Referat Halogenii

Mai jos puteti citi fragmente din Referat Halogenii si de asemenea puteti face Download Referat Halogenii

Citeste fragmente din Referat Halogenii

Halogenii Elementele fluor ,clor ,brom ,iod şi astat (astatiuniu) se numesc halogeni , adică generatori de săruri (de la grecescul halos – sare şi genes – generator) . Această numire li s-a dat datorită proprietăţii lor de a se combina direct cu metalele ,formînd săruri . Repartizarea electronilor pe nivelurile energetice ale atomilor : Fluor F 2 7 Clor Cl 2 8 7 Brom Br 2 8 18 7 Iod I 2 8 18 18 7 Astatiniu At 2 8 18 32 18 7 Configuraţia electronică a nivelului energetic exterior al atomilor halogenilor este ns np .Atomii acestor elemente uşor adiţionează un electron ,formînd ioni electronegativi E- .Cu excepţia fluorului atomii halogenilor au pe nivelul electronic exterior un subnivel liber d: ns La consumarea unei cantităţi oarecare de energie ,pot fi decuplaţi electronii s şi p şi trecuţi pe subnivelul d liber .Totodată numărul de electroni necuplaţi va deveni egal cu 3,5 şi 7 .Din această cauză halogenii ,cu excepţia fluorului ,pot manifesta cîteva grade de oxidare .Unele proprietăţi ale halogenilor sunt indicate în tabel . La trecerea de la fluor spre astatiniu razele atomilor şi ionilor cresc ,iar electronegativitatea atomilor descreşte .Fluorul este cel mai electronegativ element .Halogenii se combină cu metalele ,formînd compuşi ionoci cu caracter de săruri tipice .Cu nemetalele halogenii formează compuşi covalenţi .Nu numai proprietăţile chimice ,dar şi majoritatea proprietăţilor fizice ale halogenilor variază regulat pe măsura creşterii numărului de ordine al elementelor . Halogenii se află în scoarţa terestră exclusiv sub formă de compuşi . Cele mai importante minereuri de fluor sunt fluorina CaF2 ,criolitul Na3 AlF6 ,fluorapatitul Ca5 (PO4)3F . Fluorul intră în compoziţia organizmului omului : în emailul dinţilor ,în oase ,unghii şi păr. Cele mai importante minerale ale clorului sînt sarea gemă Na Cl,silvinica KCl . NaCl,carnalitul KCl . MgCl2 . 6H2O . NaCl se află atît în scoarţa Pămîntului ,cît şi în stare dizolvată în apa mărilor (-3%),a lacurilor sărate. Bromul se întîlneşte în natură sub formă de compuşi – bromuri (de sodiu, potasiu şi magneziu) în apa mărilor ,dar într-o cantitate mai mică decît clorul . Bromurile însoţesc clorurile şi în zăcăminte .Zăcămintele de carnalit întotdeauna conţin bromuri KBr . MgBr2 . 6H2O – brom - carnalat. Compuşii iodului se află în cantităţi mici în apa mărilor .Din apa mărilor el este asimilat de unele alge (laminaria) ,din cenuşa cărora se extrage iodul . Salpetrul de Chile conţine iodat de sodiu NaIO3 . Iodul se mai află în apele sondelor petroliere . Halogenii sunt necesari pentru activitatea vitală a organismelor . Organismul omului conţine 0,25% de clor .Iodul intră în compoziţia hormonilor glandei tiroide .Lipsa iodului în alimente şi în apa potabilă duce la apariţia guşii endemice .Pentru prevenirea acestei boli in sarea dc bucătărie se adaugă cantităţi mici de iodură de sodiu. Astatiniul în natură aproape nu se întîlneşte, deoarece izotopii lui au perioada de înjumătăţire foarte scurtă. El sc obţine pe cale