PODSkupina VIIA. HALOGENI
FLUOR, KLOR, BROM, JOD, ASTAT
Halogeni in zlasti fluor, klor in brom so zelo pomembni za industrijo in laboratorijsko prakso tako v prostem stanju kot v obliki različnih organskih in anorganskih spojin. Fluor je bledo rumen visoko reaktiven plin, ki draži dihala in korodira materiale. Tudi klor je jedk, kemično agresiven plin temno zelenkasto rumene barve je manj reaktiven kot fluor. Pogosto se uporablja v nizkih koncentracijah za razkuževanje vode (kloriranje), v visokih koncentracijah pa je strupen in povzroča močno draženje dihal (plin klora je bil v prvi svetovni vojni kemično orožje). Brom je v običajnih pogojih težka rdečkasto rjava tekočina, ki pa zlahka izhlapi in postane koroziven plin. Jod je temno vijolična trdna snov, ki se zlahka sublimira. Astatin je radioaktivni element, edini halogen, ki nima stabilnega izotopa.
V družini teh elementov so v primerjavi z drugimi A-podskupinami najbolj izrazite nekovinske lastnosti. Tudi močan jod je tipična nekovina. Prvi član družine, fluor, ima "super nekovinske" lastnosti. Vsi halogeni so elektronski akceptorji in imajo močno težnjo, da dopolnijo elektronski oktet s sprejemom enega elektrona. Reaktivnost halogenov se z naraščanjem atomskega števila zmanjšuje in na splošno se lastnosti halogenov spreminjajo glede na njihov položaj v periodnem sistemu. Tabela 8a prikazuje nekatere fizikalne lastnosti, ki omogočajo razumevanje razlik in pravilnosti sprememb lastnosti v seriji halogenov. Fluor ima številne nenavadne lastnosti. Ugotovljeno je bilo na primer, da afiniteta elektronov do fluora ni tako visoka kot za klor, ta lastnost pa bi morala nakazovati sposobnost sprejemanja elektrona, tj. za kemično aktivnost. Glede na zelo majhen polmer in bližino valentne lupine do jedra bi moral imeti fluor največjo afiniteto do elektrona. To odstopanje je vsaj deloma razloženo z nenavadno nizko vezavno energijo FF v primerjavi z energijo za ClCl (glej entalpijo disociacije v tabeli 8a). Za fluor znaša 159 kJ / mol, za klor pa 243 kJ / mol. Zaradi majhnega kovalentnega polmera fluora bližina osamljenih parov v strukturi: F: F: določa enostavnost prekinitve te vezi. Dejansko je fluor kemično aktivnejši od klora zaradi enostavnosti tvorbe atomskega fluora. Vrednost hidracijske energije (glej tabelo 8a) kaže na visoko reaktivnost fluoridnega iona: F-ion je hidriran z večjim energijskim učinkom kot drugi halogeni. Majhen polmer in s tem večja gostota naboja pojasnjujeta veliko hidracijsko energijo. Številne nenavadne lastnosti fluorovih in fluoridnih ionov postanejo jasne, če upoštevamo velikost in naboj iona.
Prejemanje. Velik industrijski pomen halogenov določa zahteve glede načinov njihove proizvodnje. Glede na raznolikost in kompleksnost proizvodnih metod so bistveni poraba in stroški električne energije, surovin in potrebe po stranskih proizvodih.
Fluor. Zaradi kemijske agresivnosti fluoridnih in kloridnih ionov se ti elementi pridobivajo elektrolitsko. Fluor dobimo iz fluorita: CaF2 pri obdelavi z žveplovo kislino tvori HF (fluorovodikova kislina); KHF2 se sintetizira iz HF in KF, ki je izpostavljen elektrolitski oksidaciji v elektrolitski celici z ločenimi anodnimi in katodnimi prostori, z jekleno katodo in ogljikovo anodo; na anodi se sprošča fluor F2, vodik pa je stranski produkt na katodi, ki ga je treba izolirati iz fluora, da se prepreči eksplozija. Za sintezo tako pomembnih spojin, kot so polifluoroogljikovodiki, organske spojine fluoriramo v elektrolizatorju s fluorom, kar ne zahteva izolacije in kopičenja fluora v ločenih posodah.
Klor proizvedeno predvsem iz slanice NaCl v elektrolizatorjih z ločenim anodnim prostorom, da se prepreči reakcija klora z drugimi produkti elektrolize: NaOH in H2; tako elektroliza proizvaja tri pomembne industrijske izdelke, klor, vodik in alkalije. Za izvedbo tega postopka se uporabljajo različne modifikacije elektrolizatorjev. Klor se pridobiva tudi kot stranski produkt pri elektrolitski proizvodnji magnezija iz MgCl2. Večina klora se porabi za sintezo HCl z reakcijo z zemeljskim plinom, HCl pa se porabi za pridobivanje MgCl2 iz MgO. Klor nastaja tudi v metalurgiji natrija iz NaCl, vendar je metoda elektrolize slanice cenejša. V laboratorijih industrializiranih držav z reakcijo 4HCl + MnO2 \u003d MnCl2 + 2H2O + Cl2 nastane več tisoč ton klora.
Brom se pridobivajo iz vodnjakov s slanico, ki vsebujejo več bromidnih ionov kot morska voda, ki je drugi najpomembnejši vir broma. Bromidni ion se v podobnih reakcijah lažje pretvori v brom kot fluoridni in kloridni ioni. Zato se za pridobitev broma uporablja predvsem klor kot oksidacijsko sredstvo, saj se aktivnost halogenov v skupini zmanjša od zgoraj navzdol in vsak prej stoječi halogen izpodrine naslednjega. Pri proizvodnji broma slanico ali morsko vodo predhodno nakisamo z žveplovo kislino in nato obdelamo s klorom v skladu z reakcijo
2Br + Cl2 -\u003e Br2 + 2Cl
Iz raztopine se brom izolira z uparjanjem ali prečiščevanjem, čemur sledi absorpcija z različnimi reagenti, odvisno od nadaljnje uporabe. Na primer pri reakciji z ogrevano raztopino natrijevega karbonata dobimo kristalni NaBr in NaBrO3; po nakisanju mešanice kristalov se brom regenerira, kar zagotavlja posreden, a primeren način kopičenja (shranjevanja) te jedke, neprijetne vonjave, strupene tekočine. Brom lahko absorbira tudi raztopina SO2, v kateri nastane HBr. Brom lahko enostavno ločimo od te raztopine s prepuščanjem klora (na primer za reakcijo broma z etilenom C2H4, da dobimo dibromoetilen C2H4Br2, ki se uporablja kot bencinsko sredstvo proti udarcem). Svetovna proizvodnja broma je več kot 300.000 ton / leto.
Jod pridobljen iz pepela morskih alg, obdelan z mešanico MnO2 + H2SO4 in očiščen s sublimacijo. Jodide najdemo v pomembnih količinah v podzemnih vrtalnih vodah. Jod dobimo z oksidacijo jodidnega iona (na primer nitritnega iona NO2 ali klora). Jod lahko oborimo tudi kot AgI, iz katerega se srebro ob interakciji z železom regenerira v FeI2. Jod se iz FeI2 izpodrine s klorom. Čilski nitrat, ki vsebuje nečistoto NaIO3, se predela za proizvodnjo joda. Jodid-ion je pomembna sestavina človeške hrane, saj je nujen za tvorbo joda, ki vsebuje hormon tiroksin, ki nadzoruje rast in druge telesne funkcije.
Reaktivnost in spojine. Vsi halogeni reagirajo neposredno s kovinami in tvorijo soli, katerih ionski značaj je odvisen tako od halogena kot od kovine. Tako so kovinski fluoridi, zlasti kovine iz podskupin IA in IIA, ionske spojine. Stopnja ionske vezi se zmanjšuje s povečanjem atomske mase halogena in zmanjšanjem reaktivnosti kovine. Jonski vezani halogenidi kristalizirajo v tridimenzionalnih kristalnih rešetkah. NaCl (kuhinjska sol) ima na primer kubično mrežo. S povečanjem kovalentnosti vezi se delež večplastnih struktur poveča (kot pri CdCl2, CuCl2, CuBr2, PbCl2, PdCl2, FeCl2 itd.). V plinastem stanju kovalentni halogenidi pogosto tvorijo dimerje, na primer Al2Cl6 (AlCl3 dimer). Z nekovinami halogeni tvorijo spojine s skoraj povsem kovalentno vezjo, na primer halogenidi ogljika, fosforja in žvepla (CCl4 itd.). Najvišja stopnja oksidacije nekovin in kovin so prikazane v reakcijah s fluorom, na primer SF6, PF5, CuF3, CoF3. Poskusi pridobivanja jodidov podobne sestave propadejo zaradi velikega atomskega polmera joda (sterični faktor) in zaradi močne težnje elementov v visokem oksidacijskem stanju, da oksidirajo I do I2. Poleg neposredne sinteze lahko halogenide dobimo tudi z drugimi metodami. Kovinski oksidi v prisotnosti ogljika reagirajo s halogeni in tvorijo halogenide (na primer Cr2O3 se pretvori v CrCl3). Iz CrCl3CH6H2O z dehidracijo ni mogoče pridobiti CrCl3, ampak samo osnovni klorid (ali hidroksoklorid). Halogenide dobimo tudi z obdelavo oksidov s hlapi HX, na primer:

