Site bölümleri
Editörün Seçimi:
- Sayıların çekimine yönelik yetkin bir yaklaşımın altı örneği
- Kışın Yüzü Çocuklar için Şiirsel Sözler
- Rusça dersi "isimlerin tıslamasından sonra yumuşak işaret"
- Cömert Ağaç (mesel) Cömert Ağaç masalına mutlu son nasıl eklenir?
- “Yaz ne zaman gelecek?” Konulu çevremizdeki dünya hakkında ders planı.
- Doğu Asya: ülkeler, nüfus, dil, din, tarih İnsan ırklarını aşağı ve yukarı diye ayıran sahte bilimsel teorilerin rakibi olarak gerçeği kanıtladı
- Askerlik hizmetine uygunluk kategorilerinin sınıflandırılması
- Maloklüzyon ve ordu Maloklüzyon orduya kabul edilmiyor
- Neden ölü bir anneyi canlı hayal ediyorsun: rüya kitaplarının yorumları
- Nisan ayında doğan insanlar hangi burçlara sahiptir?
Reklam
Halojen serisi. Halojenlerin kimyasal özellikleri |
Halojenler periyodik tabloda soy gazların solunda bulunur. Bu beş toksik metalik olmayan element periyodik tablonun 7. grubunda yer almaktadır. Bunlar arasında flor, klor, brom, iyot ve astatin bulunur. Astatin radyoaktif olmasına ve yalnızca kısa ömürlü izotoplara sahip olmasına rağmen iyot gibi davranır ve genellikle halojen olarak sınıflandırılır. Halojen elementlerin yedi değerlik elektronu olduğundan, tam bir oktet oluşturmak için yalnızca bir ekstra elektrona ihtiyaçları vardır. Bu özellik onları diğer metal olmayan gruplardan daha reaktif kılar. Genel özelliklerHalojenler diatomik moleküller oluşturur (X2 tipi, burada X bir halojen atomunu belirtir) - serbest elementler formunda halojenlerin kararlı bir varoluş şekli. Bu diatomik moleküllerin bağları polar değildir, kovalenttir ve tektir. Halojenlerin kimyasal özellikleri çoğu elementle kolayca birleşmelerine olanak tanır, dolayısıyla doğada hiçbir zaman birleşik halde bulunmazlar. Flor en aktif halojendir ve astatin en az olanıdır. Tüm halojenler benzer özelliklere sahip grup I tuzlarını oluşturur. Bu bileşiklerde halojenler -1 yüküne sahip halojenür anyonları (örneğin Cl-, Br-) olarak bulunur. Bitiş -id halojenür anyonlarının varlığını gösterir; örneğin Cl-'ye "klorür" denir. Ayrıca, kimyasal özellikler halojenler onların oksitleyici ajanlar (metalleri oksitleyici) olarak hareket etmelerine izin verir. Çoğunluk kimyasal reaksiyonlar halojenlerin katıldığı - sulu bir çözeltide redoks. Halojenler, organik bileşiklerde karbon veya nitrojen ile tekli bağlar oluştururlar ve oksidasyon sayıları (CO) -1'dir. Bir halojen atomunun yerini kovalent bağlı bir hidrojen atomu aldığında organik bileşik halo- ön eki genel anlamda kullanılabilir veya belirli halojenler için floro-, kloro-, bromo-, iyot- ön ekleri kullanılabilir. Halojen elementler, polar kovalent tek bağlara sahip diatomik moleküller oluşturmak için çapraz bağlanabilir. Klor (Cl2) 1774'te keşfedilen ilk halojendir, bunu iyot (I2), brom (Br2), flor (F2) ve astatin (At, en son 1940'ta keşfedilmiştir) takip etmiştir. "Halojen" adı, Yunanca hal- ("tuz") ve -gen ("oluşturmak") köklerinden gelir. Bu sözcükler birlikte "tuz oluşturan" anlamına gelir ve halojenlerin metallerle reaksiyona girerek tuz oluşturduğu gerçeğini vurgular. Halit, sodyum klorürden (NaCl) oluşan, doğal olarak oluşan bir mineral olan kaya tuzunun adıdır. Ve son olarak, halojenler günlük yaşamda kullanılıyor - diş macununda florür bulunur, klor dezenfekte eder içme suyu ve iyot tiroid hormonlarının üretimini teşvik eder. Kimyasal elementlerFlor, atom numarası 9 olan bir elementtir ve F