ALT GRUP VIIA. HALOJENLER
FLOR, KLOR, BROM, İYOT, ASAT
Halojenler ve özellikle flor, klor ve brom, hem serbest halde hem de çeşitli organik ve inorganik bileşikler formunda endüstri ve laboratuvar uygulamaları için büyük öneme sahiptir. Flor soluk sarı renkte, oldukça reaktif bir gazdır ve solunum yolu tahrişine ve malzemelerin korozyonuna neden olur. Klor aynı zamanda koyu yeşilimsi sarı renkte kostik, kimyasal olarak agresif bir gazdır ve flordan daha az reaktiftir. Düşük konsantrasyonlarda suyu dezenfekte etmek (klorlama) için yaygın olarak kullanılır ve yüksek konsantrasyonlarda zehirlidir ve solunum yollarında ciddi tahrişe neden olur (klor gazı Birinci Dünya Savaşı'nda kimyasal silah olarak kullanılmıştır). Brom normal koşullar altında ağır kırmızı-kahverengi bir sıvıdır, ancak kolayca buharlaşarak aşındırıcı bir gaz haline gelir. İyot, kolayca süblimleşen koyu mor bir katıdır. Astatin radyoaktif bir elementtir ve kararlı bir izotopu olmayan tek halojendir.
Bu elementlerin ailesinde, diğer A-alt grupları ile karşılaştırıldığında metalik olmayan özellikler en belirgindir. Ağır iyot bile tipik bir ametaldir. Ailenin ilk üyesi olan flor “süpermetalik” özellikler gösterir. Tüm halojenler elektron alıcılarıdır ve bir elektronu kabul ederek bir elektron oktetini tamamlama yönünde güçlü bir eğilime sahiptirler. Halojenlerin reaktivitesi artan atom numarasıyla azalır ve genel olarak halojenlerin özellikleri periyodik tablodaki konumlarına göre değişir. Tabloda Şekil 8a, halojen serilerindeki özelliklerdeki değişimlerin farklılıklarını ve modellerini anlamayı mümkün kılan bazı fiziksel özellikleri göstermektedir. Flor birçok yönden olağandışı özellikler sergiler. Örneğin, florun elektron ilgisinin klorunki kadar yüksek olmadığı ve bu özelliğin bir elektronu kabul etme yeteneğini göstermesi gerektiği tespit edilmiştir; Kimyasal aktivite için. Florin, çok küçük yarıçapı ve değerlik kabuğunun çekirdeğe yakınlığı nedeniyle en yüksek elektron ilgisine sahip olmalıdır. Bu tutarsızlık, en azından kısmen, ClCl2'ye kıyasla alışılmadık derecede düşük bağlanma enerjisi FF ile açıklanmaktadır (bkz. Tablo 8a'daki ayrışma entalpisi). Flor için bu 159 kJ/mol ve klor için 243 kJ/mol'dür. Florun küçük kovalent yarıçapı nedeniyle, yapıdaki yalnız elektron çiftlerinin yakınlığı: F: F: bu bağın kırılma kolaylığını belirler. Aslında flor, atomik florin oluşumunun kolaylığı nedeniyle kimyasal olarak klordan daha aktiftir. Hidrasyon enerjisinin değeri (bkz. Tablo 8a), florür iyonunun yüksek reaktivitesini gösterir: F iyonu, diğer halojenlere göre daha büyük bir enerji etkisi ile hidratlanır. Küçük yarıçap ve buna bağlı olarak daha yüksek yük yoğunluğu, daha yüksek hidrasyon enerjisini açıklar. Flor ve florür iyonlarının olağandışı özelliklerinin çoğu, iyonun boyutu ve yükü dikkate alındığında açıklığa kavuşur.
Fiş. Halojenlerin büyük endüstriyel önemi, üretim yöntemlerine belirli talepler getirmektedir. Üretim yöntemlerinin çeşitliliği ve karmaşıklığı göz önüne alındığında, elektrik, hammadde ve yan ürün gereksinimlerinin tüketimi ve maliyeti önemlidir.
Flor. Florür ve klorür iyonlarının kimyasal agresifliği nedeniyle bu elementler elektrolitik olarak elde edilir. Flor, floritten elde edilir: CaF2, sülfürik asit ile işlendiğinde HF (hidroflorik asit) oluşturur; KHF2, çelik katot ve karbon anotlu, ayrı anot ve katot boşluklarına sahip bir elektrolizörde elektrolitik oksidasyona tabi tutulan HF ve KF'den sentezlenir; Anotta flor F2 salınır ve hidrojen, katotta bir yan üründür ve bir patlamayı önlemek için flordan izole edilmesi gerekir. Poliflorokarbonlar gibi önemli bileşiklerin sentezlenmesi için, organik bileşikler elektrolizörde salınan flor ile florlanır, böylece florin izolasyonu ve ayrı kaplarda birikmesi gerekmez.
Klor Klorun diğer elektroliz ürünleriyle (NaOH ve H2) reaksiyonunu önlemek için ayrı bir anot alanına sahip elektrolizörlerde esas olarak NaCl tuzlu suyundan üretilir; Böylece elektroliz üç önemli endüstriyel ürün üretir: klor, hidrojen ve alkali. Bu işlemi gerçekleştirmek için elektrolizörlerin çeşitli modifikasyonları kullanılır. MgCl2'den magnezyumun elektrolitik üretimi sırasında yan ürün olarak da klor elde edilir. Klorun çoğu, doğal gazla reaksiyona girerek HCl'yi sentezlemek için kullanılır ve HCl, MgO'dan MgCl2 üretmek için tüketilir. Klor ayrıca sodyum metalurjisinde NaCl'den oluşturulur, ancak tuzlu sudan elektroliz yöntemi daha ucuzdur. Sanayileşmiş ülkelerdeki laboratuvarlar 4HCl + MnO2 = MnCl2 + 2H2O + Cl2 reaksiyonunu kullanarak binlerce ton klor üretir.
Brom Bromun ikinci en önemli kaynağı olan deniz suyundan daha fazla bromür iyonu içeren tuzlu su kuyularından elde edilir. Bromür iyonu, benzer reaksiyonlarda florür ve klorür iyonlarına göre daha kolay broma dönüştürülür. Bu nedenle, brom elde etmek için, özellikle bir oksitleyici madde olarak klor kullanılır, çünkü bir gruptaki halojenlerin aktivitesi yukarıdan aşağıya doğru azalır ve daha önce duran her halojen bir sonrakinin yerini alır. Brom üretiminde, tuzlu su veya deniz suyu sülfürik asitle önceden asitlendirilir ve daha sonra reaksiyona göre klor ile arıtılır.
2Br+ Cl2 -> Br2 + 2Cl
Brom, buharlaştırma veya temizleme yoluyla çözeltiden ayrılır, ardından daha sonraki uygulamaya bağlı olarak çeşitli reaktifler tarafından emilir. Örneğin, ısıtılmış bir sodyum karbonat çözeltisi ile reaksiyona sokulduğunda kristalli NaBr ve NaBrO3 elde edilir; Kristal karışımı asitleştirildiğinde, brom yeniden üretilir ve bu aşındırıcı, kötü kokulu, toksik sıvıyı biriktirmek (depolamak) için dolaylı ama kullanışlı bir yöntem sağlar. Brom ayrıca HBr üreten SO2 çözeltisi tarafından da emilebilir. Brom, klorun geçirilmesiyle bu çözeltiden kolayca izole edilebilir (örneğin, benzin için vuruntu önleyici madde olarak kullanılan dibromoetilen C2H4Br2'yi üretmek için bromunun etilen C2H4 ile reaksiyona sokulması). Dünya brom üretimi 300.000 ton/yılın üzerindedir.
İyot deniz yosunu külünden MnO2 + H2SO4 karışımı ile muamele edilerek süblimasyon yoluyla saflaştırılarak elde edilir. İyodür yer altı sondaj sularında önemli miktarlarda bulunur. İyot, iyodür iyonunun (örneğin nitrit iyonu NO2 veya klor) oksidasyonu ile elde edilir. İyot ayrıca FeI2 oluşturmak üzere demir ile reaksiyona girerek gümüşün yeniden üretildiği AgI formunda da çökeltilebilir. İyot FeI2'den klor ile değiştirilir. NaIO3 karışımı içeren Şili güherçilesi, iyot üretmek için işlenir. İyodür iyonu, büyümeyi ve diğer vücut fonksiyonlarını kontrol eden iyot içeren tiroksin hormonunun oluşumu için gerekli olduğundan insan gıdasının önemli bir bileşenidir.
Reaktivite ve bileşikler. Tüm halojenler, iyonik karakteri hem halojene hem de metale bağlı olan tuzlar oluşturmak üzere doğrudan metallerle reaksiyona girer. Dolayısıyla metal florürler, özellikle IA ve IIA alt gruplarının metalleri iyonik bileşiklerdir. Halojenin atom kütlesinin artması ve metalin reaktivitesinin azalmasıyla bağın iyoniklik derecesi azalır. İyonik bağ tipine sahip halojenürler, üç boyutlu kristal kafeslerde kristalleşir. Örneğin, NaCl (sofra tuzu) kübik bir kafese sahiptir. Bağ kovalansı arttıkça katmanlı yapıların oranı da artar (CdCl2, CuCl2, CuBr2, PbCl2, PdCl2, FeCl2, vb.'de olduğu gibi). Gaz halinde kovalent halojenürler sıklıkla dimerler oluşturur, örneğin Al2Cl6 (AlCl3 dimer). Halojenler, metal olmayanlarla neredeyse tamamen kovalent bağlara sahip bileşikler oluşturur; örneğin karbon, fosfor ve kükürt halojenürler (CCl4, vb.). Ametaller ve metaller, örneğin SF6, PF5, CuF3, CoF3 gibi flor ile reaksiyonlarda maksimum oksidasyon durumları sergiler. Benzer bileşime sahip iyodürleri elde etme girişimleri, iyotun büyük atom yarıçapı (sterik faktör) ve yüksek oksidasyon durumlarındaki elementlerin I'i I2'ye oksitlemeye yönelik güçlü eğilimi nedeniyle başarısız olur. Doğrudan senteze ek olarak halojenürler başka yöntemlerle de elde edilebilir. Karbon varlığında metal oksitler halojenlerle reaksiyona girerek halojenürler oluşturur (örneğin Cr2O3, CrCl3'e dönüşür). CrCl3x6H2O'dan dehidrasyon yoluyla CrCl3 elde etmek mümkün değildir, yalnızca bazik klorür (veya hidroksoklorür) elde etmek mümkündür. Halojenürler ayrıca oksitlerin HX buharlarıyla işlenmesiyle de elde edilir, örneğin:

