Química dos Elementos

Não metais do subgrupo VIIA

Os elementos do subgrupo VIIA são não-metais típicos com alto

eletronegatividade, eles têm um nome de grupo - “halogênios”.

Principais assuntos abordados na palestra

Características gerais dos não metais do subgrupo VIIA. Estrutura eletrônica, as características mais importantes dos átomos. O passo mais característico

penalidades de oxidação. Características da química dos halogênios.

Substâncias simples.

Compostos naturais.

Compostos halogéneos

Ácidos hidrohálicos e seus sais. Sal e ácido fluorídrico

slots, recibo e aplicação.

Complexos de haleto.

Compostos binários de oxigênio de halogênios. Instabilidade aprox.

Propriedades redox de substâncias simples e co-

unidades. Reações de desproporção. Diagramas de Latimer.

Executor:

Evento nº.

Química dos elementos do subgrupo VIIA

características gerais

							Manganês
							Tecnécio

O grupo VIIA é formado por elementos p: flúor F, cloro

Cl, bromo Br, iodo I e astato At.

A fórmula geral para elétrons de valência é ns 2 np 5.

Todos os elementos do grupo VIIA são não metais típicos.

							Como pode ser visto na distribuição
							elétrons de valência
de acordo com orbitais de átomos						falta apenas um elétron

para formar uma camada estável de oito elétrons

caixas, é por isso que eles têm há uma forte tendência para

adição de um elétron.

Todos os elementos formam facilmente uma carga única simples

quaisquer ânions G – .

Na forma de ânions simples, os elementos do grupo VIIA são encontrados na água natural e em cristais de sais naturais, por exemplo, halita NaCl, silvite KCl, fluorita

CaF2.

Nome geral do grupo de elementos VIIA-

grupo “halogênios”, ou seja, “dando origem aos sais”, se deve ao fato de que a maioria de seus compostos com metais são pré-

é um sal típico (CaF2, NaCl, MgBr2, KI), que

que pode ser obtido através da interação direta

interação do metal com o halogênio. Os halogênios livres são obtidos de sais naturais, portanto o nome “halogênios” também é traduzido como “nascido de sais”.

Executor:

Evento nº.

O estado de oxidação mínimo (–1) é o mais estável

para todos os halogênios.

Algumas características dos átomos dos elementos do Grupo VIIA são fornecidas em

As características mais importantes dos átomos dos elementos do grupo VIIA

		Relativo-		Afinidade
		elétrico
		negativo	ionizacao,
		(de acordo com
		Votação)
						aumento em número
						camadas eletrônicas;
						aumento de tamanho
						redução de eletricidade
						negatividade tripla

Os halogênios têm uma alta afinidade eletrônica (máximo em

Cl) e energia de ionização muito alta (máximo em F) e máximo

eletronegatividade possível em cada período. O flúor é o mais

eletronegativo de todos os elementos químicos.

A presença de um elétron desemparelhado em átomos de halogênio determina

representa a união de átomos em substâncias simples em moléculas diatômicas Г2.

Para substâncias simples, os halogênios, os agentes oxidantes mais característicos são

propriedades, que são mais fortes em F2 e enfraquecem ao passar para I2.

Os halogênios são caracterizados pela maior reatividade de todos os elementos não metálicos. O flúor, mesmo entre os halogênios, se destaca

tem atividade extremamente alta.

O elemento do segundo período, o flúor, difere mais fortemente dos outros

outros elementos do subgrupo. Este é um padrão geral para todos os não metais.

Executor:

Evento nº.

O flúor, como elemento mais eletronegativo, não mostra sexo

estados de oxidação residentes. Em qualquer conexão, inclusive com ki-

oxigênio, o flúor está no estado de oxidação (-1).

Todos os outros halogênios exibem graus de oxidação positivos

leniya até um máximo de +7.

Os estados de oxidação mais característicos dos halogênios:

F: -1, 0;

Cl, Br, I: -1, 0, +1, +3, +5, +7.

Cl possui óxidos conhecidos nos quais é encontrado nos estados de oxidação: +4 e +6.

Os compostos halogênios mais importantes, em estados positivos,

As penalidades da oxidação são os ácidos contendo oxigênio e seus sais.

Todos os compostos halogênios em estados de oxidação positivos são

são agentes oxidantes fortes.

terrível grau de oxidação. A desproporção é promovida por um ambiente alcalino.

Aplicação prática de substâncias simples e compostos de oxigênio

A redução dos halogênios se deve principalmente ao seu efeito oxidante.

As substâncias mais simples, Cl2, encontram a mais ampla aplicação prática.

e F2. A maior quantidade de cloro e flúor é consumida na indústria

síntese orgânica: na produção de plásticos, refrigerantes, solventes,

pesticidas, drogas. Quantidades significativas de cloro e iodo são utilizadas para obter metais e para seu refino. Cloro também é usado

para branqueamento de celulose, para desinfecção de água potável e na produção

água de água sanitária e ácido clorídrico. Sais de oxoácidos são utilizados na produção de explosivos.

Executor:

Evento nº.

Os ácidos – ácidos clorídrico e fundido – são amplamente utilizados na prática.

Flúor e cloro estão entre os vinte elementos mais comuns

lá, há significativamente menos bromo e iodo na natureza. Todos os halogênios ocorrem na natureza em seu estado de oxidação(-1). Apenas o iodo ocorre na forma do sal KIO3,

que é incluído como impureza no salitre chileno (KNO3).