sembolüyle gösterilir. Elemental flor, ilk olarak 1886'da hidroflorik asitten izole edilerek keşfedildi. Serbest halde flor, iki atomlu bir molekül (F2) olarak bulunur ve yer kabuğunda en bol bulunan halojendir. Flor, periyodik tablodaki en elektronegatif elementtir. Şu tarihte: oda sıcaklığı soluk sarı bir gazdır. Florin ayrıca nispeten küçük bir atom yarıçapına sahiptir. Oksidasyon durumunun sıfır olduğu temel diyatomik durum dışında CO'su -1'dir. Flor son derece reaktiftir ve helyum (He), neon (Ne) ve argon (Ar) dışındaki tüm elementlerle doğrudan reaksiyona girer. H2O çözeltisinde hidroflorik asit (HF) zayıf bir asittir. Florin oldukça elektronegatif olmasına rağmen elektronegatifliği asitliği belirlemez; HF, florür iyonunun bazik (pH > 7) olması nedeniyle zayıf bir asittir. Ayrıca flor çok güçlü oksitleyici maddeler üretir. Örneğin flor, güçlü oksitleyici ajan ksenon diflorürü (XeF2) oluşturmak için inert gaz ksenonu ile reaksiyona girebilir. Florürün birçok kullanımı vardır. Klor, atom numarası 17 ve kimyasal sembolü Cl olan bir elementtir. 1774 yılında hidroklorik asitten izole edilerek keşfedilmiştir. Element halindeyken diatomik molekül Cl2'yi oluşturur. Klorun çeşitli CO'ları vardır: -1, +1, 3, 5 ve 7. Oda sıcaklığında açık yeşil bir gazdır. İki klor atomu arasında oluşan bağ zayıf olduğundan Cl2 molekülünün bileşik oluşturma yeteneği oldukça yüksektir. Klor metallerle reaksiyona girerek klorür adı verilen tuzları oluşturur. Klor iyonları en yaygın olarak bulunan iyonlardır. deniz suyu. Klorun ayrıca iki izotopu vardır: 35Cl ve 37Cl. Sodyum klorür, tüm klorürlerin en yaygın bileşiğidir. Brom – kimyasal element atom numarası 35 ve sembolü Br olan. İlk kez 1826'da keşfedildi. Elementel formunda brom, iki atomlu bir Br2 molekülüdür. Oda sıcaklığında kırmızımsı kahverengi bir sıvıdır. CO'ları -1, +1, 3, 4 ve 5'tir. Brom, iyottan daha aktif, ancak klordan daha az aktiftir. Ayrıca bromun iki izotopu vardır: 79Br ve 81Br. Brom, deniz suyunda çözünmüş bromür tuzları olarak oluşur. İçin son yıllar Dünyadaki bromür üretimi, bulunabilirliği ve uzun raf ömrü nedeniyle önemli ölçüde artmıştır. Diğer halojenler gibi brom da oksitleyici bir maddedir ve çok toksiktir. İyot, atom numarası 53 ve sembolü I olan kimyasal bir elementtir. İyotun oksidasyon durumları: -1, +1, +5 ve +7. İki atomlu bir molekül olarak bulunur, I2. Oda sıcaklığında sağlam mor. İyotun kararlı bir izotopu vardır - 127I. İlk kez 1811'de deniz yosunu ve sülfürik asit kullanılarak keşfedildi. Şu anda iyot iyonları deniz suyunda izole edilebilmektedir. İyot suda çok fazla çözünmemesine rağmen, ayrı ayrı iyodürler kullanılarak çözünürlüğü arttırılabilir. İyot vücutta tiroid hormonlarının üretimine katılarak önemli bir rol oynar. Astatin, atom numarası 85 ve At sembolü olan radyoaktif bir elementtir. Olası oksidasyon durumları -1, +1, 3, 5 ve 7'dir. İki atomlu molekül olmayan tek halojen. Normal koşullar altında siyah metalik bir katıdır. Astatin çok nadir bulunan bir element olduğundan hakkında çok az şey biliniyor. Ayrıca astatinin yarı ömrü çok kısadır, birkaç saatten fazla değildir. 