İyi bir klorlama maddesi CCl4'tür, örneğin BeO'yu BeCl2'ye dönüştürmek için. SbF3 genellikle klorürlerin florlanması için kullanılır (yukarıdaki SO2ClF'ye bakınız).
Polihalojenürler. Halojenler birçok metal halojenürle reaksiyona girerek büyük anyonik Xn1 türleri içeren polihalojenür bileşikleri oluşturur. Örneğin:

İlk reaksiyon, konsantre bir KI çözeltisine iyot ekleyerek yüksek derecede konsantre bir I2 çözeltisi hazırlamak için uygun bir yöntem sağlar. Poliiyodürler I2'nin özelliklerini korur. Karışık polihalojenürler elde etmek de mümkündür: RbI + Br2 -> RbIBr2 RbICl2 + Cl2 -> RbICl4
Çözünürlük. Halojenlerin suda bir miktar çözünürlüğü vardır ancak beklendiği gibi XX bağının kovalent yapısı ve küçük yük nedeniyle çözünürlükleri düşüktür. Flor o kadar aktiftir ki sudaki oksijenden bir elektron çifti çekerek serbest O2'yi serbest bırakır ve OF2 ve HF'yi oluşturur. Klor daha az aktiftir ancak suyla reaksiyona girerek bir miktar HOCl ve HCl üretir. Klor hidratlar (örneğin Cl2*8H2O) soğutma sonrasında çözeltiden salınabilir.
İyot, çeşitli çözücülerde çözündüğünde olağandışı özellikler sergiler. Az miktarda iyot su, alkoller, ketonlar ve diğer oksijen içeren çözücüler içinde çözüldüğünde kahverengi bir çözelti oluşur (alkolde %1'lik I2 çözeltisi yaygın bir tıbbi antiseptiktir). CCl4 veya diğer oksijensiz çözücülerdeki iyot çözeltisi mor renktedir. Böyle bir çözücüde iyot moleküllerinin aynı renge sahip gaz fazındaki durumlarına benzer davrandığı varsayılabilir. Oksijen içeren çözücülerde, oksijenin elektron çifti iyotun değerlik yörüngelerine çekilir.
Oksitler. Halojenler oksitler oluşturur. Bu oksitlerin özelliklerinde sistematik bir düzen veya periyodiklik gözlenmez. Halojen oksit üretmenin ana yöntemlerinin yanı sıra benzerlikler ve farklılıklar tabloda listelenmiştir. 8b.
Halojenlerin oksoasitleri. Oksoasitler oluştuğunda halojenlerin sistematik doğası daha açık bir şekilde ortaya çıkar. Halojenler, halojenlenmiş asitler HOX, halojenlenmiş asitler HOXO, halojenlenmiş asitler HOXO2 ve halojenlenmiş asitler HOXO3'ü oluşturur; burada X bir halojendir. Ancak yalnızca klor, belirtilen tüm bileşimlerin asitlerini oluşturur ve flor, hiç oksoasit oluşturmaz ve brom, HBrO4 oluşturmaz. Asitlerin bileşimleri ve bunların hazırlanmasına yönelik ana yöntemler tabloda listelenmiştir. 8. yüzyıl