Astatine é um elemento radioativo produzido artificialmente (não existe na natureza). A instabilidade de At se reflete no nome, que vem do grego. "astatos" - "instável". Astatine é um emissor conveniente para radioterapia de tumores cancerígenos.

Substâncias simples

Substâncias simples de halogênios são formadas por moléculas diatômicas G2.

Em substâncias simples, durante a transição de F2 para I2 com aumento no número de elétrons

camadas do trono e um aumento na polarizabilidade dos átomos, há um aumento

interação intermolecular, levando a uma mudança na co-

permanecendo em condições padrão.

O flúor (em condições normais) é um gás amarelo, a –181o C ele se transforma em

Estado líquido.

O cloro é um gás verde-amarelado que se transforma em líquido a –34o C. Com cor de ha-

O nome Cl está associado a ele, vem do grego “cloros” - “amarelo-

verde". Um aumento acentuado no ponto de ebulição de Cl2 em comparação com F2,

indica aumento da interação intermolecular.

O bromo é um líquido vermelho escuro, muito volátil, ferve a 58,8o C.

o nome do elemento está associado ao odor forte e desagradável do gás e é derivado de

"bromos" - "fedorento".

Iodo – cristais roxos escuros, com um leve “metálico”

caroços, que quando aquecidos sublimam facilmente, formando vapores violetas;

com resfriamento rápido

vapores até 114o C

líquido é formado. Temperatura

Executor:

Evento nº.

O ponto de ebulição do iodo é 183°C. Seu nome vem da cor do vapor de iodo -

"iodos" - "roxo".

Todas as substâncias simples têm odor pungente e são venenosas.

A inalação de seus vapores causa irritação das membranas mucosas e dos órgãos respiratórios e, em altas concentrações, asfixia. Durante a Primeira Guerra Mundial, o cloro foi usado como agente venenoso.

O gás flúor e o bromo líquido causam queimaduras na pele. Trabalhando com ha-

logens, precauções devem ser tomadas.

Como as substâncias simples dos halogênios são formadas por moléculas apolares

esfria, eles se dissolvem bem em solventes orgânicos apolares:

álcool, benzeno, tetracloreto de carbono, etc. Cloro, bromo e iodo são moderadamente solúveis em água; suas soluções aquosas são chamadas de água de cloro, bromo e iodo. Br2 se dissolve melhor que outros, concentração de bromo em sat.

A solução atinge 0,2 mol/l e o cloro – 0,1 mol/l.

O flúor decompõe a água:

2F2 + 2H2O = O2 + 4HF

Halogênios exibem alta atividade oxidativa e transição

em ânions haleto.

Г2 + 2e–  2Г–

O flúor tem atividade oxidativa especialmente alta. O flúor oxida metais nobres (Au, Pt).

Pt + 3F2 = PtF6

Ele até interage com alguns gases inertes (criptônio,

xenônio e radônio), por exemplo,

Xe + 2F2 = XeF4

Muitos compostos muito estáveis ​​queimam em uma atmosfera F2, por ex.

água, quartzo (SiO2).

SiO2 + 2F2 = SiF4 + O2

Executor:

Evento nº.

Nas reações com flúor, mesmo agentes oxidantes fortes como nitrogênio e enxofre

ácido nítrico, atuam como agentes redutores, enquanto o flúor oxida a entrada

contendo O(–2) em sua composição.

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

A alta reatividade do F2 cria dificuldades na escolha do con-

materiais estruturais para trabalhar com ele. Normalmente, para esses fins, usamos

Existem o níquel e o cobre que, quando oxidados, formam densas películas protetoras de fluoretos em sua superfície. O nome F se deve à sua ação agressiva.

Eu como, vem do grego. “fluoros” – “destrutivo”.

Nas séries F2, Cl2, Br2, I2, a capacidade oxidante enfraquece devido ao aumento

aumentando o tamanho dos átomos e diminuindo a eletronegatividade.

Em soluções aquosas, as propriedades oxidativas e redutoras da matéria

As substâncias são geralmente caracterizadas usando potenciais de eletrodo. A tabela mostra potenciais de eletrodo padrão (Eo, V) para semi-reações de redução

formação de halogênios. Para efeito de comparação, o valor Eo para ki-

o carbono é o agente oxidante mais comum.

Potenciais de eletrodo padrão para substâncias halógenas simples

Eo, B, para reação

O2 + 4e– + 4H+  2H2O

Eo, V

para eletrodo

2Г– +2е – = G2

Atividade oxidativa reduzida

Como pode ser visto na tabela, F2 é um agente oxidante muito mais forte,

do que O2, portanto F2 não existe em soluções aquosas , oxida a água,

recuperando para F–. A julgar pelo valor E®, a capacidade oxidante do Cl2

Executor:

Evento nº.

também superior ao do O2. Na verdade, durante o armazenamento a longo prazo de água com cloro, ela se decompõe com a liberação de oxigênio e a formação de HCl. Mas a reação é lenta (a molécula de Cl2 é visivelmente mais forte que a molécula de F2 e

energia de ativação para reações com cloro é maior), desproporcionalmente

porcionamento:

Cl2 + H2O  HCl + HOCl

Na água não chega ao fim (K = 3,9.10–4), portanto o Cl2 existe em soluções aquosas. Br2 e I2 são caracterizados por uma estabilidade ainda maior na água.