1940 yılında sentez sonucu elde edildi. Astatinin iyodine benzer olduğuna inanılıyor. Metalik özelliklerde farklılık gösterir. Aşağıdaki tablo halojen atomlarının yapısını ve dış elektron katmanının yapısını göstermektedir. Elektronların dış katmanının bu yapısı, halojenlerin fiziksel ve kimyasal özelliklerinin benzer olduğu anlamına gelir. Ancak bu unsurlar karşılaştırıldığında farklılıklar da gözlenmektedir. Halojen grubundaki periyodik özelliklerBasit halojen maddelerin fiziksel özellikleri, elementin atom numarasının artmasıyla değişir. Daha iyi anlaşılması ve daha net anlaşılması için size birkaç tablo sunuyoruz. Bir grubun erime ve kaynama noktaları molekül boyutu arttıkça artar (F Tablo 1. Halojenler. Fiziksel özellikler: erime ve kaynama noktaları Çekirdek boyutu artar (F< Cl < Br < I < At), так как увеличивается число протонов и нейтронов. Кроме того, с каждым периодом добавляется всё больше уровней энергии. Это приводит к большей орбитали, и, следовательно, к увеличению радиуса атома. Tablo 2. Halojenler. Fiziksel özellikler: atom yarıçapı Dış değerlik elektronları çekirdeğin yakınında bulunmuyorsa, onları çekirdekten uzaklaştırmak fazla enerji gerektirmeyecektir. Bu nedenle, dıştaki bir elektronu çıkarmak için gereken enerji, element grubunun alt kısmında daha fazla enerji seviyesi olduğundan o kadar yüksek değildir. Ayrıca yüksek iyonlaşma enerjisi, elementin metalik olmayan nitelikler sergilemesine neden olur. İyot ve ekran astatin, iyonlaşma enerjisi azaldığı için metalik özellikler sergiler (At< I < Br < Cl < F). Tablo 3. Halojenler. Fiziksel özellikler: iyonlaşma enerjisi Bir atomdaki değerlik elektronlarının sayısı, giderek daha düşük seviyelerde artan enerji seviyeleriyle birlikte artar. Elektronlar giderek çekirdekten uzaklaşır; Böylece çekirdek ve elektronlar birbirini çekmez. Korumada artış gözleniyor. Bu nedenle Elektronegatiflik periyot arttıkça azalır (At< I < Br < Cl < F). Tablo 4. Halojenler. Fiziksel özellikler: elektronegatiflik Periyodun artmasıyla atom boyutu arttıkça elektron ilgisi azalma eğilimi gösterir (B< I < Br < F < Cl). Исключение – фтор, сродство которого меньше, чем у хлора. Это можно объяснить меньшим размером фтора по сравнению с хлором. Tablo 5. Halojenlerin elektron ilgisi Halojenlerin reaktivitesi artan süre ile azalır (At Bir halojen, daha az elektronegatif başka bir elementle reaksiyona girerek ikili bir bileşik oluşturduğunda bir halojenür oluşur. Hidrojen halojenlerle reaksiyona girerek HX formunda halojenürler oluşturur: Hidrojen halojenürler, hidrohalik asit (hidroflorik, hidroklorik, hidrobromik, hidroiyodik) asit oluşturmak üzere suda kolayca çözünür. Bu asitlerin özellikleri aşağıda verilmiştir. Asitler aşağıdaki reaksiyonla oluşturulur: HX (sulu) + H2O (l) → X- (sulu) + H3O+ (sulu). HF hariç tüm hidrojen halojenürler güçlü asitler oluşturur. Hidrohalik asitlerin asitliği artar: HF Hidroflorik asit, camı ve bazı inorganik florürleri uzun süre aşındırabilir. Flor en yüksek elektronegatifliğe sahip olduğundan HF'nin en zayıf hidrohalik asit olması mantıksız görünebilir. Ancak H-F bağı çok güçlü olduğundan çok zayıf bir asit ortaya çıkar. Güçlü bir bağ, kısa bağ uzunluğu ve yüksek ayrışma enerjisi ile belirlenir. Tüm hidrojen halojenürler arasında HF en kısa bağ uzunluğuna ve en yüksek bağ ayrışma enerjisine sahiptir. Halojen okso asitler hidrojen, oksijen ve halojen atomlarına sahip asitlerdir. Asitlikleri yapısal analizle belirlenebilir. Halojen okso asitler aşağıda verilmiştir: Bu asitlerin her birinde, bir oksijen atomuna bir proton bağlanmıştır, dolayısıyla proton bağ uzunluklarını karşılaştırmak burada yararlı değildir. Elektronegatiflik burada baskın bir rol oynamaktadır. Asit