Tüm halojen asitler kararsızdır, ancak saf HOClO3 en kararlı olanıdır (herhangi bir indirgeyici maddenin yokluğunda). Tüm oksoasitler güçlü oksitleyici maddelerdir, ancak oksidasyon hızı mutlaka halojenin oksidasyon durumuna bağlı değildir. Bu nedenle, HOCl (ClI) hızlı ve etkili bir oksitleyici maddedir, ancak seyreltik HOClO3 (ClVII) değildir. Genel olarak, bir oksoasitteki halojenin oksidasyon durumu ne kadar yüksek olursa asit o kadar güçlü olur, dolayısıyla HClO4 (ClVII) sulu çözeltide bilinen en güçlü oksoasittir. Bir asidin suda ayrışması sırasında oluşan ClO4 iyonu, elektron çifti donörü olarak negatif iyonların en zayıfıdır. Na ve Ca hipokloritleri ağartma ve su arıtmada endüstriyel kullanım alanı bulur. İnterhalojen bileşikleri, farklı halojenlerin birbirine bağlanmasıdır. Büyük yarıçaplı bir halojen, böyle bir bileşikte her zaman pozitif bir oksidasyon durumuna sahiptir (oksidasyona tabidir) ve daha küçük yarıçaplı bir halojen, daha negatif bir duruma sahiptir (indirgenmeye tabidir). Bu gerçek, halojen serisindeki aktivitedeki genel değişiklik eğiliminden kaynaklanmaktadır. Tabloda Şekil 8d, bilinen interhalojen bileşiklerinin bileşimlerini göstermektedir (A, daha pozitif oksidasyon durumuna sahip bir halojendir).
İnterhalojen bileşikler elementlerden doğrudan sentez yoluyla oluşturulur. İyot için olağandışı olan oksidasyon durumu 7, IF7 bileşiğinde gerçekleştirilir ve diğer halojenler 7 flor atomunu koordine edemez. Kimyasal olarak florine benzeyen ancak florlama için daha uygun olan BrF3 ve ClF3 sıvı maddeleri pratik öneme sahiptir. Bu durumda BrF3 daha etkilidir. Triflorürler güçlü oksitleyici ajanlar olduğundan ve sıvı halde olduğundan roket yakıtı için oksitleyici ajan olarak kullanılırlar.
Hidrojen bileşikleri. Halojenler hidrojenle reaksiyona girerek HX oluşturur ve flor ve klor ile reaksiyon hafif bir aktivasyonla patlayıcı bir şekilde ilerler. Br2 ve I2 ile etkileşim daha yavaş gerçekleşir. Hidrojen ile bir reaksiyonun meydana gelmesi için, reaktiflerin küçük bir kısmının ışık veya ısı kullanılarak aktive edilmesi yeterlidir. Aktifleştirilmiş parçacıklar, etkinleştirilmemiş olanlarla etkileşime girerek HX ve süreci devam ettiren yeni etkinleştirilmiş parçacıklar oluşturur ve iki etkinleştirilmiş parçacığın ana reaksiyondaki reaksiyonu, bir ürünün oluşumuyla sona erer. Örneğin H2 ve Cl2'den HCl oluşumu:

Hidrojen halojenürlerin üretimi için doğrudan sentezden daha uygun yöntemler, örneğin aşağıdaki reaksiyonlarla sağlanır:

Gaz halinde HX kovalent bileşiklerdir, ancak sulu çözeltide (HF hariç) güçlü asitler haline gelirler. Bu, su moleküllerinin hidrojeni etkili bir şekilde halojenden uzaklaştırmasıyla açıklanmaktadır. Tüm asitler hidrasyon nedeniyle suda oldukça çözünür: HX + H2O -> H3O+ + X
HF, diğer hidrojen halojenürlere göre kompleks oluşumuna daha yatkındır. H ve F üzerindeki yükler o kadar büyüktür ve bu atomlar o kadar küçüktür ki, x = 3 olan (HF)x bileşimindeki polimerler gibi HX-ilişkili bileşiklerin oluşumu sağlanır. Böyle bir çözümde, ayrışma bir etki altında gerçekleşir. Su molekülü, toplam hidrojen iyonu sayısının yüzde birkaçından fazlasını oluşturmaz. Diğer hidrojen halojenürlerin aksine, hidrojen florür SiO2 ve silikatlarla aktif olarak reaksiyona girerek gaz halindeki SiF4'ü açığa çıkarır. Bu nedenle cam aşındırmada sulu bir HF (florik asit) çözeltisi kullanılır ve camda değil parafin veya polietilen kaplarda saklanır. Saf HF, oda sıcaklığının (19,52°C) hemen altında kaynar, dolayısıyla çelik silindirlerde sıvı olarak depolanır. HCl'nin sulu çözeltisine hidroklorik asit denir. %36 (ağırlıkça) HCl içeren doymuş bir çözelti kimya endüstrisinde ve laboratuvarlarda yaygın olarak kullanılmaktadır (ayrıca bkz. HİDROJEN).
Astatin Halojen ailesinin bu kimyasal elementi At sembolüne ve atom numarası 85'e sahiptir ve bazı minerallerde yalnızca eser miktarlarda bulunur. 1869'da D.I. Mendeleev onun varlığını ve gelecekte keşfedilme olasılığını öngördü. Astatin, 1940 yılında D. Corson, K. Mackenzie ve E. Segre tarafından keşfedilmiştir. 20'den fazla izotop bilinmektedir, bunların en uzun ömürlüleri 210At ve 211At'tır. Bazı verilere göre 20983Bi helyum çekirdeği ile bombardıman edildiğinde astatin-211 izotopu oluşuyor; Astatinin kovalent solventlerde çözünebildiği, diğer halojenler gibi At oluşturabildiği ve AtO4 iyonunu üretmesinin muhtemel olduğu rapor edilmiştir. (Bu veriler 1010 mol/l konsantrasyona sahip çözeltiler kullanılarak elde edilmiştir.)

Halojenlerin kimyasal özellikleri

Flor yalnızca oksitleyici bir madde olabilir ve bu, D.I. Mendeleev'in kimyasal elementlerinin periyodik tablosundaki konumuyla kolayca açıklanabilir. Bazı soy gazları bile oksitleyen güçlü bir oksitleyici maddedir:

2F 2 +Xe=XeF4

Florun yüksek kimyasal aktivitesi açıklanmalıdır.

