
JOD I NJEGOVE SPOJEVE

Jod I2 - otkrio B. Courtois 1811. godine

Fizička svojstva

Kristalna tvar tamnoljubičaste boje s metalnim sjajem.
r \u003d 4,9 g / cm3; t ° pl. \u003d 114 ° C; vrelište \u003d 185 ° C. Dobro se otopimo u organskim otapalima (alkohol, CCl4).

Primanje

Oksidacija I-jona jakim oksidansima:

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

Kemijska svojstva

1) s metalima:

2Al + 3I2 ® 2AlI3

2) s vodikom:

3) s jakim redukcijskim sredstvima:

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

4) s lužinama:

3I2 + 6NaOH ® 5NaI + NaIO3 + 3H2O

Vodikov jodid

Fizička svojstva

Bezbojni plin oštrog mirisa dobro ćemo se otopiti u vodi, t ° kip. \u003d -35 ° C; t ° pl. \u003d -51 ° C.

Primanje

I2 + H2S ® S + 2HI

2P + 3I2 + 6H2O ® 2H3PO3 + 6HI

Kemijska svojstva

1) Otopina HI u vodi je jaka jodovodična kiselina:

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

Soli jodovodične kiseline - jodidi (za ostale HI reakcije vidi St. HCl i HBr)

2) HI je vrlo snažno redukcijsko sredstvo:

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

3) Identifikacija I-iona u otopini:

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

Nastaje tamnožuti talog srebrnog jodida, netopiv u kiselinama.

Kiseoničke kiseline joda

Jodna kiselina HI + 5O3

Bezbojna kristalna tvar, t ° pl. \u003d 110 ° C, lako topljiva u vodi.

Primite:

3I2 + 10HNO3 ® 6HIO3 + 10NO + 2H2O

HIO3 je jaka kiselina (soli - jodati) i jako oksidacijsko sredstvo.

Jodna kiselina H5I + 7O6

Kristalna higroskopna tvar, lako topljiva u vodi, talište \u003d 130 ° C.
Slaba kiselina (soli - periodati); jako oksidirajuće sredstvo.