CCl4 je dobro sredstvo za kloriranje, na primer za pretvorbo BeO v BeCl2. SbF3 se pogosto uporablja za fluoriranje kloridov (glej SO2ClF zgoraj).
Polihalogenidi. Halogeni reagirajo s številnimi kovinskimi halogenidi in tvorijo polihalogeide spojin, ki vsebujejo velike anionske vrste Xn1. Na primer:

Prva reakcija zagotavlja priročno metodo za pridobivanje visoko koncentrirane raztopine I2 z dodajanjem joda koncentrirani raztopini KI. Polijodidi ohranjajo lastnosti I2. Prav tako je mogoče dobiti mešane polighalogenide: RbI + Br2 -\u003e RbIBr2 RbIСl2 + Cl2 -\u003e RbICl4
Topnost. Halogeni imajo nekaj topnosti v vodi, vendar je, kot je bilo pričakovano, zaradi kovalentne narave XX vezi in majhnega naboja njihova topnost nizka. Fluor je tako aktiven, da elektronski par potegne stran od kisika vode, medtem ko se sprošča prosti O2 in nastajata OF2 in HF. Klor je manj aktiven, vendar reagira z vodo in tvori nekaj HOCl in HCl. Klorove hidrate (npr. Cl2 * 8H2O) lahko ločimo od raztopine po hlajenju.
Jod ima nenavadne lastnosti, če se raztopi v različnih topilih. Ko se majhne količine joda raztopijo v vodi, alkoholih, ketonih in drugih topilih, ki vsebujejo kisik, nastane rjava raztopina (1% raztopina I2 v alkoholu je pogost medicinski antiseptik). Raztopina joda v CCl4 ali drugih topilih brez kisika je vijoličaste barve. Predvidevamo lahko, da se molekule joda v takšnem topilu obnašajo podobno kot v plinski fazi, ki ima enako barvo. V topilih, ki vsebujejo kisik, se elektronski par kisika potegne na valentne orbitale joda.
Oksidi. Halogeni tvorijo okside. Pri lastnostih teh oksidov ni opaziti sistematičnega vzorca ali periodičnosti. Podobnosti in razlike ter glavne metode za pridobivanje halogenskih oksidov so prikazane v tabeli. 8b.
Halogenske oksokisline. S tvorbo oksokislin se bolj jasno kaže sistematičnost halogenov. Halogeni tvorijo halogene kisline HOX, halogene kisline HOXO, halogene kisline HOXO2 in halogene kisline HOXO3, kjer je X halogen. Toda samo klor tvori kisline vseh navedenih sestavkov, fluor pa sploh ne tvori okso kislin, brom ne tvori HBrO4. Sestave kislin in glavne metode za njihovo pripravo so prikazane v tabeli 8c.