Bir flor molekülünün yok edilmesi, yeni bağların oluşumu sırasında açığa çıkan enerjiden çok daha az enerji gerektirir.

Böylece, flor atomunun küçük yarıçapı nedeniyle, flor molekülündeki yalnız elektron çiftleri karşılıklı olarak çarpışır ve zayıflar.

Halojenler hemen hemen tüm basit maddelerle etkileşime girer.

1. Metallerle reaksiyon en kuvvetli şekilde meydana gelir. Flor ısıtıldığında tüm metallerle (altın ve platin dahil) reaksiyona girer; soğukta alkali metaller, kurşun, demir ile reaksiyona girer. Bakır ve nikel ile soğukta reaksiyon meydana gelmez, çünkü metalin yüzeyinde metali daha fazla oksidasyondan koruyan koruyucu bir florür tabakası oluşur.

Klor alkali metallerle güçlü bir şekilde reaksiyona girer ve bakır, demir ve kalay ile reaksiyon ısıtıldığında meydana gelir. Brom ve iyot benzer şekilde davranır.

Halojenlerin metallerle etkileşimi ekzotermik bir süreçtir ve aşağıdaki denklemle ifade edilebilir:

2M+nHaI 2 =2MHaI DH<0

Metal halojenürler tipik tuzlardır.

Bu reaksiyondaki halojenler güçlü oksitleyici özellikler sergiler. Bu durumda metal atomları elektronlardan vazgeçer ve halojen atomları örneğin şunları kabul eder:

2. Normal koşullar altında flor, karanlıkta hidrojen ile patlamayla reaksiyona girer. Klorun hidrojenle etkileşimi parlak güneş ışığında meydana gelir.

Brom ve hidrojen yalnızca ısıtıldığında etkileşime girer ve iyot, güçlü ısıtma altında (350°C'ye kadar) hidrojenle reaksiyona girer, ancak bu süreç tersine çevrilebilir.

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

H 2 +I 2 « 350° 2HI

Halojen bu reaksiyonda oksitleyici bir maddedir.

Araştırmalar, ışıkta hidrojen ve klor arasındaki reaksiyonun aşağıdaki mekanizmaya sahip olduğunu göstermiştir.

Cl2 molekülü hafif bir kuantum hv'yi emer ve inorganik Cl radikallerine ayrışır. . Bu, reaksiyonun başlangıcı (reaksiyonun ilk uyarılması) görevi görür. Daha sonra kendi kendine devam ediyor. Klor radikali Cl. Hidrojen molekülü ile reaksiyona girer. Bu durumda bir hidrojen radikali H ve HCl oluşur. Buna karşılık, hidrojen radikali H., Cl2 molekülüyle reaksiyona girerek HCl ve Cl'yi oluşturur. vesaire.

Сl 2 +hv=Сl. +Cl.

Cl. +H2 =HCl+H.

N. +Cl2 =HCl+C1.

İlk heyecan birbirini takip eden tepkiler zincirine neden oldu. Bu tür reaksiyonlara zincir reaksiyonları denir. Sonuç hidrojen klorürdür.

3. Halojenler oksijen ve nitrojenle doğrudan etkileşime girmez.

4. Halojenler diğer metal olmayan maddelerle iyi reaksiyona girer, örneğin:

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

Halojenler (flor hariç) inert gazlarla reaksiyona girmez. Bromun ve iyotun metal olmayanlara karşı kimyasal aktivitesi, flor ve klora göre daha az belirgindir.

Yukarıdaki reaksiyonların hepsinde halojenler oksitleyici özellikler sergiler.

Halojenlerin karmaşık maddelerle etkileşimi. 5. Su ile.

Flor, atomik oksijen oluşturmak için suyla patlayıcı bir şekilde reaksiyona girer:

H2O+F2 =2HF+O

Geri kalan halojenler aşağıdaki şemaya göre suyla reaksiyona girer:

Gal 0 2 +H 2 O «NGal -1 +NGal +1 O

Bu reaksiyon, halojenin hem indirgeyici madde hem de oksitleyici madde olduğu bir orantısızlık reaksiyonudur, örneğin:

Cl 2 +H 2 O«HCl+HClO

Cl 2 +H 2 O«H + +Cl - +HClO

Сl°+1e - ®Сl - Cl°-1e - ®Сl +

burada HC1 güçlü hidroklorik asittir; HClO - zayıf hipokloröz asit

6. Halojenler diğer maddelerden hidrojeni uzaklaştırma yeteneğine sahiptir, terebentin + C1 2 = HC1 + karbon

Klor, doymuş hidrokarbonlarda hidrojenin yerini alır: CH4 + Cl2 = CH3Cl + HCl

ve doymamış bileşikleri birleştirir:

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

7. Halojenlerin reaktivitesi F-Cl - Br - I serisinde azalır. Bu nedenle, önceki element sonraki elementi NG tipi asitlerden (G - halojen) ve bunların tuzlarından değiştirir. Bu durumda aktivite azalır: F 2 >Cl 2 >Br 2 >I 2

Başvuru

Klor, içme suyunun, ağartıcı kumaşların ve kağıt hamurunun dezenfekte edilmesinde kullanılır. Hidroklorik asit, ağartıcı vb. üretmek için büyük miktarlarda tüketilir. Flor, yüksek kimyasal dirence sahip olan polimerik malzemelerin (floroplastikler) sentezinde ve ayrıca roket yakıtı için bir oksitleyici olarak geniş uygulama alanı bulmuştur. Tıpta bazı flor bileşikleri kullanılmaktadır. Brom ve iyot güçlü oksitleyici maddelerdir ve çeşitli maddelerin sentez ve analizlerinde kullanılır.

İlaç yapımında büyük miktarlarda brom ve iyot kullanılır.

Hidrojen halojenürler

X'in herhangi bir halojen olduğu halojenlerin hidrojen HX'li bileşiklerine hidrojen halojenürler denir. Halojenlerin yüksek elektronegatifliği nedeniyle, bağlanan elektron çifti onlara doğru kayar, dolayısıyla bu bileşiklerin molekülleri polardır.

Hidrojen halojenürler keskin kokulu, renksiz gazlardır ve suda kolayca çözünürler. 0°C'de 500 hacim HC1, 600 hacim HBr ve 450 hacim HI'yı 1 hacim suda çözün. Hidrojen florür suyla her oranda karışır. Bu bileşiklerin sudaki yüksek çözünürlüğü konsantre elde edilmesini mümkün kılar.

Tablo 16. Hidrohalik asitlerin ayrışma dereceleri

banyo çözümleri. Suda çözündüğünde hidrojen halojenürler asitler gibi ayrışır. HF, kuledeki özel bağ kuvveti ile açıklanan, zayıf ayrışmış bileşiklere aittir. Hidrojen halojenürlerin geri kalan çözeltileri güçlü asitler olarak sınıflandırılır.