A desproporção é um oxidante muito característico

reação de redução para halogênios. Desproporção da amplificação

derrama em um ambiente alcalino.

A desproporção de Cl2 em álcali leva à formação de ânions

Cl– e ClO–. A constante de desproporção é 7,5. 1015.

Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H2O

Quando o iodo é desproporcional em álcali, I– e IO3– são formados. Ana-

Logicamente, o Br2 desproporciona o iodo. A mudança do produto é desproporcional

nação se deve ao fato de que os ânions GO– e GO2– em Br e I são instáveis.

A reação de desproporção de cloro é usada em aplicações industriais

capacidade de obter um oxidante de hipoclorito forte e de ação rápida,

cal branqueadora, sal Bertholet.

3Cl2 + 6KOH = 5KCl + KClO3 + 3H2O

Executor:

Evento nº.

Interação de halogênios com metais

Os halogênios reagem vigorosamente com muitos metais, por exemplo:

Mg + Cl2 = MgCl2 Ti + 2I2  TiI4

Halogenetos de Na +, nos quais o metal apresenta baixo estado de oxidação (+1, +2),

- São compostos semelhantes ao sal com ligações predominantemente iônicas. Como

eis que haletos iônicos são sólidos com alto ponto de fusão

Halogenetos metálicos em que o metal apresenta um alto grau de oxidação

ções são compostos com ligações predominantemente covalentes.

Muitos deles são gases, líquidos ou sólidos fusíveis em condições normais. Por exemplo, WF6 é um gás, MoF6 é um líquido,

TiCl4 é líquido.

Interação de halogênios com não metais

Os halogênios interagem diretamente com muitos não-metais:

hidrogênio, fósforo, enxofre, etc. Por exemplo:

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

A ligação em halogenetos de não metais é predominantemente covalente.

Normalmente estes compostos têm baixos pontos de fusão e ebulição.

Ao passar do flúor para o iodo, a natureza covalente dos halogenetos aumenta.

Os halogenetos covalentes de não metais típicos são compostos ácidos; ao interagir com a água, eles hidrolisam para formar ácidos. Por exemplo:

PBr3 + 3H2O = 3HBr + H3 PO3

PI3 + 3H2O = 3HI + H3 PO3

PCl5 + 4H2O = 5HCl + H3 PO4

Executor:

Evento nº.

As duas primeiras reações são usadas para produzir bromo e iodeto de hidrogênio.

ácido noico.

Interhaletos. Halogênios, combinando-se entre si, formam interg-

pistas. Nestes compostos, o halogênio mais leve e eletronegativo está no estado de oxidação (–1) e o mais pesado está no estado positivo.

penalidades de oxidação.

Devido à interação direta dos halogênios durante o aquecimento, são obtidos: ClF, BrF, BrCl, ICl. Existem também interhaletos mais complexos:

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

Todos os interhaletos em condições normais são substâncias líquidas com baixos pontos de ebulição. Os interhaletos têm uma alta atividade oxidativa

atividade. Por exemplo, substâncias quimicamente estáveis ​​como SiO2, Al2 O3, MgO, etc. queimam em vapores de ClF3.

2Al2O3 + 4ClF3 = 4AlF3 + 3O2 + 2Cl2

O Fluoreto ClF 3 é um reagente de fluoração agressivo que atua rapidamente

pátio F2. É utilizado em sínteses orgânicas e na obtenção de filmes protetores na superfície de equipamentos de níquel para trabalhar com flúor.

Na água, os interhaletos hidrolisam para formar ácidos. Por exemplo,

ClF5 + 3H2O = HClO3 + 5HF

Halogênios na natureza. Obtenção de substâncias simples

Na indústria, os halogênios são obtidos a partir de seus compostos naturais. Todos

os processos para obtenção de halogênios livres baseiam-se na oxidação do halogênio

Íons Nid.

2Г –  Г2 + 2e–

Uma quantidade significativa de halogênios é encontrada em águas naturais na forma de ânions: Cl–, F–, Br–, I–. A água do mar pode conter até 2,5% de NaCl.

O bromo e o iodo são obtidos a partir de água de poços de petróleo e água do mar.

Executor:

Evento nº.

O átomo de hidrogênio tem a fórmula eletrônica do nível de elétrons externo (e único) 1 é 1. Por um lado, em termos da presença de um elétron no nível eletrônico externo, o átomo de hidrogênio é semelhante aos átomos de metais alcalinos. No entanto, tal como os halogéneos, necessita apenas de um eletrão para preencher o nível eletrónico externo, uma vez que o primeiro nível eletrónico não pode conter mais de 2 eletrões. Acontece que o hidrogênio pode ser colocado simultaneamente no primeiro e no penúltimo (sétimo) grupo da tabela periódica, o que às vezes é feito em várias versões do sistema periódico:

Do ponto de vista das propriedades do hidrogênio como substância simples, ele ainda tem mais em comum com os halogênios. O hidrogênio, assim como os halogênios, é um não metal e forma moléculas diatômicas (H 2) como eles.