Vse halogenske kisline so nestabilne, vendar je čisti HOClO3 najbolj stabilen (brez kakršnih koli reducentov). Vse okso kisline so močna oksidacijska sredstva, vendar stopnja oksidacije ni nujno odvisna od stopnje oksidacije halogena. HOCl (ClI) je torej hitro in učinkovito oksidacijsko sredstvo, razredčeni HOClO3 (ClVII) pa ne. Na splošno je višja stopnja oksidacije halogena v okso kislini, močnejša je kislina; zato je HClO4 (ClVII) najmočnejša znana okso kislina v vodni raztopini. Ion ClO4, ki nastane med disociacijo kisline v vodi, je najšibkejši od negativnih ionov, darovalec elektronskega para. Hipokloriti Na in Ca najdejo industrijsko uporabo pri beljenju in čiščenju vode. Interhalogene spojine so med seboj spojine različnih halogenov. Halogen z velikim polmerom ima v taki spojini vedno pozitivno oksidacijsko stanje (podvržen je oksidaciji), z manjšim polmerom pa bolj negativen (podvržen redukciji). To dejstvo izhaja iz splošne težnje po spremembi aktivnosti v seriji halogenov. Tabela 8d prikazuje sestave znanih interhalogenih spojin (halogen z bolj pozitivno stopnjo oksidacije).
Interhalogene spojine nastanejo z neposredno sintezo iz elementov. Oksidacijsko stanje 7, ki je za jod nenavadno, se doseže v spojini IF7, medtem ko drugi halogeni ne morejo koordinirati 7 atomov fluora. BrF3 in ClF3 sta tekoči snovi, ki sta kemično podobni fluoru, vendar bolj primerni za fluoriranje. Hkrati je BrF3 učinkovitejši. Ker so trifluoridi močni oksidanti in so v tekočem stanju, se uporabljajo kot oksidanti raketnih goriv.
Vodikove spojine. Halogeni reagirajo z vodikom in tvorijo HX, reakcija s fluorom in klorom pa eksplozivno poteka z rahlo aktivacijo. Interakcija z Br2 in I2 poteka počasneje. Za nadaljevanje reakcije z vodikom je dovolj, da z osvetlitvijo ali segrevanjem aktiviramo majhen del reagentov. Aktivirani delci sodelujejo z neaktiviranimi, tvorijo HX in nove aktivirane delce, ki nadaljujejo postopek, reakcija obeh aktiviranih delcev po glavni reakciji pa se konča z nastankom produkta. Na primer, tvorba HCl iz H2 in Cl2:

Primernejše metode za pridobivanje vodikovih halogenidov kot neposredna sinteza dajejo na primer naslednje reakcije:

V plinastem stanju so HX kovalentne spojine, v vodni raztopini pa (z izjemo HF) postanejo močne kisline. To je razloženo z dejstvom, da molekule vode učinkovito odvajajo vodik od halogena. Vse kisline so zaradi hidracije zelo topne v vodi: HX + H2O -\u003e H3O + + X
HF je bolj nagnjen k kompleksiranju kot drugi vodikovi halogenidi. Naboji na H in F so tako veliki in ti atomi so tako majhni, da nastanejo HX-asociati, kot so polimeri sestave (HF) x, kjer x і 3. V taki raztopini disociacija pod delovanjem vode molekule ni več kot nekaj odstotkov celotnega števila vodikovih ionov. Za razliko od drugih vodikovih halogenidov vodikov fluorid aktivno reagira s SiO2 in silikati, sproščajoč plinasti SiF4. Zato se pri jedkanju stekla uporablja vodna raztopina HF (fluorovodikova kislina), ki se ne hrani v steklu, temveč v parafinskih ali polietilenskih posodah. Čisti HF vre tik pod sobno temperaturo (19,52 ° C), zato je shranjen kot tekočina v jeklenih jeklenkah. Vodna raztopina HCl se imenuje klorovodikova kislina. Nasičena raztopina, ki vsebuje 36% (mas.) HCl, se pogosto uporablja v kemični industriji in laboratorijih (glej tudi VODIK).
Astatin. Ta kemični element iz družine halogenov ima simbol At in atomsko številko 85, v nekaterih mineralih obstaja le v sledovih. Leta 1869 je D. I. Mendeleev napovedal njen obstoj in možnost njegovega odkritja v prihodnosti. D. Corson, K. Mackenzie in E. Segre so leta 1940 odkrili astatin. Znanih je več kot 20 izotopov, med katerimi sta najdlje živela 210At in 211At. Po nekaterih poročilih je izotop astatin-211 nastal med bombardiranjem leta 20983Bi z jedri helija; poročali so, da je astatin topen v kovalentnih topilih, lahko tvori At, tako kot drugi halogeni, in verjetno je mogoče dobiti ion AtO4. (Ti podatki so bili pridobljeni na raztopinah s koncentracijo 1010 mol / l.)

Kemijske lastnosti halogenov

Fluor je lahko le oksidant, kar je enostavno razložiti z njegovim položajem v periodnem sistemu kemičnih elementov D.I. Mendeleeva. Je najmočnejše oksidativno sredstvo, celo oksidira nekatere plemenite pline:

2F 2 + Xe \u003d XeF 4

Pojasniti je treba visoko reaktivnost fluora

o uničenje molekule fluora zahteva veliko manj energije, kot se sprosti med tvorbo novih vezi.

Zaradi majhnega polmera atoma fluora osamljeni elektronski pari v molekuli fluora trčijo in oslabijo

Halogeni sodelujejo s skoraj vsemi preprostimi snovmi.