artificială. Proprietăţile chimice ale halogenilor. Fluorul este nemetalul cel mai activ. Cu hidrogenul el se combină la întuneric şi la — 252°C cu explozie. Se combină energic cu multe metale, cu excepţia platinei şi aurului. Unele metale, cum sînt cuprul, nichelul, magneziul, sînt stabile faţă de fluor, deoarece pe suprafaţa acestor metale se formează o peliculă de fluoruri, care protejează metalele de interacţiunea de mai departe. Nemetalele, în afara de azot şi oxigen, se combină direct cu fluorul ,iodul, sulful, siliciul şi carbonul se aprind într-un curent de fluor. Fluorul descompune oxizii şi se combină cu metalul sau nemetalul oxidului. El descompune de asemenea apa cu formare de fluorură de hidrogen, fluorura de oxigen, peroxid de hidrogen şi ozon: F2 + H2O = 2HF + O , H2O + 0 = H2O2 , O + F2 = OF2 , 3O = O3 . Fluorul distruge compuşii organici, iar alcoolii, gazul lampant etc., venind în contact cu fluorul, se aprind. Clorul se combină la temperatura obişnuită cu toate nemetalele, cu excepţia carbonului, azotului şi oxigenului. El atacă de asemenea multe metale. La incălzire clorul umed atacă platina şi aurul. Clorul uscat nu atacă fierul şi plumbul. La lumină clorul interacţionează cu hidrogenul cu explozie (reacţie în lanţ). Hidrogenul arde în clor, formîd clorură de hidrogen. Clorul poate substitui hidrogenul din hidrocarburi. El poate substitui hidrogenul şi în alţi compuşi organici. Bromul şi iodul se aseamănă după proprietăţile chimice cu clorul, dar sînt mai puţin activi faţă de hidrogen, nemetale şi metale. Bromul nu se combină cu hidrogenul în condiţii obişnuite şi la lumină. El se combină cu hidrogenul aproape complet la lumina solară şi la o încălzire simultană pînă la 190 oC. Iodul interacţionează cu hidrogenul numai la temperatura de 300°C. Această reacţie este reversibilă. Fluorul şi clorul sînt substanţe foarte toxice. 0,1% de clor în aer sînt mortale. Ca antidot se foleseşte inhalarea cu vapori de alcool şi eter. Obţinerea halogenilor Obţinerea halogenilor se bazează pe oxidarea ionilor de halogenură pînă la halogeni în stare liberă. Fluorul se obţine la electroliza topiturii KF . 3HF (ttop. = 56°C). Electroliza are loc în electrolizor de cupru, care serveşte drept catod. Anodul este confecţionat din nichel. În industrie clorul se obţine la electroliza soluţiei de NaCl. În laborator clorul se obţine la tratarea acidului clorhidric concentrat cu un oxidant puternic, de exemplu, KMnO4, MnO2 (la încălzire): Mn02 + 4HCl = MnCl2+Cl2 + 2H20, 2KMnO4+16HCl = 2MnCl2 + 2KCl + 5Cl2+8H2O. Bromul şi iodul se obţin din ape de sondă prin oxidarea bromurilor şi iodurilor din ele cu ajutorul clorului. Bromul şi iodul liberi se extrag cu solvenţi organici. Întrebuinţarea. Clorul se întrebuinţează la fabricarea acidului clorhidric şi la înălbirea fibrelor textile, a celulozei şi hîrtiei şi pentru sterilizarea apei potabile. Clorul se utilizează pentru producerea derivaţilor cloruraţi organici şi neorganici, a clorurilor, cloraţilor, hipocloriţilor, a cloroformului, tetraclorurii de carbon, hexacloranului etc. Este raţională întrebuinţarea clorului în industria metalelor rare (de exemplu, a zirconiului şi niobiului) pentru