Em condições normais, o hidrogênio é uma substância gasosa e pouco ativa. A baixa atividade do hidrogênio é explicada pela alta resistência das ligações entre os átomos de hidrogênio na molécula, cuja quebra requer forte aquecimento, ou o uso de catalisadores, ou ambos.

Interação do hidrogênio com substâncias simples

com metais

Dos metais, o hidrogênio reage apenas com metais alcalinos e alcalino-terrosos! Os metais alcalinos incluem metais do subgrupo principal do grupo I (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr), e os metais alcalino-terrosos incluem metais do subgrupo principal do grupo II, exceto berílio e magnésio (Ca, Sr, Ba, Rá)

Ao interagir com metais ativos, o hidrogênio exibe propriedades oxidantes, ou seja, reduz seu estado de oxidação. Nesse caso, formam-se hidretos de metais alcalinos e alcalino-terrosos, que possuem estrutura iônica. A reação ocorre quando aquecida:

Deve-se notar que a interação com metais ativos é o único caso quando o hidrogênio molecular H2 é um agente oxidante.

com não metais

Dos não metais, o hidrogênio reage apenas com carbono, nitrogênio, oxigênio, enxofre, selênio e halogênios!

O carbono deve ser entendido como grafite ou carbono amorfo, uma vez que o diamante é uma modificação alotrópica extremamente inerte do carbono.

Ao interagir com não metais, o hidrogênio só pode desempenhar a função de agente redutor, ou seja, apenas aumentar seu estado de oxidação:

Interação do hidrogênio com substâncias complexas

com óxidos metálicos

O hidrogênio não reage com óxidos metálicos que estão na série de atividades dos metais até o alumínio (inclusive), porém, é capaz de reduzir muitos óxidos metálicos à direita do alumínio quando aquecido:

com óxidos não metálicos

Dos óxidos não metálicos, o hidrogênio reage quando aquecido com os óxidos de nitrogênio, halogênios e carbono. De todas as interações do hidrogênio com óxidos não metálicos, especialmente digna de nota é a sua reação com o monóxido de carbono CO.

A mistura de CO e H2 ainda tem nome próprio - “gás de síntese”, pois, dependendo das condições, podem ser obtidos produtos industriais populares como metanol, formaldeído e até hidrocarbonetos sintéticos:

com ácidos

O hidrogênio não reage com ácidos inorgânicos!

Dos ácidos orgânicos, o hidrogénio reage apenas com ácidos insaturados, bem como com ácidos contendo grupos funcionais capazes de redução com hidrogénio, em particular grupos aldeído, ceto ou nitro.

com sais

No caso de soluções aquosas de sais, sua interação com o hidrogênio não ocorre. Porém, quando o hidrogênio passa sobre sais sólidos de alguns metais de média e baixa atividade, sua redução parcial ou completa é possível, por exemplo:

Propriedades químicas dos halogênios

Halogênios são os elementos químicos do grupo VIIA (F, Cl, Br, I, At), bem como as substâncias simples que eles formam. Aqui e mais adiante no texto, salvo indicação em contrário, os halogéneos serão entendidos como substâncias simples.

Todos os halogênios possuem uma estrutura molecular, que determina os baixos pontos de fusão e ebulição dessas substâncias. As moléculas de halogênio são diatômicas, ou seja, sua fórmula pode ser escrita na forma geral como Hal 2.

Deve-se notar uma propriedade física específica do iodo como sua capacidade de sublimação ou, em outras palavras, sublimação. Sublimação, é um fenômeno em que uma substância no estado sólido não derrete quando aquecida, mas, contornando a fase líquida, passa imediatamente para o estado gasoso.

A estrutura eletrônica do nível de energia externo de um átomo de qualquer halogênio tem a forma ns 2 np 5, onde n é o número do período da tabela periódica em que o halogênio está localizado. Como você pode ver, os átomos de halogênio precisam apenas de um elétron para atingir a camada externa de oito elétrons. A partir disso, é lógico assumir as propriedades predominantemente oxidantes dos halogênios livres, o que é confirmado na prática. Como é sabido, a eletronegatividade dos não metais diminui ao descer um subgrupo e, portanto, a atividade dos halogênios diminui na série:

F 2 > Cl 2 > Br 2 > I 2

Interação de halogênios com substâncias simples

Todos os halogênios são substâncias altamente reativas e reagem com a maioria das substâncias simples. No entanto, deve-se notar que o flúor, devido à sua reatividade extremamente alta, pode reagir mesmo com aquelas substâncias simples com as quais outros halogênios não conseguem reagir. Essas substâncias simples incluem oxigênio, carbono (diamante), nitrogênio, platina, ouro e alguns gases nobres (xenônio e criptônio). Aqueles. na verdade, o flúor não reage apenas com alguns gases nobres.

Os halogênios restantes, ou seja, cloro, bromo e iodo também são substâncias ativas, mas menos ativas que o flúor. Eles reagem com quase todas as substâncias simples, exceto oxigênio, nitrogênio, carbono na forma de diamante, platina, ouro e gases nobres.