1. Najbolj živahna reakcija poteka s kovinami. Pri segrevanju fluor sodeluje z vsemi kovinami (vključno z zlatom in platino); v mrazu reagira z alkalnimi kovinami, svincem, železom. Z bakrom in nikljem reakcija v mrazu ne poteka, saj na površini kovine nastane zaščitna plast fluorida, ki kovino ščiti pred nadaljnjo oksidacijo.

Klor močno reagira z alkalnimi kovinami, z bakrom, železom in kositrom pa reakcija poteka pri segrevanju. Brom in jod se obnašata podobno.

Interakcija halogenov s kovinami je eksotermni proces in jo lahko izrazimo z enačbo:

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

Kovinski halogenidi so tipične soli.

V tej reakciji imajo halogeni močne oksidativne lastnosti. V tem primeru kovinski atomi donirajo elektrone, halogenski atomi pa na primer prejmejo:

2. V normalnih pogojih fluor v temi reagira z vodikom eksplozivno. Interakcija klora z vodikom poteka pri močni sončni svetlobi.

Brom in vodik sodelujeta le pri segrevanju, jod z vodikom pa reagira z močnim segrevanjem (do 350 ° C), vendar je ta postopek reverzibilen.

Н 2 + Сl 2 \u003d 2HCl Н 2 + Br 2 \u003d 2НBr

Н 2 + I 2 "350 ° 2HI

Halogen v tej reakciji je oksidant.

Študije so pokazale, da ima reakcija medsebojnega delovanja vodika s klorom naslednji mehanizem.

Molekula Sl 2 absorbira hv svetlobni kvant in se razgradi v anorganske radikale Sl. ... To je začetek reakcije (začetno vzbujanje reakcije). Potem se nadaljuje samo od sebe. Klorov radikal Сl. reagira z molekulo vodika. V tem primeru nastaneta vodikov radikal Н in НСl. V zameno pa vodikov radikal N. reagira z molekulo Cl 2 in tvori HCl in Cl. itd.

Cl 2 + hv \u003d Cl. + Сl.

Kl. + H2 \u003d HCl + H.

H. + Cl2 \u003d HCl + C1.

Začetno navdušenje je povzročilo verigo zaporednih reakcij. Takšne reakcije imenujemo verižne reakcije. Rezultat je vodikov klorid.

3. Halogeni ne vplivajo neposredno na kisik in dušik.

4. Halogeni dobro reagirajo z drugimi nekovinami, na primer:

2Р + 3Сl 2 \u003d 2PCl 3 2Р + 5Сl 2 \u003d 2PCl 5 Si + 2F 2 \u003d SiF 4

Halogeni (razen fluora) ne reagirajo z inertnimi plini. Kemična aktivnost broma in joda v primerjavi z nekovinami je manj izrazita kot fluor in klor.

V vseh zgornjih reakcijah imajo halogeni oksidativne lastnosti.

Interakcija halogenov s kompleksnimi snovmi. 5. Z vodo.

Fluor reagira z vodo eksplozivno in tvori atomski kisik:

H2O + F2 \u003d 2HF + O

Preostali halogeni reagirajo z vodo po naslednji shemi:

Gal 0 2 + H 2 O «NGal -1 + NGal +1 O

Ta reakcija je reakcija nesorazmerja, kadar je halogen hkrati reducent in oksidant, na primer:

Сl 2 + Н 2 O «НСl + НСlO

Cl2 + H2O «H + + Cl - + HClO

Сl ° + 1e - ®Сl - Cl ° -1e - ®Сl +

kjer je HCl močna klorovodikova kislina; НСlO - šibka hipoklorova kislina

6. Halogeni so sposobni odvzeti vodik drugim snovem, terpentin + C1 2 \u003d HC1 + ogljik

Klor nadomešča vodik v nasičenih ogljikovodikih: CH 4 + Cl 2 \u003d CH 3 Cl + HCl

in združuje nenasičene spojine:

C2H4 + Cl2 \u003d C2H4Cl2

7. Reaktivnost halogenov se v seriji F-Cl - Br - I. zmanjša. Zato prejšnji element izpodrine naslednjega iz kislin tipa NG (G - halogen) in njihovih soli. V tem primeru se aktivnost zmanjša: F 2\u003e Сl 2\u003e Br 2\u003e I 2

Uporaba

Klor se uporablja za razkuževanje pitne vode, beljenje tkanin in papirne kaše. Velike količine se porabijo za proizvodnjo klorovodikove kisline, belila itd. Fluor je našel široko uporabo pri sintezi polimernih materialov - fluoroplastov z visoko kemično odpornostjo in tudi kot oksidant za raketno gorivo. Nekatere fluorove spojine se uporabljajo v medicini. Brom in jod sta močna oksidanta in se uporabljata v različnih sintezah in analizah snovi.

Pri proizvodnji zdravil se porabijo velike količine broma in joda.

Vodikovi halogenidi

Spojine halogenov z vodikom HX, kjer je X katerikoli halogen, imenujemo vodikove halogenide. Zaradi visoke elektronegativnosti halogenov se vezni elektronski par premakne v njihovo smer, zato so molekule teh spojin polarne.

Vodikovi halogenidi so brezbarvni plini ostrega vonja, dobro topni v vodi. Pri 0 ° C v 1 prostornini vode raztopite 500 volumnov HC1, 600 volumnov HBr in 450 volumnov HI. Vodikov fluorid se meša z vodo v poljubnem razmerju. Visoka topnost teh spojin v vodi omogoča pridobivanje koncentrata

Tabela 16. Stopnje disociacije halogenalnih kislin

raztopine za kopel. Ko se vodikovi halogeidi raztopijo v vodi, se ločijo kot kisline. HF spada med šibko disociirane spojine, kar je razloženo s posebno trdnostjo vezi v jedru. Preostale raztopine vodikovih halogenidov so močne kisline.