prelucrarea minereurilor. Concomitent are loc separarea unui şir de elemente. Fluorul se întrebuinţează pentru producerea hexafluorurii de uraniu UF6, necesară în energetica atomică. Fluorul ca oxidant puternic contribuie la stabilizarea gradelor de oxidare superioare ale multor elemente. (Au fost obţinuţi compuşi ai xenonului şi kriptonului cu fluorul.) Bromul şi iodul se întrebuinţează la producerea coloranţilor sintetici şi a medicamentelor. Soluţia de 10% de iod în alcool etilic se numeşte tinctură de iod şi se aplică la dezinfectarea rănilor. Pe bază de iod s-au obţinut preparate cu proprietăţi bactericide, care se întrebuinţează în medicină şi în industria alimentară. Compuşii halogenilor. Compuşii hidrogenaţi. Fluorura de hidrogen se obţine la interacţiunea fluorurii de calciu CaF2 la încălzire cu acid sulfuric în vase de fontă: CaF2 + H2SO4 = CaS04 + 2HF. În industrie clorura de hidrogen se sintetizează din hidrogen şi clor, care se obţine la electroliza soluţiei apoase de NaCl. în laborator clorura de hidrogen se obţine la tratarea clorurii de sodiu cu acid sulfuric concentrat: NaCl + H2SO4=NaHS04 + HCl. Bromura şi iodura de hidrogen nu se pot obţine în stare pură la acţiunea acidului sulfuric concentrat asupra NaBr sau NaI, deoarece ionii Br - şi I-, care se obţin, reduc acidul sulfuric şi se oxidează pînă la Br2 şi I2. Aceşti compuşi se obţin la interacţiunea PBr3 şi PI3 cu apa: PBr3 + 3H2O = 3HBr + H3P03. Soluţia de HI se obţine trecînd hidrogen sulfurat prin apa în care se află o suspensie de iod: H2S + I2=2HI + S. Proprietăţile halogenurilor de hidrogen în seria HI — HBr — HCI variază în mod regulat ; la trecerea spre HF se observă un salt: HI HBr HCI HF tf, °C -36 -67 -85 +19,5 > € È Ê ð ò ô ö ø ú ü þ þ 䡳Иကde la HF spre HI. Astfel, la 1000°C nu se observă o disociere vizibilă a HF, iar disocierea termică a celorlalte halogenuri de hidrogen constituie: HCI HBr HI % 0,0 1 4 0,5 33 Proprietăţile reducătoare ale ionilor de halogenură cresc de la F- (care de fapt nu posedă proprietăţi reducătoare) spre I-, deoarece în această direcţie creşte raza ionilor şi electronii exteriori sînt reţinuţi mai slab de nucleu. HI este reducător puternic. El se oxidează cu oxigenul din aer : 4HI + O2 = 2I2 + 2H2O . Acidul sulfuric concentrat oxidează HBr şi HI: 2HBr + H2SO = Br2 + 2H2O + SO2 , 8HI + H2SO4 = 4I2 + H2S + 4H2O . Întrebuinţarea halogenurilor de hidrogen. HF anhidru se foloseşte în sinteza organică. Se mai utilizează la analiza silicaţilor, la gravarea sticlei. Freonul — difluordiclormetanul CC12F2 (tf= -29,8 oC) nu arde, nu este toxic şi se întrebuinţează în frigotehnica, în instalaţiile cu aer condiţionat. Prin polimerizarea tetrafluorurii de etilena CF2 = CF2 se obţine masa plastică teflonul. Fluorurile se folosesc pentru obţinerea aluminiului, beriliului, zirconiului, hafniului, tantalului şi a elementelor pămînturilor rare. Fluorura de sodiu se întrebuinţează ca antiseptic. Acidul clorhidric se întrebuinţează la fabricarea maselor plastice, în industria coloranţilor, medicamentelor, în industria textilă. Se mai foloseşte la cositoritul şi lipitul metalelor. Polihalogenurile. Iodul se dizolvă puţin în apă. La adăugarea iodurii de