Les halogènes forment un certain nombre de composés avec l'oxygène. Cependant, tous ces composés sont instables, ne sont pas obtenus par interaction directe des halogènes avec l'oxygène, et ne peuvent être obtenus que indirectement. Ces caractéristiques des composés oxygénés des halogènes sont cohérentes avec le fait que presque tous sont caractérisés par des valeurs positives de l'énergie de formation de Gibbs standard (voir, par exemple, le tableau 7 à la page 194 pour les valeurs de ).

Parmi les composés d'halogènes contenant de l'oxygène, les plus stables sont les sels d'acides oxygénés, les moins stables sont les oxydes et les acides. Dans tous les composés contenant de l'oxygène, les halogènes, à l'exception du fluor, présentent un degré d'oxydation positif, atteignant sept.

Le fluorure d'oxygène peut être obtenu en faisant passer du fluor dans une solution refroidie. La réaction se déroule selon l'équation :

De plus, de l'oxygène, de l'ozone et du peroxyde d'hydrogène se forment toujours. Dans des conditions normales, c'est un gaz incolore avec une odeur piquante d'ozone. Le fluorure d'oxygène est hautement toxique, présente de fortes propriétés oxydantes et peut être l'un des agents oxydants efficaces pour les carburants de fusée.

Les plus nombreux et les plus importants sur le plan pratique sont les composés oxygénés du chlore, que nous examinerons un peu plus en détail.

Comme déjà mentionné, les composés oxygénés du chlore ne peuvent être obtenus que par des méthodes indirectes. Considérant les voies de leur formation, nous commençons par le processus d'hydrolyse du chlore, c'est-à-dire avec réaction réversible entre le chlore et l'eau

qui produit de l'acide chlorhydrique et de l'acide hypochloreux.

L'hydrolyse du chlore est une réaction d'auto-oxydation-auto-récupération, dans laquelle l'un des atomes de chlore, en fixant un électron d'un autre atome, est réduit et l'autre atome de chlore est oxydé.

Résultant de l'hydrolyse du chlore et pouvant interagir les uns avec les autres, formant à nouveau du chlore et de l'eau, la réaction n'ira donc pas jusqu'au bout ; l'équilibre est établi lorsque le chlore approximativement dissous a réagi. Ainsi, l'eau chlorée contient toujours, en plus des molécules, une quantité importante d'acides chlorhydrique et hypochloreux.

L'acide hypochloreux est un acide très faible (), plus faible que le carbonique ; ses sels sont appelés hypochlorites. Étant un composé très instable, l'acide hypochloreux se décompose progressivement même en solution diluée (voir ci-dessous).

L'acide hypochloreux est un agent oxydant très puissant ; sa formation lors de l'interaction du chlore avec l'eau explique les propriétés blanchissantes du chlore. Le chlore complètement sec ne blanchit pas, mais en présence d'humidité, les colorants sont rapidement détruits par l'acide hypochloreux formé lors de l'hydrolyse du chlore.

Si de l'alcali est ajouté à l'eau chlorée, alors en raison de la neutralisation des acides hypochloreux et chlorhydrique, l'équilibre dans le système

se déplace vers la droite ; la réaction touche presque à sa fin et on obtient une solution contenant des sels d'acides hypochloreux et chlorhydrique :

Le même résultat sera obtenu si l'on fait passer directement du chlore dans une solution alcaline froide.

ou sous forme ionique-moléculaire :

La solution de sels d'acides hypochloreux et chlorhydrique ainsi obtenue est utilisée pour le blanchiment ; ses propriétés blanchissantes sont dues au fait que l'hypochlorite de potassium se décompose facilement déjà sous l'action du dioxyde de carbone dans l'air et que de l'acide hypochloreux se forme :

Ce dernier blanchit également les matières colorantes en les oxydant.

Une solution similaire contenant de l'hypochlorite de sodium est obtenue en faisant passer du chlore dans une solution d'hydroxyde de sodium. Les deux solutions peuvent être obtenues par électrolyse de solutions de chlorures de potassium ou de sodium, si l'on laisse le chlore libéré réagir avec les alcalis formés lors de l'électrolyse (voir p. 549).