HF - hidroflorik asit HC1 - hidroklorik asit HBr - hidrobromik asit HI - hidroiyodik asit

HF - HCl - HBr - HI serisindeki asitlerin mukavemeti artar, bu da aynı yönde bağlanma enerjisindeki azalma ve nükleerler arası mesafenin artmasıyla açıklanır. HI, hidrohalik asitler serisindeki en güçlü asittir (bkz. Tablo 16).

Suyun polarize olması nedeniyle polarize edilebilirlik artar

Daha büyük bağlantı, uzunluğu daha büyük olan bağlantıdır. I Hidrohalik asitlerin tuzları sırasıyla şu isimlere sahiptir: florürler, klorürler, bromürler, iyodürler.

Hidrohalik asitlerin kimyasal özellikleri

Kuru formda hidrojen halojenürlerin çoğu metal üzerinde etkisi yoktur.

1. Hidrojen halojenürlerin sulu çözeltileri, oksijensiz asitlerin özelliklerine sahiptir. Birçok metal, bunların oksitleri ve hidroksitleri ile kuvvetli etkileşime girer; hidrojenden sonra metallerin elektrokimyasal voltaj serisinde bulunan metalleri etkilemezler. Bazı tuzlar ve gazlarla etkileşime girer.

Hidroflorik asit camı ve silikatları yok eder:

SiO2 +4HF=SiF4 +2H2O

Bu nedenle cam kaplarda saklanamaz.

2. Redoks reaksiyonlarında hidrohalik asitler indirgeyici ajan olarak davranır ve Cl - , Br - , I - serisindeki indirgeme aktivitesi artar.

Fiş

Hidrojen florür, konsantre sülfürik asidin fluorspat üzerindeki etkisiyle üretilir:

CaF2 +H2S04 =CaS04 +2HF

Hidrojen klorür, hidrojenin klor ile doğrudan reaksiyonuyla üretilir:

H2 + Cl2 = 2HCl

Bu sentetik bir üretim yöntemidir.

Sülfat yöntemi konsantre bir reaksiyona dayanmaktadır.

NaCl ile sülfürik asit.

Hafif ısıtmayla reaksiyon, HCl ve NaHSO 4 oluşumuyla ilerler.

NaCl+H2S04 =NaHSO4 +HCl

Daha yüksek bir sıcaklıkta reaksiyonun ikinci aşaması meydana gelir:

NaCl+NaHSO4 =Na2S04 +HCl

Ancak HBr ve HI'yı benzer şekilde elde etmek imkansızdır çünkü konsantre ile etkileşime girdiğinde metallerle olan bileşikleri

sülfürik asit tarafından oksitlenir, çünkü I - ve Br - güçlü indirgeyici maddelerdir.

2NaBr -1 +2H2 S +6 O 4(k) =Br 0 2 +S +4 O 2 +Na 2 SO 4 +2H 2 O

Hidrojen bromür ve hidrojen iyodür, PBr3 ve PI3'ün hidrolizi ile elde edilir: PBr3 +3H20=3HBr+H3PO3 PI3 +3H2O=3HI+H3PO3

Halojenürler

Metal halojenürler tipik tuzlardır. Metal iyonlarının pozitif yüke ve halojen iyonlarının negatif yüke sahip olduğu iyonik bir bağ türü ile karakterize edilirler. Kristal bir kafesleri var.

Halojenürlerin indirgeme yeteneği Cl - , Br - , I - sırasıyla artar (bkz. §2.2).

Az çözünen tuzların çözünürlüğü AgCl - AgBr - AgI dizisinde azalır; aksine AgF tuzu suda oldukça çözünür. Hidrohalik asitlerin tuzlarının çoğu suda oldukça çözünür.

Burada okuyucu, D.I. Mendeleev'in periyodik tablosunun kimyasal elementleri olan halojenler hakkında bilgi bulacaktır. Makalenin içeriği onların kimyasal ve fiziksel özelliklerine, doğada oluşumlarına, kullanım yöntemlerine vb. aşina olmanızı sağlayacaktır.

Genel bilgi

Halojenlerin tümü, on yedinci grupta yer alan D.I. Mendeleev'in kimyasal tablosunun unsurlarıdır. Daha katı bir sınıflandırma yöntemine göre bunların hepsi ana alt grup olan yedinci grubun unsurlarıdır.

Halojenler, belirli miktarda metal olmayanlar hariç, basit tipteki hemen hemen tüm maddelerle reaksiyona girebilen elementlerdir. Hepsi enerjik oksitleyicilerdir, bu nedenle doğal koşullar altında kural olarak diğer maddelerle karışık formdadırlar. Halojenlerin kimyasal aktivite göstergesi seri numaralarının artmasıyla azalır.

Aşağıdaki elementler halojen olarak kabul edilir: flor, klor, brom, iyot, astatin ve yapay olarak oluşturulan tennesin.

Daha önce de belirtildiği gibi, tüm halojenler belirgin özelliklere sahip oksitleyici maddelerdir ve hepsi metal değildir. Dıştakinin yedi elektronu var. Metallerle etkileşim iyonik bağların ve tuzların oluşumuna yol açar. Flor hariç hemen hemen tüm halojenler, +7'lik en yüksek oksidasyon durumuna ulaşarak indirgeyici bir madde olarak görev yapabilir, ancak bu onların yüksek derecede elektronegatifliğe sahip elementlerle etkileşime girmesini gerektirir.

Etimolojinin özellikleri

1841'de İsveçli kimyager J. Berzelius, o zamanlar bilinen F, Br, I'ye atıfta bulunarak halojenler terimini tanıtmayı önerdi. Bununla birlikte, bu terimin bu tür elementlerin tüm grubuyla ilgili olarak tanıtılmasından önce, 1811'de. Alman bilim adamı I. Schweigger, kloru adlandırmak için aynı kelimeyi kullandı; terimin kendisi de Yunanca'dan "tuz" olarak tercüme edildi.

Atomik yapı ve oksidasyon durumları

Halojenlerin dış atom kabuğunun elektron konfigürasyonu şu şekildedir: astatin - 6s 2 6p 5, iyot - 5s 2 5p 5, brom 4s 2 4p 5, klor - 3s 2 3p 5, flor 2s 2 2p 5.

Halojenler, dış kabuklarında yedi elektron bulunan ve kabuğu tamamlamaya yetmeyen bir elektronu "kolayca" kazanmalarını sağlayan elementlerdir. Tipik olarak oksidasyon numarası -1 olarak görünür. Cl, Br, I ve At daha yüksek derecedeki elementlerle reaksiyona girer ve pozitif bir oksidasyon durumu sergilemeye başlar: +1, +3, +5, +7. Florin sabit bir oksidasyon durumu -1'dir.