HF - fluorovodikova (fluorovodikova) kislina HC1 - klorovodikova (klorovodikova) kislina HBr - bromovodikova kislina HI - jodovodikova kislina

Moč kislin v seriji HF - НСl - HBr - HI se poveča, kar je razloženo z zmanjšanjem vezne energije v isti smeri in povečanjem medjedrske razdalje. HI je najmočnejša kislina med serijami halogenilne kisline (glej tabelo 16).

Polarizabilnost se poveča zaradi dejstva, da voda polarizira

več je povezava, katere dolžina je večja. I Soli halogenilnih kislin nosijo naslednja imena: fluoridi, kloridi, bromidi, jodidi.

Kemijske lastnosti halogenilnih kislin

V suhi obliki vodikovi halogenidi ne delujejo na večino kovin.

1. Vodne raztopine vodikovih halogenidov imajo lastnosti anoksičnih kislin. Močno komunicira s številnimi kovinami, njihovimi oksidi in hidroksidi; kovine, ki so v elektrokemičnem nizu kovinskih napetosti po vodiku, ne delujejo. Medsebojno delovanje z nekaterimi solmi in plini.

Fluorovodikova kislina uničuje steklo in silikate:

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

Zato ga ni mogoče shraniti v steklovini.

2. Pri redoks reakcijah se halogenilne kisline obnašajo kot reduktorji in redukcijska aktivnost v seriji Cl -, Br -, I - se poveča.

Prejemanje

Vodikov fluorid nastane z delovanjem koncentrirane žveplove kisline na fluorit:

CaF 2 + H 2 SO 4 \u003d CaSO 4 + 2 HF

Vodikov klorid dobimo z neposredno interakcijo vodika s klorom:

H2 + Cl2 \u003d 2HCl

To je sintetičen način, da ga dobite.

Metoda sulfata temelji na reakciji koncentrirane

žveplova kislina z NaCl.

Ob rahlem segrevanju reakcija poteka s tvorbo HCl in NaHSO 4.

NaCl + H2S04 \u003d NaHSO4 + HCl

Pri višji temperaturi poteka druga stopnja reakcije:

NaCl + NaHSO4 \u003d Na2S04 + HCl

Toda HBr in HI ne morete dobiti na podoben način, ker njihove spojine s kovinami pri interakciji s koncentriranjem

oksidirajo jih z žveplovo kislino, ker I - in Br - sta močni reducentoma.

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

Vodikov bromid in vodikov jodid dobimo s hidrolizo PBr 3 in 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

Kovinski halogenidi so tipične soli. Zanje je značilen ionski tip vezi, kjer imajo kovinski ioni pozitiven naboj, halogenski ioni pa negativni. Imajo kristalno mrežo.

Zmanjševalna sposobnost halogenidov se poveča v serijah Cl -, Br -, I - (glej odstavek 2.2).

Topnost slabo topnih soli se v seriji AgCl - AgBr - AgI zmanjša; nasprotno pa je sol AgF zelo topna v vodi. Večina soli halogenilnih kislin je dobro topna v vodi.

Tu bo bralec našel informacije o halogenih, kemijskih elementih periodnega sistema D. I. Mendelejeva. Vsebina članka vam bo omogočila, da se seznanite z njihovimi kemičnimi in fizikalnimi lastnostmi, naravo, načini uporabe itd.

Splošne informacije

Halogeni so vsi elementi kemijske tabele D. I. Mendelejeva, ki so v sedemnajsti skupini. Glede na bolj strogo metodo razvrščanja so to vsi elementi sedme skupine, glavne podskupine.

Halogeni so elementi, ki lahko reagirajo s skoraj vsemi snovmi preproste vrste, z izjemo določene količine nekovin. Vsi so energijski oksidanti, zato so v naravnih razmerah praviloma v mešani obliki z drugimi snovmi. Indeks kemijske aktivnosti halogenov se zmanjšuje s povečanjem njihovega rednega oštevilčenja.

Za halogene se štejejo naslednji elementi: fluor, klor, brom, jod, astatin in umetno ustvarjen tennesin.

Kot smo že omenili, so vsi halogeni oksidanti z izrazitimi lastnostmi, poleg tega pa so vsi nekovine. Zunanji ima sedem elektronov. Interakcija s kovinami vodi do tvorbe ionskih vezi in soli. Skoraj vsi halogeni, z izjemo fluora, lahko delujejo kot redukcijsko sredstvo in dosežejo najvišjo stopnjo oksidacije +7, vendar to zahteva njihovo interakcijo z elementi, ki imajo visoko stopnjo elektronegativnosti.

Značilnosti etimologije

Leta 1841 je švedski kemik J. Berzelius predlagal uvedbo izraza halogeni, pri čemer se je nanje skliceval takrat znani F, Br, I. Vendar je bil pred uvedbo tega izraza v zvezi s celotno skupino takih elementov leta 1811 Nemški znanstvenik I Schweigger je klor imenoval z isto besedo, sam izraz pa je bil iz grščine preveden kot "soleod".

Atomska struktura in oksidacijska stanja

Konfiguracija elektronov zunanje atomske lupine halogenov je naslednja: 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 so elementi, ki imajo na zunanji elektronski lupini sedem elektronov, kar jim omogoča, da "brez napora" pritrdijo elektron, ki ni dovolj za dokončanje lupine. Običajno je stanje oksidacije -1. Cl, Br, I in Ob reakciji z elementi z višjo stopnjo začnejo kazati pozitivno oksidacijsko stanje: +1, +3, +5, +7. Fluor ima stalno stopnjo oksidacije -1.

Širjenje

Zaradi visoke stopnje reaktivnosti so halogeni običajno v obliki spojin. Stopnja razmnoževanja v zemeljski skorji se zmanjšuje v skladu s povečanjem atomskega polmera od F do I. Astatin v zemeljski skorji se sploh meri v gramih, Tennessin pa ustvarja umetno.