aktivitesi, merkez atomla ilişkili oksijen atomlarının sayısı arttıkça artar. Halojenlerin temel fiziksel özellikleri aşağıdaki tabloda özetlenebilir. Halojenlerin rengi, görünür ışığın moleküller tarafından emilmesinden kaynaklanır ve bu da elektronların uyarılmasına neden olur. Florür mor ışığı emer ve bu nedenle açık sarı görünür. İyot ise sarı ışığı emer ve mor görünür (sarı ve mor tamamlayıcı renklerdir). Halojenlerin rengi periyot arttıkça koyulaşır. Kapalı kaplarda sıvı brom ve katı iyot, renkli bir gaz halinde görülebilen buharlarıyla dengededir. Astatinin rengi bilinmemekle birlikte, gözlemlenen desene göre iyottan daha koyu (yani siyah) olduğu varsayılmaktadır. Şimdi size "Halojenlerin fiziksel özelliklerini karakterize edin" diye sorulursa söyleyecek bir şeyiniz olacaktır. Halojen değerliği kavramı yerine sıklıkla oksidasyon numarası kullanılır. Tipik olarak oksidasyon durumu -1'dir. Ancak bir halojen oksijene veya başka bir halojene bağlanırsa başka haller alabilir: oksijen CO-2 önceliklidir. İki farklı halojen atomunun birbirine bağlanması durumunda, elektronegatifliği daha yüksek olan atom üstün gelir ve CO -1'i kabul eder. Örneğin, iyot klorürde (ICl), klorun CO -1'i ve iyot +1'i vardır. Klor iyottan daha elektronegatif olduğundan CO'su -1'dir. Bromik asitte (HBrO4), oksijen CO -8'e sahiptir (-2 x 4 atom = -8). Hidrojenin genel oksidasyon durumu +1'dir. Bu değerlerin eklenmesi -7 CO değerini verir. Bileşiğin son CO'sunun sıfır olması gerektiğinden bromun CO'su +7'dir. Kuralın üçüncü istisnası, CO'nun sıfır olduğu elementel formdaki (X2) halojenin oksidasyon durumudur. Periyodun artmasıyla elektronegatiflik artar. Bu nedenle flor, periyodik tablodaki konumundan da anlaşılacağı üzere tüm elementler arasında en yüksek elektronegatifliğe sahiptir. Elektron konfigürasyonu 1s2 2s2 2p5'tir. Flor başka bir elektron kazanırsa, en dıştaki p yörüngeleri tamamen doldurulur ve tam bir oktet oluşturur. Flor yüksek elektronegatifliğe sahip olduğundan komşu atomdan kolaylıkla elektron alabilir. Bu durumda flor, inert gaza izoelektroniktir (sekiz değerlik elektronuyla), tüm dış yörüngeleri doludur. Bu durumda flor çok daha kararlıdır. Doğada halojenler anyon halindedir, bu nedenle serbest halojenler elektroliz yoluyla oksidasyon veya oksitleyici maddeler kullanılarak elde edilir. Örneğin klor, sofra tuzu çözeltisinin hidrolizi ile üretilir. Halojenlerin ve bileşiklerinin kullanımı çeşitlidir. İyi bir klorlama maddesi CCl4'tür, örneğin BeO'yu BeCl2'ye dönüştürmek için. SbF3 genellikle klorürlerin florlanması için kullanılır (yukarıdaki SO2ClF'ye bakınız). 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 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). 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 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. 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. 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. 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. 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. Halojenler birbirlerinden büyük ölçüde farklılık gösterebilirler ve aşağıdaki fiziksel özelliklere sahiptirler: 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. 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. 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. 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 2s 2 2p 5 3s 2 3p 5 4s 2 4p 5 5s 2 5p 5 6s 2 6p 5 17,42