Interação de halogênios com não metais

hidrogênio

Quando todos os halogênios interagem com o hidrogênio, eles formam halogenetos de hidrogênio com a fórmula geral HHal. Neste caso, a reação do flúor com o hidrogênio começa espontaneamente mesmo no escuro e prossegue com uma explosão de acordo com a equação:

A reação do cloro com o hidrogênio pode ser iniciada por intensa irradiação ultravioleta ou calor. Também prossegue com explosão:

O bromo e o iodo reagem com o hidrogênio apenas quando aquecidos e, ao mesmo tempo, a reação com o iodo é reversível:

fósforo

A interação do flúor com o fósforo leva à oxidação do fósforo ao estado de oxidação mais elevado (+5). Neste caso, forma-se pentafluoreto de fósforo:

Quando o cloro e o bromo interagem com o fósforo, é possível obter haletos de fósforo tanto no estado de oxidação + 3 quanto no estado de oxidação +5, que depende das proporções das substâncias reagentes:

Além disso, no caso do fósforo branco numa atmosfera de flúor, cloro ou bromo líquido, a reação começa espontaneamente.

A interação do fósforo com o iodo pode levar à formação apenas de triodeto de fósforo devido à sua capacidade oxidante significativamente menor do que outros halogênios:

cinza

O flúor oxida o enxofre ao estado de oxidação mais alto +6, formando hexafluoreto de enxofre:

O cloro e o bromo reagem com o enxofre, formando compostos contendo enxofre nos estados de oxidação +1 e +2, que são extremamente incomuns para ele. Essas interações são muito específicas e, para passar no Exame Estadual Unificado de química, não é necessária a capacidade de escrever equações para essas interações. Portanto, as três equações a seguir são fornecidas para referência:

Interação de halogênios com metais

Como mencionado acima, o flúor é capaz de reagir com todos os metais, mesmo os inativos como a platina e o ouro:

Os halogênios restantes reagem com todos os metais, exceto platina e ouro:

Reações de halogênios com substâncias complexas

Reações de substituição com halogênios

Halogênios mais ativos, ou seja, cujos elementos químicos estão localizados mais acima na tabela periódica são capazes de deslocar halogênios menos ativos dos ácidos hidro-hálicos e halogenetos metálicos que eles formam:

Da mesma forma, o bromo e o iodo deslocam o enxofre das soluções de sulfetos e/ou sulfeto de hidrogênio:

O cloro é um agente oxidante mais forte e oxida o sulfeto de hidrogênio em sua solução aquosa não em enxofre, mas em ácido sulfúrico:

Reação de halogênios com água

A água queima em flúor com uma chama azul de acordo com a equação de reação:

O bromo e o cloro reagem de maneira diferente com a água e com o flúor. Se o flúor atuou como agente oxidante, então o cloro e o bromo ficam desproporcionais na água, formando uma mistura de ácidos. Neste caso, as reações são reversíveis:

A interação do iodo com a água ocorre em um grau tão insignificante que pode ser desprezada e pode-se presumir que a reação não ocorre de forma alguma.

Interação de halogênios com soluções alcalinas

O flúor, ao interagir com uma solução aquosa alcalina, atua novamente como agente oxidante:

A capacidade de escrever esta equação não é necessária para passar no Exame Estadual Unificado. Basta conhecer a possibilidade de tal interação e o papel oxidativo do flúor nesta reação.

Ao contrário do flúor, outros halogênios em soluções alcalinas são desproporcionais, ou seja, aumentam e diminuem simultaneamente seu estado de oxidação. Além disso, no caso do cloro e do bromo, dependendo da temperatura, é possível o fluxo em duas direções diferentes. Em particular, no frio as reações ocorrem da seguinte forma:

e quando aquecido:

O iodo reage com álcalis exclusivamente de acordo com a segunda opção, ou seja, com a formação de iodato, pois o hipoiodito não é estável não apenas quando aquecido, mas também em temperaturas normais e até mesmo no frio.

1. Características gerais dos halogênios . Estrutura atómica e estados de oxidação dos halogéneos nos compostos. A natureza das mudanças nos raios atômicos, energias de ionização, afinidades eletrônicas e eletronegatividade na série F - At. A natureza das ligações químicas de halogênios com metais e não metais. Estabilidade de estados de valência mais elevados de halogéneos. Características do flúor.

1. Com. 367-371; 2. Com. 338-347; 3. Com. 415-416; 4. Com. 270-271; 7. Com. 340-345.

2. Estrutura molecular e propriedades físicas de substâncias halógenas simples . A natureza das ligações químicas em moléculas de halogênio. Propriedades físicas dos halogéneos: estado de agregação, pontos de fusão e ebulição na série flúor - astato, solubilidade em água e solventes orgânicos.

1. Com. 370-372; 2. Com. 340-347; 3. Com. 415-416; 4. Com. 271-287; 8. Com. 367-370.

3. Propriedades químicas dos halogênios . Razões para a alta atividade química dos halogênios e sua mudança por grupo. Relação com água, soluções alcalinas, metais e não metais. A influência da temperatura na composição de produtos de desproporção halógena em soluções alcalinas. Características da química do flúor. Compostos halogéneos naturais. Princípios de métodos industriais e laboratoriais para produção de halogênios. Uso de halogênios. Efeitos fisiológicos e farmacológicos dos halogênios e seus compostos nos organismos vivos. Toxicidade dos halogênios e precauções ao trabalhar com eles.

1. Com. 372-374, pág. 387-388; 2. Com. 342-347; 3. Com. 416-419; 4. Com. 276-287; 7. pp.340-345, pág. 355; 8. Com. 380-382.