potasiu KI solubilitatea iodului creşte, deoarece se formează KI3 : I2 + I-  I3- . Asemenea ioni complecşi formează şi alţi halogeni. Au fost obţinuţi în stare solidă polihalogenurile MI9. Combinaţiile interhalogenice. Halogenii interacţionează între ei, formînd compuşi puţin stabili. Legăturile chimice, care se stabilesc între atomi, sînt covalente polare. Soluţiile ICI şi IC13 în SO2 lichid, precum şi ICI topită conduc curentul electric, totodată iodul se separă la catod, iar clorul — la anod. Compuşii oxigenaţi ai halogenilor. Halogenii nu se combină direct cu oxigenul. Compuşii lor cu oxigenul se obţin în mod indirect. Oxidul de fluor OF2 se formează la interacţiunea fluorului cu apa sau soluţiile alcaline: 2F2 + 2NaOH = 2NaF + OF2 + H20. OF2 reprezintă un compus endotermic, el se descompune la temperatura mai înaltă de 125°C, este un oxidant puternic. Se cunosc cîţîva oxizi ai clorului şi acizii care le corespund: oxizii acizii sărurile CI2O HClO — hipocloros cloriţi C1O2 HClO2 — cloros cloraţi C12O6 HClO3 — doric percloraţi C12O7 HClO4 — percioric hipocloriţi Oxidul de clor(I) Se obţine la acţiunea clorului la rece cu oxidul de mercur (II) proaspăt preparat: 2CI2 + 2HgO = HgO . HgCl2 + Cl2O. C12O reprezintă un gaz galben-brun cu miros neplăcut. El este o substanţă endotermică. La încălzire în stare gazoasă explodează, în stare lichidă explodează la atingere cu substanţe organice. La dizolvarea clorului în apă are loc reacţia de disproporţionare: Cl2 + H2O  HCl + HClO , Cl2 + H2O  H+ +Cl- + HClO . Echilibrul acestei reacţii este deplasat în mare măsură spre stingă. Acidul hipocloros HClO este un acid foarte slab (Kdis. = 3 . 10-8). El este cunoscut numai în soluţii apoase. La lumina solară HClO se descompune cu degajare de oxigen. Hipocloriţii în prezenţa catalizatorilor (sărurile de cobalt) se descompun cu degajare de oxigen: Ca(ClO)2 = CaCl2 + O2. Acidul hipocloros şi hipocloriţii sînt oxidanţi puternici. Ei se întrebuinţează la înălbirea celulozei, a ţesăturilor de bumbac, in, a hîrtiei etc. Cu acest scop în practică se foloseşte apa de Javel: Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H2O. De obicei, astfel de compoziţie se obţine la electroliza unei soluţii apoase de clorură de sodiu. La interacţiunea clorului cu varul stins se obţine clorură de var CaOCl2: CI Ca(OH)2 + Cl2=Ca +H20.  OC1 Clorura de var este un praf alb cu miros înţepător cu proprietăţi oxidante puternice. Clorura de var se întrebuinţează la înălbirea celulozei, bumbacului şi ca agent de degazare. La încălzirea hipocloriţilor arc loc reacţia de disproporţionare: = 3KClO = KC1O3 + 2KC1. Cloratul de potasiu KC103 (sarea Berthollet) se obţine la trecerea clorului prin soluţia fierbinte de hidroxid de potasiu: 3C12+ 6KOH = KC1O3+5KCI + 3H2O. Cloratul de potasiu se mai obţine prin electroliza soluţiei de clorură de potasiu la cald (80— 90°C). Acidul doric HC1O3 este un acid tare (se apropie de HC1). Concentraţia maximă este de 50%. Acidul cloric este un oxidant puternic. El oxidează acidul clorhidric: 5HCl + HClO3 = 3Cl2 + 3H2O La încălzire în prezenţă de catalizator cloraţii elimină oxigen: 2KC1O3 = 2KC1+3O2. Amestecul de KC1O3 cu unele substanţe uşor