Yayılıyor

Yüksek reaktivite dereceleri nedeniyle halojenler genellikle bileşikler halinde bulunur. Yer kabuğundaki dağılım seviyesi, atom yarıçapının F'den I'ye artmasına bağlı olarak azalır. Yer kabuğundaki astatin gram cinsinden ölçülür ve tennessin yapay olarak oluşturulur.

Halojenler halojenür bileşiklerinde doğal olarak bulunur ve iyot ayrıca potasyum veya sodyum iyodat formunu da alabilir. Sudaki çözünürlükleri nedeniyle okyanus sularında ve doğal kökenli tuzlu sularda bulunurlar. F, halojenlerin az çözünen bir üyesidir ve çoğunlukla tortul kayalarda bulunur ve ana kaynağı kalsiyum florürdür.

Fiziksel kalite özellikleri

Halojenler birbirlerinden büyük ölçüde farklılık gösterebilirler ve aşağıdaki fiziksel özelliklere sahiptirler:

1. Flor (F2) açık sarı bir gazdır, keskin ve tahriş edici bir kokusu vardır ve normal sıcaklık koşulları altında sıkıştırılamaz. Erime noktası -220 °C, kaynama noktası -188 °C'dir.
2. Klor (Cl 2), basınç altında bile normal sıcaklıklarda sıkışmayan, boğucu, keskin bir kokuya ve yeşil-sarı renge sahip bir gazdır. -101°C'de erimeye, -34°C'de kaynamaya başlar.
3. Brom (Br 2), kahverengimsi kahverengi renkte ve keskin, pis kokulu bir kokuya sahip, uçucu ve ağır bir sıvıdır. -7°C'de erir ve 58°C'de kaynar.
4. İyot (I 2) - bu katı madde koyu gri bir renge sahiptir ve metalik bir parlaklık ve oldukça keskin bir koku ile karakterize edilir. 113,5 °C'ye ulaştığında erime süreci başlar ve 184,885 °C'de kaynar.
5. Nadir bir halojen, katı bir madde olan ve metalik parlaklığa sahip siyah-mavi bir renge sahip olan astatindir (At 2). Erime noktası 244 °C'ye karşılık gelir ve 309 °C'ye ulaştıktan sonra kaynama başlar.

Halojenlerin kimyasal yapısı

Halojenler, F'den At'a doğru azalan çok yüksek oksitleyici aktiviteye sahip elementlerdir. Halojenlerin en aktif temsilcisi olan flor, bilinenler dışında her türlü metalle reaksiyona girebilir. Çoğu metal temsilcisi, flor atmosferine maruz kaldığında kendiliğinden yanmaya maruz kalır ve büyük miktarlarda ısı açığa çıkar.

Floru ısıya maruz bırakmadan H2, C, P, S, Si gibi çok sayıda metal olmayan maddeyle reaksiyona girebilir. Bu durumda reaksiyonların türü ekzotermiktir ve buna bir patlama eşlik edebilir. F ısıtıldığında kalan halojenleri oksitlenmeye zorlar ve ışınlamaya maruz kaldığında bu element, inert nitelikteki ağır gazlarla tamamen reaksiyona girebilir.

Flor, karmaşık maddelerle etkileşime girdiğinde yüksek enerjili reaksiyonlara neden olur, örneğin suyu oksitleyerek patlamaya neden olabilir.

Klor, özellikle serbest haldeyken de reaktif olabilir. Aktivite seviyesi florin seviyesinden daha düşüktür, ancak hemen hemen tüm basit maddelerle reaksiyona girebilir, ancak nitrojen, oksijen ve soy gazlar onunla reaksiyona girmez. Klor, ısıtıldığında veya iyi ışık altında hidrojenle etkileşime girerek patlamanın eşlik ettiği şiddetli bir reaksiyon oluşturur.

İlave ve ikame reaksiyonlarına ek olarak Cl, çok sayıda karmaşık maddeyle reaksiyona girebilir. Metal veya hidrojen ile oluşturdukları bileşiklerden ısıtma sonucu Br ve I'yi yerinden çıkarabilir ve ayrıca alkali maddelerle reaksiyona girebilir.

Brom, kimyasal olarak klor veya flordan daha az aktiftir ancak yine de kendini çok net bir şekilde gösterir. Bunun nedeni, çoğu zaman brom Br'nin sıvı olarak kullanılmasıdır, çünkü bu durumda, diğer özdeş koşullar altında başlangıç ​​​​konsantrasyon derecesi, Cl'ninkinden daha yüksektir. Kimyada, özellikle organikte yaygın olarak kullanılır. H 2 O'da çözünebilir ve onunla kısmen reaksiyona girebilir.

Halojen element iyot, basit bir madde I2 oluşturur ve H20 ile reaksiyona girerek çözeltilerin iyodürlerinde çözünebilir ve böylece karmaşık anyonlar oluşturabilir. Çoğu halojenden farklı olarak metal olmayanların çoğuyla reaksiyona girmez, metallerle yavaş reaksiyona girer ve ısıtılması gerekir. Hidrojenle yalnızca güçlü ısıtmaya maruz kaldığında reaksiyona girer ve reaksiyon endotermiktir.

Nadir halojen astatin (At), iyottan daha az reaktiftir ancak metallerle reaksiyona girebilir. Ayrışma sonucunda hem anyonlar hem de katyonlar ortaya çıkar.

Uygulamalar

Halojen bileşikleri insanlar tarafından çok çeşitli faaliyet alanlarında yaygın olarak kullanılmaktadır. Al üretmek için doğal kriyolit (Na 3 AlF 6) kullanılır. Brom ve iyot, ilaç ve kimya şirketleri tarafından sıklıkla basit maddeler olarak kullanılır. Araba parçalarının üretiminde halojenler sıklıkla kullanılır. Farlar da bu detaylardan biri. Farlar geceleri yolu aydınlattığından ve hem sizi hem de diğer sürücüleri tespit etmenin bir yolu olduğundan, arabanın bu bileşeni için yüksek kaliteli bir malzeme seçmek çok önemlidir. Xenon, far oluşturmak için en iyi kompozit malzemelerden biri olarak kabul edilir. Ancak halojenin kalitesi bu inert gaza göre çok daha düşük değildir.

İyi bir halojen, diş macunlarında yaygın olarak kullanılan bir katkı maddesi olan florürdür. Diş hastalıklarının - çürük oluşumunun önlenmesine yardımcı olur.