Substâncias simples, os halogênios, ao contrário do hidrogênio, são muito ativos. Eles são mais caracterizados por propriedades oxidantes, que enfraquecem gradualmente na série F 2 – At 2. O mais ativo dos halogênios é o flúor: até a água e a areia entram em ignição espontaneamente em sua atmosfera! Os halogênios reagem vigorosamente com a maioria dos metais, não metais e substâncias complexas.

4. Produção e uso de halogênios .

1. Com. 371-372; 2. Com. 345-347; 3. Com. 416-419; 4. Com. 275-287; 7. pp.340-345; 8. Com. 380-382.

Todos os métodos de produção de halogênios são baseados nas reações de oxidação de ânions haleto com vários agentes oxidantes: 2Gal -1 -2e - = Gal

Na indústria, os halogênios são obtidos por eletrólise de fundidos (F 2 e Cl 2) ou soluções aquosas (Cl 2) de haletos; deslocamento de halogênios menos ativos por halogênios mais ativos dos haletos correspondentes (I 2 - bromo; I 2 ou Br 2 - cloro)

Os halogênios em laboratório são obtidos pela oxidação de halogenetos de hidrogênio (HCl, HBr) em soluções com agentes oxidantes fortes (KMnO 4, K 2 Cr 2 O 7, PbO 2, MnO 2, KClO 3); oxidação de halogenetos (NaBr, KI) com os agentes oxidantes indicados em ambiente ácido (H 2 SO 4).

Compostos binários de halogênio

1. Compostos de hidrogênio (haletos de hidrogênio) . A natureza das ligações químicas nas moléculas. Polaridade das moléculas. Propriedades físicas, estado de agregação, solubilidade em água. A natureza das mudanças nas temperaturas de fusão e ebulição na série HF – HI. Associação de moléculas de fluoreto de hidrogênio. Estabilidade térmica de halogenetos de hidrogênio. Reatividade. Propriedades ácidas, características do ácido fluorídrico. Propriedades restauradoras. Princípios gerais para a produção de halogenetos de hidrogénio: síntese a partir de substâncias simples e de halogenetos. Cloreto de hidrogênio e ácido clorídrico. Propriedades físicas e químicas. Métodos de obtenção. O uso de ácido clorídrico. O papel do ácido clorídrico e dos cloretos nos processos vitais. Halogenetos.

1. Com. 375-382; 2. Com. 347-353; 3. Com. 419-420; 4. Com. 272-275, pág. 289-292; 7. pp.354-545; 8. Com. 370-373, pág. 374-375.

2 . Compostos de halogênios com oxigênio.

1. Com. 377-380; 2. Com. 353-359; 3. Com. 420-423; 4. Com. 292-296; 7. pp.350-354; 8. Com. 375-376, pág. 379.

3. Compostos com outros não metais.

1. Com. 375-381; 2. Com. 342-345; 4. Com. 292-296; 7. pág.350-355.

4 . Conexões com metais .

2. Com. 342; 4. Com. 292-296; 7. pág.350-355.

Compostos halogéneos multielementos

1. Ácidos clorados contendo oxigênio e seus sais. Ácidos hipocloroso, cloro, perclórico e perclórico. Mudanças nas propriedades ácidas, estabilidade e propriedades oxidantes na série HClO – HClO 4 . Princípios para obtenção destes ácidos. Hipocloritos, cloritos, cloratos e percloratos. Estabilidade térmica e propriedades oxidativas. Princípios gerais para obtenção de sais. Uso de sais. Pó descolorante. Sal de Berthollet. Perclorato de amônio.

1. Com. 382-387; 2. Com. 353-359; 3. Com. 423; 4. Com. 292-296; 7. pp.350-354; 8. Com. 375-378.

2 . Ácidos contendo oxigênio de bromo e iodo e seus sais .

1. Com. 382-387; 2. Com. 353-359; 3. Com. 423; 4. Com. 292-296; 7. pp.350-354; 8. Com. 379-380.

3 . Aplicação de halogênios e seus compostos mais importantes

1. Com. 387-388; 2. Com. 345-347; 3. Com. 419-423; 4. Com. 272-296; 8. Com. 380-382.

4 . Papel biológico dos compostos halogéneos

1. Com. 387-388; 2. Com. 340-347; 3. Com. 419-423; 4. Com. 272-296; 8. Com. 380-382.

Relaçãoos compostos de cloro mais importantes:

Um subgrupo de halogênios consiste nos elementos flúor, cloro, bromo e iodo.

As configurações eletrônicas da camada de valência externa dos halogênios são as do flúor, cloro, bromo e iodo, respectivamente). Essas configurações eletrônicas determinam as propriedades oxidantes típicas dos halogênios - todos os halogênios têm a capacidade de ganhar elétrons, embora ao passar para o iodo, a capacidade oxidante dos halogênios seja enfraquecida.

Em condições normais, os halogênios existem na forma de substâncias simples constituídas por moléculas diatômicas do tipo com ligações covalentes. As propriedades físicas dos halogênios diferem significativamente: por exemplo, em condições normais, o flúor é um gás difícil de liquefazer, o cloro também é um gás, mas se liquefaz facilmente, o bromo é um líquido, o iodo é um sólido.

Propriedades químicas dos halogênios.