Halogene najpogosteje najdemo naravno v halidnih spojinah, jod pa je lahko tudi v obliki kalijevega ali natrijevega jodata. Zaradi topnosti v vodi so prisotni v oceanskih vodah in slanicah naravnega izvora. F je slabo topen predstavnik halogenov in ga najpogosteje najdemo v sedimentnih kamninah, njegov glavni vir pa je kalcijev fluorid.

Karakteristike fizikalne kakovosti

Halogeni so med seboj lahko zelo različni in imajo naslednje fizikalne lastnosti:

1. Fluor (F2) je svetlo rumen plin, ima oster in dražljiv vonj in se v normalnih temperaturnih pogojih ne stisne. Tališče je -220 ° C, vrelišče pa -188 ° C.
2. Klor (Cl 2) je plin, ki se pri normalnih temperaturah ne stisne niti pod vplivom pritiska, ima zadušljiv, oster vonj in zelenkasto rumeno barvo. Tali se začne pri -101 ° C in vre pri -34 ° C.
3. Brom (Br 2) je hlapna in težka tekočina z rjavkasto barvo in ostrim smrdljivim vonjem. Tali se pri -7 ° C in vre pri 58 ° C.
4. Jod (I 2) - ta trdna snov ima temno sivo barvo in ima kovinski lesk, vonj je precej oster. Postopek taljenja se začne, ko doseže 113,5 ° C in zavre pri 184,885 ° C.
5. Redki halogen je astatin (At 2), ki je trden in ima črno-modro barvo s kovinskim sijajem. Tališče ustreza oznaki 244 ° С, vrenje pa se začne po doseganju 309 ° С.

Kemična narava halogenov

Halogeni so elementi z zelo visoko oksidacijsko aktivnostjo, ki se zmanjša od F do At. Fluor, ki je najaktivnejši predstavnik halogenov, lahko reagira z vsemi vrstami kovin, razen katere koli znane. Večina predstavnikov kovin, ki padejo v atmosfero fluora, se spontano zgorejo, medtem ko sproščajo toploto v ogromnih količinah.

Brez izpostavljanja fluora vročini lahko reagira z velikim številom nekovin, na primer H2, C, P, S, Si. V tem primeru so reakcije eksotermne in jih lahko spremlja eksplozija. Ko se segreje, F prisili preostale halogene, da oksidirajo in kadar je izpostavljen sevanju, lahko ta element sploh reagira s težkimi plini inertne narave.

Fluor v interakciji s kompleksnimi snovmi povzroči visokoenergijske reakcije, na primer z oksidacijo vode lahko povzroči eksplozijo.

Klor je lahko tudi reaktiven, zlasti kadar je prost. Njegova aktivnost je manjša kot pri fluoru, vendar lahko reagira s skoraj vsemi preprostimi snovmi, vendar dušik, kisik in žlahtni plini z njo ne reagirajo. Klor v interakciji z vodikom pri segrevanju ali pri dobri svetlobi povzroči burno reakcijo, ki jo spremlja eksplozija.

Poleg reakcij substitucije in substitucije lahko Cl reagira z velikim številom kompleksnih snovi. Br in I lahko izpodrine zaradi segrevanja spojin, ki jih tvorijo, s kovino ali vodikom, reagira pa lahko tudi z alkalnimi snovmi.

Brom je kemično manj aktiven kot klor ali fluor, vendar se še vedno kaže zelo jasno. To je posledica dejstva, da se brom Br najpogosteje uporablja kot tekočina, ker je v tem stanju začetna stopnja koncentracije pod enakimi pogoji višja od stopnje Cl. Veliko se uporablja v kemiji, zlasti organski. Lahko se raztopi v H 2 O in z njim delno reagira.

Halogeni element jod tvori preprosto snov I 2 in je sposoben reagirati s H20, raztopiti se v jodidih raztopin in tvoriti kompleksne anione. Od večine halogenov se razlikujem po tem, da ne reagira z večino nekovin in počasi reagira s kovinami, medtem ko ga je treba segrevati. Z vodikom reagira le, če je izpostavljen močnemu segrevanju in reakcija je endotermna.

Redki halogenski astatin (At) je manj reaktiven kot jod, vendar lahko reagira s kovinami. Kot posledica disociacije nastanejo tako anioni kot kationi.

Področja uporabe

Halogene spojine ljudje pogosto uporabljajo na najrazličnejših področjih delovanja. Naravni kriolit (Na 3 AlF 6) se uporablja za proizvodnjo Al. Brom in jod farmacevtska in kemijska podjetja pogosto uporabljajo kot preprosti snovi. Pri proizvodnji rezervnih delov za avtomobile se pogosto uporabljajo halogeni. Takšni detajli so žarometi. Zelo pomembno je, da izberete pravi material za to komponento avtomobila, saj žarometi ponoči osvetljujejo cesto in so način zaznavanja vas in drugih voznikov. Ksenon velja za enega najboljših kompozitnih materialov za ustvarjanje žarometov. Halogen pa po kakovosti ni dosti slabši od tega inertnega plina.

Dober halogen je fluorid, dodatek, ki se pogosto uporablja pri izdelavi zobnih past. Pomaga preprečiti nastanek kariesa.

Tak halogeni element, kot je klor (Cl), ima svojo uporabo pri proizvodnji HCl, pogosto se uporablja pri sintezi organskih snovi, kot so plastika, guma, sintetična vlakna, barvila in topila itd. Klorove spojine se uporabljajo tudi kot belilna sredstva. (c) laneni in bombažni material, papir in kot sredstvo za boj proti bakterijam v pitni vodi.

Pozor! Strupeno!

Zaradi zelo visoke reaktivnosti halogene upravičeno imenujemo strupeni. Sposobnost vstopa v reakcije je najbolj izrazita pri fluoru. Halogeni imajo izrazito zadušitvene lastnosti in lahko medsebojno poškodujejo tkiva.

Fluor v hlapih in aerosolih velja za eno najbolj potencialno nevarnih oblik halogenov, škodljivih za okoliška živa bitja. To je posledica dejstva, da ga vonj slabo zazna in čuti šele, ko doseže visoko koncentracijo.