imflamabile (sulf, fosfor, zahăr etc.) la lovire explodează. Cloratul de potasiu se întrebuinţează ca oxidant la fabricarea chibriturilor, la fabricarea unor amestecuri explozibile în pirotehnie. La încălzire pînă la temperatura de topire (356°C) KC103 se descompune conform ecuaţiei: 4KC1O3 = 3KC1O4 + KC1. KC1O4 la încălzire pînă la temperatura de topire (610°C) se descompune cu degajare de oxigen: KC1O4 = KC1 + 2O2. In industrie KClO4 se obţine pe cale electrochimică la oxidarea anodică a soluţiei apoase de KC1O3. Acidul percloric HC1O4 este un lichid incolor, în soluţie apoasă acidul percloric este mai stabil decît în stare anhidră. Este un acid foarte tare (mai tare decît HC1 şi HN03). Percloraţii se întrebuinţează la fabricarea unor explozivi şi în pirotehnie. Tăria acizilor oxigenaţi ai clorului şi puterea lor oxidantă variază în seria : creşterea tăriei şi stabilităţii _________  HClO HClO2 HClO3 HClO4 creşterea puterii oxidante Compuşii oxigenaţi ai bromului şi iodului sînt analogi compuşilor clorului . La interacţiunea bromului şi iodului cu apa ,ca şi în cazul clorului ,ara loc o disproporţionatre : Br2 + H2O = HBr +HBrO I2 + H2O = HI + HIO Echilibrul reacţiilor este deplasat spre stînga şi mai puternic decît în cazul clorului. Caracterul acid şi stabilitatea acizilor slăbeşte de la HClO spre HIO Acidul HIO are proprietăţi amfotere. Conform unor date, soluţiile care conţin iod cu gradul de oxidare +1 (ionul I0-) posedă proprietăţi bactericide. În soluţii apoase clorul oxidează bromul şi iodul pîna la acizii bromic şi iodic: Br2 + 5Cl2 + 6H2O= 2HBrO3 + 10HCl. Prin aceasta se explică faptul că la adăugarea apei de clor la soluţia unei ioduri sau bromuri culoarea, care apare la început din cauza separării bromului sau iodului, dispare la adăugarea unui exces de reactiv. Bromaţii şi iodaţii se folosesc în chimia analitică. Cu ajutorul bromaţilor sau al iodaţilor poate fi titrată soluţia de reducător .Bromatul (iodatul) se reduce totodată pînă la bromură (iodură). Sfîrşitul titrării se determină după colorarea soluţiei în urma reacţiei dintre excesul de bromat (iodat) şi bromură (iodură) şi obţinerea bromului (iodului) liber: KbrO2 + 5KBr + 3H2SO = 3K2SO4 + 3Br2 + 3H2O Este cunoscut acidul perbromic HBrO4. Perbromaţii şi ulterior acidul perbromic HBrO4 se obţin la oxidarea bromaţilor cu fluor în soluţii de NaOH. Soluţiile de HBrO4 sînt stabile pînă la concentraţia 66 % . Acidul periodic HIO4 se obţine la interacţiunea iodului cu acidul percloric: 2HClO4 + I2 = 2HIO4 + Cl2 Din soluţie se separă cristale incolore cu compoziţia HIO . 2H2O (H5IO6) Au fost obţinute săruri ale acidului pentabazic . Periodaţii de regulă, se obţin la acţiunea clorului asupra sărurilor acidului iodic într-un mediu alcalin : NaIO3 + 3NaOH + Cl2 = 2NaCl + Na2H3IO6.PLANUL Halogenii Proprietăţile chimice ale halogenilor Obţinerea halogenilor Întrebuinţarea. Compuşii halogenilor. Compuşii hidrogenaţi. Întrebuinţarea halogenurilor de hidrogen. Polihalogenurile. Combinaţiile interhalogenice. Compuşii oxigenaţi ai halogenilor. Oxidul de fluor Oxidul de clor(I) Acidul hipocloros Cloratul de potasiu Acidul doric Acidul percloric Acidul periodic Acidul perbromic 쥁@