Ao contrário de todos os outros halogéneos, o flúor em todos os seus compostos apresenta apenas um estado de oxidação, 1-, e não apresenta valência variável. Para outros halogênios, o estado de oxidação mais característico também é 1-, no entanto, devido à presença de orbitais livres no nível externo, eles também podem exibir outros estados de oxidação estranhos de a devido ao emparelhamento parcial ou completo de elétrons de valência.

O flúor tem a maior atividade. A maioria dos metais, mesmo à temperatura ambiente, inflama-se na sua atmosfera, libertando uma grande quantidade de calor, por exemplo:

Sem aquecimento, o flúor também reage com muitos não-metais (hidrogênio - veja acima), ao mesmo tempo que libera uma grande quantidade de calor:

Quando aquecido, o flúor oxida todos os outros halogênios de acordo com o seguinte esquema:

onde , e nos compostos os estados de oxidação do cloro, bromo e iodo são iguais.

Finalmente, quando irradiado, o flúor reage mesmo com gases inertes:

A interação do flúor com substâncias complexas também ocorre de forma muito vigorosa. Então, oxida a água e a reação é explosiva:

O cloro livre também é muito reativo, embora a sua atividade seja menor que a do flúor. Reage diretamente com todas as substâncias simples, exceto oxigênio, nitrogênio e gases nobres, por exemplo:

Para estas reações, como para todas as outras, as condições para a sua ocorrência são muito importantes. Assim, à temperatura ambiente, o cloro não reage com o hidrogênio; quando aquecida, essa reação ocorre, mas acaba sendo altamente reversível e, com irradiação poderosa, prossegue irreversivelmente (com uma explosão) através de um mecanismo em cadeia.

O cloro reage com muitas substâncias complexas, por exemplo, substituição e adição com hidrocarbonetos:

O cloro é capaz de após aquecimento, desloque o bromo ou o iodo de seus compostos com hidrogênio ou metais:

e também reage reversivelmente com a água:

O cloro, dissolvendo-se na água e reagindo parcialmente com ela, como mostrado acima, forma uma mistura de equilíbrio de substâncias chamada água clorada.

Observe também que o cloro no lado esquerdo da última equação tem um estado de oxidação 0. Como resultado da reação, o estado de oxidação de alguns átomos de cloro tornou-se 1- (in), para outros (no ácido hipocloroso). Esta reação é um exemplo de reação de auto-oxidação-auto-redução, ou desproporção.

Lembremos que o cloro pode reagir (desproporcionalmente) com os álcalis da mesma forma (ver a seção “Bases” no § 8).

A atividade química do bromo é menor que a do flúor e do cloro, mas ainda é bastante elevada devido ao fato de que o bromo é normalmente usado no estado líquido e, portanto, suas concentrações iniciais, ceteris paribus, são maiores que as do cloro. Por ser um reagente “mais suave”, o bromo é amplamente utilizado na química orgânica.

Observe que o bromo, assim como o cloro, se dissolve na água e, reagindo parcialmente com ela, forma a chamada “água de bromo”, enquanto o iodo é praticamente insolúvel em água e não é capaz de oxidá-la mesmo quando aquecido; por isso não existe “água iodada”.

Produção de halogênios.

O método tecnológico mais comum para a produção de flúor e cloro é a eletrólise de sais fundidos (ver § 7). O bromo e o iodo na indústria são geralmente obtidos quimicamente.

No laboratório, o cloro é produzido pela ação de diversos agentes oxidantes sobre o ácido clorídrico, por exemplo:

A oxidação é realizada de forma ainda mais eficiente com permanganato de potássio - consulte a seção “Ácidos” no § 8.

Halogenetos de hidrogênio e ácidos hidrohálicos.

Todos os halogenetos de hidrogênio são gasosos em condições normais. A ligação química realizada em suas moléculas é covalente polar, e a polaridade da ligação diminui na série. A resistência de união também diminui nesta série. Devido à sua polaridade, todos os halogenetos de hidrogênio, diferentemente dos halogênios, são altamente solúveis em água. Assim, à temperatura ambiente, em 1 volume de água você pode dissolver cerca de 400 volumes de volumes e cerca de 400 volumes de

Quando os haletos de hidrogênio são dissolvidos em água, eles se dissociam em íons e são formadas soluções dos ácidos hidrohalogenados correspondentes. Além disso, após a dissolução, o HCI dissocia-se quase completamente, de modo que os ácidos resultantes são considerados fortes. Em contraste, o ácido fluorídrico é fraco. Isto é explicado pela associação de moléculas de HF devido à ocorrência de ligações de hidrogênio entre elas. Assim, a força dos ácidos diminui de HI para HF.

Como os íons negativos dos ácidos hidro-hálicos só podem apresentar propriedades redutoras, quando esses ácidos interagem com os metais, a oxidação destes últimos só pode ocorrer devido aos íons.Portanto, os ácidos reagem apenas com metais que estão na série de tensões à esquerda do hidrogênio.

Todos os halogenetos metálicos, com exceção dos sais Ag e Pb, são altamente solúveis em água. A baixa solubilidade dos haletos de prata permite o uso de uma reação de troca como

como qualitativo para a detecção dos íons correspondentes. Como resultado da reação, AgCl precipita como um precipitado branco, AgBr - branco amarelado, Agl - amarelo brilhante.