Povzetek

Kot lahko vidimo, so halogeni zelo pomemben del periodnega sistema, imajo številne lastnosti, razlikujejo se po fizikalnih in kemijskih lastnostih, atomski strukturi, oksidacijskem stanju in sposobnosti reagiranja s kovinami in nekovinami. Uporablja se v industriji na različne načine, od dodatkov v izdelkih za osebno nego do sinteze organskih kemikalij ali belil. Kljub temu, da je eden najboljših načinov za vzdrževanje in ustvarjanje svetlobe v avtomobilskih žarometih ksenon, halogen kljub temu praktično ni slabši od njega in je tudi pogosto uporabljen ter ima svoje prednosti.

Zdaj veste, kaj je halogen. Skenirana beseda z vsemi vprašanji o teh snoveh za vas ni več ovira.

SPLOŠNE ZNAČILNOSTI

Halogeni (iz grškega halos - tvorba soli in genov) - elementi glavne podskupine VII skupine periodičnega sistema: fluor, klor, brom, jod, astatin.

Tabela. Elektronska zgradba in nekatere lastnosti atomov in molekul halogenov

1) Splošna elektronska konfiguracija zunanje ravni energije je nS2nP5.
2) S povečanjem rednega števila elementov se polmeri atomov povečajo, elektronegativnost se zmanjša, nekovinske lastnosti oslabijo (kovinske lastnosti se povečajo); halogeni so močni oksidanti, oksidacijska sposobnost elementov se zmanjša s povečanjem atomske mase.
3) Molekule halogena so sestavljene iz dveh atomov.
4) S povečanjem atomske mase postane barva temnejša, tališče in vrelišče ter gostota naraščata.
5) Moč klorovodikovih kislin narašča z naraščanjem atomske mase.
6) Halogeni lahko med seboj tvorijo spojine (npr. BrCl)

FLUOR IN NJENE SPOJINE

Fluor F2 - odkril A. Moissan leta 1886

Fizične lastnosti

Svetlo rumen plin; t ° pl. \u003d -219 ° C, t ° vrelišče \u003d -183 ° C.

Prejemanje

Elektroliza taline kalijevega hidrofluorida KHF2:

Kemijske lastnosti

F2 je najmočnejše oksidativno sredstvo med vsemi snovmi:

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

Vodikov fluorid

Fizične lastnosti

Brezbarvni plin se bomo dobro raztopili v vodi t ° pl. \u003d - 83,5 ° C; bala t ° \u003d 19,5 ° C;

Prejemanje

CaF2 + H2SO4 (konc.) ® CaSO4 + 2HF

Kemijske lastnosti

1) HF raztopina v vodi - šibka kislina (fluorovodikova kislina):

VF «H + + F-

Soli fluorovodikove kisline - fluoridi

2) fluorovodikova kislina raztopi steklo:

SiO2 + 4HF ® SiF4 + 2H2O

SiF4 + 2HF ® H2 heksafluorosilic kislina

KLOR IN NJEGOVE SPOJINE

Klor Cl2 - odkril K. Scheele leta 1774

Fizične lastnosti

Plin rumeno-zelene barve, t ° pl. \u003d -101 ° C, bp t ° \u003d -34 ° C.

Prejemanje

Oksidacija Cl-ionov z močnimi oksidanti ali električnim tokom:

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

elektroliza raztopine NaCl (industrijska metoda):

2NaCl + 2H2O ® H2 + Cl2 + 2NaOH

Kemijske lastnosti

Klor je močno oksidacijsko sredstvo.

1) Reakcije s kovinami:

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

2) Reakcije z nekovinami:

H2 + Cl2 –hn® 2HCl
2P + 3Cl2 ® 2PClЗ

3) Reakcija z vodo:

Cl2 + H2O «HCl + HClO

4) Reakcije z alkalijami:

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

5) Izpodriva brom in jod iz halogodikovih kislin in njihovih soli.

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

Klorove spojine
Vodikov klorid

Fizične lastnosti

Brezbarven plin ostrega vonja, strupen, težji od zraka, dobro topen v vodi (1: 400).
t ° pl. \u003d -114 ° C, bp t ° \u003d -85 ° C.

Prejemanje

1) Sintetična metoda (industrijska):

H2 + Cl2 ® 2HCl

2) Metoda hidrosulfata (laboratorijska):

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

Kemijske lastnosti

1) Raztopina HCl v vodi - klorovodikova kislina - močna kislina:

HCl «H + + Cl-

2) Reagira s kovinami v območju napetosti do vodika:

2Al + 6HCl ® 2AlCl3 + 3H2

3) s kovinskimi oksidi:

MgO + 2HCl ® MgCl2 + H2O

4) z bazami in amoniakom:

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

5) s solmi:

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

Tvorba bele oborine srebrovega klorida, netopnega v mineralnih kislinah, se uporablja kot kvalitativna reakcija za odkrivanje klijanov v raztopini.
Kovinski kloridi - soli klorovodikove kisline, pridobljeni so z interakcijo kovin s klorom ali reakcijami klorovodikove kisline s kovinami, njihovimi oksidi in hidroksidi; z izmenjavo z nekaterimi solmi

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

Večina kloridov je topnih v vodi (z izjemo srebrovih, svinčevih in monovalentnih kloridov živega srebra).

Hlorovodikova kislina HCl + 1O
H - O - Cl

Fizične lastnosti

Na voljo samo v razredčenih vodnih raztopinah.

Prejemanje

Cl2 + H2O «HCl + HClO

Kemijske lastnosti

HClO je šibka kislina in močno oksidant:

1) Razgradi in sprosti atomski kisik

HClO - v svetlobi® HCl + O

2) Z alkalijami daje soli - hipoklorite

HClO + KOH ® KClO + H2O

2HI + HClO ® I2¯ + HCl + H2O

Klorova kislina HCl + 3O2
H - O - Cl \u003d O

Fizične lastnosti

Obstaja le v vodnih raztopinah.