12,97
11,84
10,45
~9,2
3,45
3,61
3,37
3,08
~2,8
~2,2
0,064
0,099
0,114
0,133
0,142
0,199
0,228
0,267
1, +1, +3, 1, +1, +4, 1, +1, +3, Soluk yeşil Yeşil-sarı. buraya Koyu menekşe Siyah 1,51
1,57
3,14
4,93
tepki verir 2,5: 1 0,02
1) Dış enerji seviyesinin genel elektronik konfigürasyonu nS2nP5'tir. 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 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 NaCl çözeltisinin elektrolizi (endüstriyel yöntem): 2NaCl + 2H2O ® H2 + Cl2 + 2NaOH Kimyasal özellikler Klor güçlü bir oksitleyici maddedir. 1) Metallerle reaksiyonlar: 2Na + Cl2® 2NaCl 2) Metal olmayanlarla reaksiyonlar: H2 + Cl2 –hn® 2HCl 3) Su ile reaksiyon: Cl2 + H2O « HCl + HClO 4) Alkalilerle reaksiyonlar: Cl2 + 2KOH –5°C® KCl + KClO + H2O 5) Hidrohalik asitlerden ve bunların tuzlarından brom ve iyotu uzaklaştırır. Cl2 + 2KI® 2KCl + I2 Klor bileşikleri Fiziksel özellikler Keskin kokulu, zehirli, havadan ağır, suda oldukça çözünür (1:400) renksiz bir gaz. 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 5) tuzlarla: CaCO3 + 2HCl® CaCl2 + H2O + CO2 Mineral asitlerde çözünmeyen beyaz bir gümüş klorür çökeltisinin oluşumu, çözeltideki Klanyonların tespiti için kalitatif bir reaksiyon olarak kullanılır. 2Fe + 3Cl2® 2FeCl3 Çoğu klorür suda çözünür (gümüş, kurşun ve tek değerlikli cıva klorürler hariç). Hipokloröz asit HCl+1O 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 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 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 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 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 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 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 3) Su ve alkalilerle reaksiyona girer: Br2 + H2O « HBr + HBrO 4) Güçlü indirgeyici maddelerle reaksiyona girer: Br2 + 2HI ® I2 + 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 5) tuzlarla: MgCO3 + 2HBr ® MgBr2 + H2O + CO2 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 Bromun oksijen asitlerinden zayıf bromlu asit HBr+1O ve güçlü bromlu asit HBr+5O3 bilinmektedir. İyot I2 - 1811'de B. Courtois tarafından keşfedildi. Fiziksel özellikler Metalik parlaklığa sahip koyu mor renkli kristal madde. Fiş İyonların güçlü oksitleyici maddelerle oksidasyonu: Cl2 + 2KI® 2KCl + I2 Kimyasal özellikler 1) metallerle: 2Al + 3I2® 2AlI3 2) hidrojen ile: 3) güçlü indirgeyici maddelerle: I2 + SO2 + 2H2O ® H2SO4 + 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- 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 3) Çözeltideki I-anyonların tanımlanması: NaI + AgNO3 ® AgI¯ + NaNO3 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. |
Yeni
- Kışın Yüzü Çocuklar için Şiirsel Sözler
- Rusça dersi "isimlerin tıslamasından sonra yumuşak işaret"
- Cömert Ağaç (mesel) Cömert Ağaç masalına mutlu son nasıl eklenir?
- “Yaz ne zaman gelecek?” Konulu çevremizdeki dünya hakkında ders planı.
- Doğu Asya: ülkeler, nüfus, dil, din, tarih İnsan ırklarını aşağı ve yukarı diye ayıran sahte bilimsel teorilerin rakibi olarak gerçeği kanıtladı
- Askerlik hizmetine uygunluk kategorilerinin sınıflandırılması
- Maloklüzyon ve ordu Maloklüzyon orduya kabul edilmiyor
- Neden ölü bir anneyi canlı hayal ediyorsun: rüya kitaplarının yorumları
- Nisan ayında doğan insanlar hangi burçlara sahiptir?
- Neden deniz dalgalarında bir fırtına hayal ediyorsunuz?