Ao contrário de outros ácidos hidrohálicos, o ácido fluorídrico reage com o óxido de silício (IV):

Como o óxido de silício faz parte do vidro, o ácido fluorídrico corrói o vidro e, portanto, em laboratórios é armazenado em recipientes de polietileno ou Teflon.

Todos os halogênios, exceto o flúor, podem formar compostos nos quais apresentam um estado de oxidação positivo. Os mais importantes destes compostos são os ácidos contendo oxigénio do tipo halogéneo e os seus sais e anidridos correspondentes.

Halogênios– Elementos do grupo VII – flúor, cloro, bromo, iodo, astato (o astato é pouco estudado devido à sua radioatividade). Halogênios são não-metais distintos. Apenas o iodo, em casos raros, exibe algumas propriedades semelhantes às dos metais.

No estado não excitado, os átomos de halogênio têm uma configuração eletrônica comum: ns2np5. Isso significa que os halogênios possuem 7 elétrons de valência, exceto o flúor.

Propriedades físicas dos halogênios: F2 – gás incolor e de difícil liquefação; Cl2 é um gás amarelo-esverdeado, facilmente liquefeito, com um odor pungente e sufocante; Br2 – líquido marrom-avermelhado; I2 é uma substância cristalina violeta.

Soluções aquosas de haletos de hidrogênio formam ácidos. HF – fluoreto de hidrogênio (fluoreto); HCl – clorídrico (sal); НBr—brometo de hidrogênio; HI – iodeto de hidrogênio. A força dos ácidos diminui de cima para baixo. O ácido fluorídrico é o mais fraco na série de ácidos halogenados e o ácido iodídrico é o mais forte. Isto é explicado pelo fato de que a energia de ligação do Hg diminui de cima para baixo. A força da molécula de NG diminui na mesma direção, o que está associado a um aumento na distância internuclear. A solubilidade de sais pouco solúveis em água também diminui:

Da esquerda para a direita, a solubilidade dos halogenetos diminui. AgF é altamente solúvel em água. Todos os halogênios no estado livre são agentes oxidantes. Sua força como agentes oxidantes diminui do flúor para o iodo. Nos estados cristalino, líquido e gasoso, todos os halogênios existem na forma de moléculas individuais. Os raios atômicos aumentam na mesma direção, o que leva a um aumento nos pontos de fusão e ebulição. O flúor se dissocia em átomos melhor que o iodo. Os potenciais do eletrodo diminuem ao descer no subgrupo de halogênio. O flúor tem o potencial de eletrodo mais alto. O flúor é o agente oxidante mais forte. Qualquer halogênio livre superior deslocará o halogênio inferior, que está no estado de um íon negativo com carga única em solução.

20. Cloro. Cloreto de hidrogênio e ácido clorídrico

Cloro (Cl) – situa-se no 3º período, no grupo VII do subgrupo principal do sistema periódico, número de série 17, massa atômica 35,453; refere-se a halogênios.

Propriedades físicas: gás verde-amarelo com odor pungente. Densidade 3,214 g/l; ponto de fusão -101°C; ponto de ebulição -33,97 °C. À temperatura normal, liquefaz-se facilmente sob uma pressão de 0,6 MPa. Dissolvendo-se em água, forma água clorada amarelada. É altamente solúvel em solventes orgânicos, especialmente hexano (C6H14) e tetracloreto de carbono.

Propriedades químicas do cloro: configuração eletrônica: 1s22s22p63s22p5. Existem 7 elétrons no nível externo. Para completar o nível, você precisa de 1 elétron, que o cloro aceita, exibindo um estado de oxidação de -1. Existem também estados de oxidação positivos do cloro até + 7. São conhecidos os seguintes óxidos de cloro: Cl2O, ClO2, Cl2O6 e Cl2O7. Eles são todos instáveis. O cloro é um forte agente oxidante. Reage diretamente com metais e não metais:

Reage com hidrogênio. Em condições normais, a reação ocorre lentamente, com forte aquecimento ou iluminação - com explosão, de acordo com um mecanismo em cadeia:

O cloro interage com soluções alcalinas, formando sais - hipocloritos e cloretos:

Quando o cloro é passado para uma solução alcalina, forma-se uma mistura de soluções de cloreto e hipoclorito:

O cloro é um agente redutor: Cl2 + 3F2 = 2ClF3.

Interação com água:

O cloro não reage diretamente com carbono, nitrogênio e oxigênio.

Recibo: 2NaCl + F2 = 2NaF + Cl2.

Eletrólise: 2NaCl + 2H2O = Cl2 + H2 + 2NaOH.

Encontrando na natureza: contido nos seguintes minerais: halita (sal-gema), silvita, bischofita; a água do mar contém cloretos de sódio, potássio, magnésio e outros elementos.

Cloreto de hidrogênio HCl. Propriedades físicas: gás incolor, mais pesado que o ar, altamente solúvel em água para formar ácido clorídrico.

Recibo: no laboratório:

Na indústria: o hidrogénio é queimado numa corrente de cloro. A seguir, o cloreto de hidrogénio é dissolvido em água para formar ácido clorídrico (ver acima).

Propriedades quimicas: o ácido clorídrico é forte, monobásico, interage com metais na série de tensões até o hidrogênio: Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2.

Como agente redutor reage com óxidos e hidróxidos de muitos metais.