Prejemanje

Nastane z interakcijo vodikovega peroksida s klorovim (IV) oksidom, ki ga dobimo iz Bertholletove soli in oksalne kisline v mediju H2SO4:

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

Kemijske lastnosti

HClO2 je šibka kislina in močno oksidant; kloridne soli - kloridi:

HClO2 + KOH ® KClO2 + H2O

2) Nestabilen, razpade v skladišču

4HClO2 ® HCl + HClO3 + 2ClO2 + H2O

Klorova kislina HCl + 5O3

Fizične lastnosti

Obstojno samo v vodnih raztopinah.

Prejemanje

Ba (ClO3) 2 + H2SO4 ® 2HClO3 + BaSO4¯

Kemijske lastnosti

HClO3 - močna kislina in močno oksidant; soli klorovodikove kisline - klorati:

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

KClO3 - Bertholletova sol; dobimo ga s prepuščanjem klora skozi segreto (40 ° C) raztopino KOH:

3Cl2 + 6KOH ® 5KCl + KClO3 + 3H2O

Bertholletova sol se uporablja kot oksidant; ko se segreje, razpade:

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

Perklorova kislina HCl + 7O4

Fizične lastnosti

Brezbarvna tekočina, bala t ° \u003d 25 ° C, t ° pl. \u003d -101 ° C.

Prejemanje

KClO4 + H2SO4 ® KHSO4 + HClO4

Kemijske lastnosti

HClO4 je zelo močna kislina in zelo močno oksidant; soli perklorove kisline - perklorati.

HClO4 + KOH ® KClO4 + H2O

2) Ob segrevanju se klorovodikova kislina in njene soli razgradijo:

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

BROM IN NJEGOVE SPOJINE

Brom Br2 - odkril J. Balard leta 1826.

Fizične lastnosti

Rjava tekočina z močnimi strupenimi hlapi; ima neprijeten vonj; r \u003d 3,14 g / cm3; t ° pl. \u003d -8 ° C; bala t ° \u003d 58 ° C.

Prejemanje

Oksidacija ionov Br - močni oksidanti:

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

Kemijske lastnosti

V prostem stanju je brom močno oksidacijsko sredstvo; in njegova vodna raztopina, "bromova voda" (ki vsebuje 3,58% broma), se običajno uporablja kot šibko oksidacijsko sredstvo.

1) Reagira s kovinami:

2Al + 3Br2 ® 2AlBr3

2) Reagira z nekovinami:

H2 + Br2 «2HBr
2P + 5Br2 ® 2PBr5

3) Reagira z vodo in alkalijami:

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

4) Reagira z močnimi reduktorji:

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

Vodikov bromid HBr

Fizične lastnosti

Brezbarven plin, dobro topen v vodi; bala t ° \u003d -67 ° C; t ° pl. \u003d -87 ° C.

Prejemanje

2NaBr + H3PO4 –t ° ® Na2HPO4 + 2HBr

PBr3 + 3H2O ® H3PO3 + 3HBr

Kemijske lastnosti

Vodna raztopina vodikovega bromida - bromovodikove kisline je celo močnejša od klorovodikove kisline. Vstopi v enake reakcije kot HCl:

1) Disocijacija:

HBr «H + + Br -

2) Pri kovinah v napetostnem območju do vodika:

Mg + 2HBr ® MgBr2 + H2

3) s kovinskimi oksidi:

CaO + 2HBr ® CaBr2 + H2O

4) z bazami in amoniakom:

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

5) s solmi:

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

Soli bromovodikove kisline se imenujejo bromidi. Zadnja reakcija, tvorba rumene, v kislini netopne oborine srebrovega bromida, služi za odkrivanje Br - aniona v raztopini.

6) HBr je močno redukcijsko sredstvo:

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

Med kisikovimi kislinami broma so znani šibki hipobromni HBr + 1O in močni bromni HBr + 5O3.
JOD IN NJEGOVE SPOJINE

Jod I2 - odkril B. Courtois leta 1811.

Fizične lastnosti

Kristalna snov temno vijolične barve s kovinskim sijajem.
r \u003d 4,9 g / cm3; t ° pl. \u003d 114 ° C; vrelišče \u003d 185 ° C. Dobro se raztopimo v organskih topilih (alkohol, CCl4).

Prejemanje

Oksidacija I-ionov z močnimi oksidanti:

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

Kemijske lastnosti

1) s kovinami:

2Al + 3I2 ® 2AlI3

2) z vodikom:

3) z močnimi reduktorji:

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

4) z alkalijami:

3I2 + 6NaOH ® 5NaI + NaIO3 + 3H2O

Vodikov jodid

Fizične lastnosti

Brezbarven plin z ostrim vonjem se bomo dobro raztopili v vodi, t ° kip. \u003d -35 ° C; t ° pl. \u003d -51 ° C.

Prejemanje

I2 + H2S ® S + 2HI

2P + 3I2 + 6H2O ® 2H3PO3 + 6HI

Kemijske lastnosti

1) Raztopina HI v vodi je močna jodovodikova kislina:

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

Sol jodovodikove kisline - jodidi (za druge reakcije HI glej St. HCl in HBr)

2) HI je zelo močno redukcijsko sredstvo:

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

3) Identifikacija ionov v raztopini:

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

Nastane temno rumena oborina srebrovega jodida, netopna v kislinah.

Kisikove kisline joda

Jodna kislina HI + 5O3

Brezbarvna kristalinična snov, t ° pl. \u003d 110 ° C, dobro topna v vodi.

Prejeti:

3I2 + 10HNO3 ® 6HIO3 + 10NO + 2H2O

HIO3 je močna kislina (soli - jodati) in močno oksidacijsko sredstvo.

Jodna kislina H5I + 7O6

Kristalna higroskopna snov, dobro topna v vodi, tališče \u003d 130 ° C.
Šibka kislina (soli - periodati); močno oksidacijsko sredstvo.