Halojen element klor (Cl), HCl üretiminde kullanım alanı bulur ve sıklıkla plastik, kauçuk, sentetik elyaf, boyalar ve solventler vb. gibi organik maddelerin sentezinde kullanılır. Klor bileşikleri aynı zamanda keten ve pamukta ağartıcı olarak da kullanılır. malzeme, kağıt ve içme suyundaki bakterilerle mücadele aracı olarak.

Dikkat! Zehirli!

Çok yüksek reaktiviteleri nedeniyle halojenlere haklı olarak zehirli denir. Reaksiyonlara girme yeteneği en açık şekilde florda ifade edilir. Halojenlerin belirgin boğucu özellikleri vardır ve etkileşim halinde dokuya zarar verebilirler.

Buhar ve aerosollerdeki florin, halojenlerin potansiyel olarak en tehlikeli formlarından biri olarak kabul edilir ve çevredeki canlılara zarar verir. Bunun nedeni koku duyusu tarafından zayıf algılanması ve ancak büyük konsantrasyona ulaşıldıktan sonra hissedilmesidir.

Özetlemek

Görebildiğimiz gibi halojenler periyodik tablonun çok önemli bir parçasıdır; birçok özelliğe sahiptirler, fiziksel ve kimyasal nitelikler, atomik yapı, oksidasyon durumu ve metaller ve metal olmayanlarla reaksiyona girme yetenekleri bakımından birbirlerinden farklılık gösterirler. Kişisel bakım ürünlerindeki katkı maddelerinden, organik kimyasalların veya ağartıcıların sentezine kadar çeşitli endüstriyel uygulamalarda kullanılırlar. Bir araba farında ışık tutmanın ve yaratmanın en iyi yollarından birinin ksenon olmasına rağmen, halojen pratik olarak ondan daha düşüktür ve aynı zamanda yaygın olarak kullanılmaktadır ve avantajlarına sahiptir.

Artık halojenin ne olduğunu biliyorsunuz. Bu maddelerle ilgili herhangi bir soru içeren bir tarama artık sizin için engel değil.

GENEL ÖZELLİKLER

Halojenler (Yunan halelerinden - tuz ve genlerden - oluşturan) periyodik tablonun VII. grubunun ana alt grubunun elemanlarıdır: flor, klor, brom, iyot, astatin.

Masa. Halojen atom ve moleküllerinin elektronik yapısı ve bazı özellikleri

1) Dış enerji seviyesinin genel elektronik konfigürasyonu nS2nP5'tir.
2) Elementlerin atom sayısı arttıkça atomların yarıçapları artar, elektronegatiflik azalır, metalik olmayan özellikler zayıflar (metalik özellikler artar); halojenler güçlü oksitleyici maddelerdir; elementlerin oksitleme yeteneği artan atom kütlesiyle azalır.
3) Halojen molekülleri iki atomdan oluşur.
4) Atom kütlesinin artmasıyla renk koyulaşır, erime ve kaynama noktaları ile yoğunluk artar.
5) Hidrohalik asitlerin mukavemeti atom kütlesinin artmasıyla artar.
6) Halojenler birbirleriyle bileşik oluşturabilirler (örneğin BrCl)

FLOR VE BİLEŞİKLERİ

Flor F2 - 1886'da A. Moissan tarafından keşfedildi.

Fiziksel özellikler

Gazın rengi açık sarıdır; t°erime= -219°C, t°kaynama= -183°C.

Fiş

Potasyum hidroflorürün elektrolizi KHF2 eriyiğini:

Kimyasal özellikler

F2, tüm maddeler arasında en güçlü oksitleyici ajandır:

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

Hidrojen florür

Fiziksel özellikler

Renksiz gaz, suda oldukça çözünür, mp. = - 83,5°C; kaynatın. = 19,5°C;

Fiş

CaF2 + H2SO4(kons.) ® CaSO4 + 2HF

Kimyasal özellikler

1) Suda bir HF çözeltisi - zayıf asit (hidroflorik):

HF « H+ + F-

Hidroflorik asit tuzları - florürler

2) Hidroflorik asit camı çözer:

SiO2 + 4HF ® SiF4+ 2H2O

SiF4 + 2HF® H2 heksaflorosilikik asit

KLOR VE BİLEŞİKLERİ

Klor Cl2 - 1774'te K. Scheele tarafından keşfedildi.

Fiziksel özellikler

Gaz sarı-yeşil rengi, mp. = -101°C, t°kaynama. = -34°C.

Fiş

Cl- iyonlarının güçlü oksitleyici maddelerle veya elektrik akımıyla oksidasyonu:

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

NaCl çözeltisinin elektrolizi (endüstriyel yöntem):

2NaCl + 2H2O ® H2 + Cl2 + 2NaOH

Kimyasal özellikler

Klor güçlü bir oksitleyici maddedir.

1) Metallerle reaksiyonlar:

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

2) Metal olmayanlarla reaksiyonlar:

H2 + Cl2 –hn® 2HCl
2P + 3Cl2® 2PClЗ

3) Su ile reaksiyon:

Cl2 + H2O « HCl + HClO

4) Alkalilerle reaksiyonlar:

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

5) Hidrohalik asitlerden ve bunların tuzlarından brom ve iyotu uzaklaştırır.

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

Klor bileşikleri
Hidrojen klorür

Fiziksel özellikler

Keskin kokulu, zehirli, havadan ağır, suda oldukça çözünür (1:400) renksiz bir gaz.
t°pl. = -114°C, t°kaynama. = -85°C.

Fiş

1) Sentetik yöntem (endüstriyel):

H2 + Cl2® 2HCl

2) Hidrosülfat yöntemi (laboratuvar):

NaCl(katı) + H2SO4(kons.) ® NaHSO4 + HCl

Kimyasal özellikler

1) Su - hidroklorik asit - kuvvetli asit içindeki bir HCl çözeltisi:

HCl « H+ + Cl-

2) Hidrojene kadar olan voltaj aralığında metallerle reaksiyona girer:

2Al + 6HCl® 2AlCl3 + 3H2

3) metal oksitlerle:

MgO + 2HCl® MgCl2 + H2O

4) bazlar ve amonyakla:

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

5) tuzlarla:

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

Mineral asitlerde çözünmeyen beyaz bir gümüş klorür çökeltisinin oluşumu, çözeltideki Klanyonların tespiti için kalitatif bir reaksiyon olarak kullanılır.
Metal klorürler hidroklorik asit tuzlarıdır, metallerin klor ile etkileşimi veya hidroklorik asidin metaller, oksitleri ve hidroksitleri ile reaksiyonları ile elde edilirler; belirli tuzlarla değiştirerek

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

Çoğu klorür suda çözünür (gümüş, kurşun ve tek değerlikli cıva klorürler hariç).

Hipokloröz asit HCl+1O
H–O–Cl

Fiziksel özellikler

Sadece seyreltik sulu çözeltiler halinde bulunur.

Fiş

Cl2 + H2O « HCl + HClO

Kimyasal özellikler

HClO zayıf bir asit ve güçlü bir oksitleyici maddedir:

1) Atomik oksijeni açığa çıkararak ayrışır

HClO – ışıkta® HCl + O

2) Alkalilerle tuz verir - hipoklorit

HClO + KOH ® KClO + H2O

2HI + HClO® I2¯ + HCl + H2O

Klorlu asit HCl+3O2
H–O–Cl=O

Fiziksel özellikler

Yalnızca sulu çözeltilerde bulunur.

Fiş

Hidrojen peroksitin, H2SO4 içindeki Berthollet tuzu ve oksalik asitten elde edilen klor oksit (IV) ile etkileşimi sonucu oluşur:

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

Kimyasal özellikler

HClO2 zayıf bir asit ve güçlü bir oksitleyici maddedir; klorlu asit tuzları - kloritler:

HClO2 + KOH ® KClO2 + H2O

2) Kararsız, depolama sırasında ayrışır

4HClO2® HCl + HClO3 + 2ClO2 + H2O

Hipokloröz asit HCl+5O3

Fiziksel özellikler

Yalnızca sulu çözeltilerde stabildir.

Fiş

Ba (ClO3)2 + H2SO4 ® 2HClO3 + BaSO4¯

Kimyasal özellikler

HClO3 - Güçlü asit ve güçlü oksitleyici madde; perklorik asit tuzları - kloratlar:

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

KClO3 - Berthollet tuzu; klorun ısıtılmış (40°C) KOH çözeltisinden geçirilmesiyle elde edilir:

3Cl2 + 6KOH® 5KCl + KClO3 + 3H2O

Berthollet tuzu oksitleyici bir madde olarak kullanılır; Isıtıldığında ayrışır:

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

Perklorik asit HCl+7O4

Fiziksel özellikler

Renksiz sıvı, kaynama noktası. = 25°C, sıcaklık = -101°C.

Fiş

KClO4 + H2SO4 ® KHSO4 + HClO4

Kimyasal özellikler

HClO4 çok güçlü bir asit ve çok güçlü bir oksitleyici maddedir; perklorik asit tuzları - perkloratlar.

HClO4 + KOH ® KClO4 + H2O

2) Isıtıldığında perklorik asit ve tuzları ayrışır:

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

BROM VE BİLEŞİKLERİ

Bromin Br2 - 1826'da J. Balard tarafından keşfedildi.

Fiziksel özellikler

Ağır zehirli dumanlar içeren kahverengi sıvı; hoş olmayan bir kokusu var; r= 3,14 g/cm3; t°pl. = -8°C; kaynatın. = 58°C.

Fiş

Br iyonlarının güçlü oksitleyici maddelerle oksidasyonu:

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

Kimyasal özellikler

Serbest halinde brom güçlü bir oksitleyici maddedir; ve sulu çözeltisi - "brom suyu" (%3,58 brom içerir) genellikle zayıf bir oksitleyici madde olarak kullanılır.

1) Metallerle reaksiyona girer:

2Al + 3Br2® 2AlBr3

2) Metal olmayanlarla reaksiyona girer:

H2 + Br2 « 2HBr
2P + 5Br2® 2PBr5

3) Su ve alkalilerle reaksiyona girer:

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

4) Güçlü indirgeyici maddelerle reaksiyona girer:

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

Hidrojen bromür HBr

Fiziksel özellikler

Renksiz gaz, suda oldukça çözünür; kaynatın. = -67°C; t°pl. = -87°C.

Fiş

2NaBr + H3PO4 –t°® Na2HPO4 + 2HBr

PBr3 + 3H2O® H3PO3 + 3HBr

Kimyasal özellikler

Sulu bir hidrojen bromür çözeltisi, hidroklorik asitten bile daha güçlü olan hidrobromik asittir. HCl ile aynı reaksiyonlara girer:

1) Ayrışma:

HBr « H+ + Br -

2) Hidrojene kadar gerilim serisindeki metallerde:

Mg + 2HBr® MgBr2 + H2

3) metal oksitlerle:

CaO + 2HBr® CaBr2 + H2O

4) bazlar ve amonyakla:

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

5) tuzlarla:

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

Hidrobromik asit tuzlarına bromitler denir. Son reaksiyon - sarı, asitte çözünmeyen gümüş bromür çökeltisinin oluşması - çözeltideki Br - anyonunun tespit edilmesine hizmet eder.

6) HBr güçlü bir indirgeyici ajandır:

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

Bromun oksijen asitlerinden zayıf bromlu asit HBr+1O ve güçlü bromlu asit HBr+5O3 bilinmektedir.
İYOT VE BİLEŞİKLERİ

İyot I2 - 1811'de B. Courtois tarafından keşfedildi.

Fiziksel özellikler

Metalik parlaklığa sahip koyu mor renkli kristal madde.
r= 4,9 g/cm3; t°pl.= 114°C; kaynama noktası = 185°C. Organik çözücülerde (alkol, CCl4) çok çözünür.

Fiş

İyonların güçlü oksitleyici maddelerle oksidasyonu:

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

Kimyasal özellikler

1) metallerle:

2Al + 3I2® 2AlI3

2) hidrojen ile:

3) güçlü indirgeyici maddelerle:

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

4) alkalilerle:

3I2 + 6NaOH® 5NaI + NaIO3 + 3H2O

Hidrojen iyodür

Fiziksel özellikler

Keskin bir kokuya sahip, suda oldukça çözünür, kaynama noktası olan renksiz bir gazdır. = -35°С; t°pl. = -51°C.

Fiş

I2 + H2S® S + 2HI

2P + 3I2 + 6H2O® 2H3PO3 + 6HI

Kimyasal özellikler

1) Suda bir HI çözeltisi - güçlü hidroiyodik asit:

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

Hidroiyodik asit tuzları - iyodürler (diğer HI reaksiyonları için HCl ve HBr'nin özelliklerine bakın)

2) HI çok güçlü bir indirgeyici ajandır:

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

3) Çözeltideki I-anyonların tanımlanması:

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

Asitlerde çözünmeyen koyu sarı bir gümüş iyodür çökeltisi oluşur.

İyotun oksijen asitleri

Sulu asit HI+5O3

Renksiz kristal madde, erime noktası = 110°C, suda oldukça çözünür.

Almak:

3I2 + 10HNO3 ® 6HIO3 + 10NO + 2H2O

HIO3 güçlü bir asittir (tuzlar - iyodatlar) ve güçlü bir oksitleyici maddedir.

İyodik asit H5I+7O6

Suda oldukça çözünür, erime noktası = 130°C olan kristal higroskopik madde.
Zayıf asit (tuzlar - periyodatlar); güçlü oksitleyici ajan.