Sous l'action du chlore sur la chaux éteinte sèche, on obtient ce que l'on appelle le lait de chaux, ou eau de Javel. Son composant principal est formé de sel selon l'équation :

Ce sel correspond à la formule structurale selon laquelle il doit être considéré comme sel mélangé acides chlorhydrique et hypochloreux.

Le chlore est une poudre blanche avec une odeur piquante et de fortes propriétés oxydantes. Dans l'air humide, sous l'action du dioxyde de carbone, il se décompose progressivement en libérant de l'acide hypochloreux :

Lorsqu'il est exposé à l'eau de Javel d'acide chlorhydrique le chlore est libéré :

La chaux chlorée est utilisée pour le blanchiment des fibres végétales (tissus, papier) et pour la désinfection.

En solution, l'acide hypochloreux subit trois types de transformations différentes qui se déroulent indépendamment les unes des autres :

En modifiant les conditions, il est possible de s'assurer que la réaction se déroule presque complètement dans n'importe quelle direction.

Sous l'influence de la lumière directe du soleil et en présence de certains catalyseurs ou agents réducteurs, la décomposition de l'acide hypochloreux se déroule selon l'équation (1).

La réaction (2) se déroule en présence d'agents éliminant l'eau, par exemple. À la suite de la réaction, un oxyde (anhydride hypochloreux) est obtenu, qui est un gaz jaune-brun extrêmement instable avec une odeur similaire à celle du chlore.

La décomposition selon la réaction (3) se déroule particulièrement facilement lorsqu'elle est chauffée. Par conséquent, si vous passez du chlore dans une solution chaude d'hydroxyde de potassium, au lieu d'immédiatement, il s'avère:

Les produits de la réaction sont le chlorure de potassium et le chlorite de potassium, un sel de l'acide chlorique. Comme le chlorate de potassium (ou sel de Bertolet) est légèrement soluble dans eau froide, puis lorsque la solution est refroidie, elle précipite.

L'acide chlorique correspondant aux chlorates n'est connu que sous forme de solution aqueuse dont la concentration ne dépasse pas . Il présente les propriétés d'un acide fort (à peu près égal en force et) et d'un agent oxydant fort. Ainsi, ses solutions concentrées enflamment l'arbre.

Contrairement au libre, dans les chlorates, les propriétés oxydantes en solution sont faiblement exprimées. La plupart d'entre eux sont très solubles dans l'eau; ils sont tous vénéneux. Trouve la plus grande utilisation des chlorates, qui se décomposent facilement lorsqu'ils sont chauffés. En présence (en tant que catalyseur) la décomposition se déroule principalement selon l'équation :

Avec diverses substances combustibles (soufre, charbon, phosphore) se forme des mélanges qui explosent à l'impact. C'est la base de son utilisation dans l'artillerie pour les fusées. Le chlorate de potassium est utilisé en pyrotechnie pour fabriquer des étincelles et d'autres mélanges inflammables. Le principal consommateur de chlorate de potassium est l'industrie des allumettes. La tête d'une allumette ordinaire contient environ.

L'anhydride d'acide hypochlorique est inconnu. Sous l'action de l'acide sulfurique concentré, un gaz jaune-brun avec une odeur caractéristique est libéré à sa place - le dioxyde de chlore (ou dioxyde). Il s'agit d'un composé très instable qui, lorsqu'il est chauffé, frappé ou en contact avec d'autres substances, se décompose facilement avec une explosion en chlore et en oxygène.

Le dioxyde de chlore est utilisé pour blanchir ou stériliser divers matériaux (pâte à papier, farine, etc.).

Lors de l'interaction avec une solution alcaline, la réaction se déroule lentement

avec la formation de sels de deux acides - chlorique et chlorure.

L'acide chlorique n'est pas très stable. En force et en activité oxydative, il occupe une position intermédiaire entre et. Les sels de chlorite sont utilisés dans le blanchiment des tissus.

Avec un chauffage soigneux du chlorate de potassium sans catalyseur, sa décomposition se déroule principalement selon le schéma:

Le perchlorate de potassium résultant est très peu soluble dans l'eau et peut donc être facilement isolé.

L'action de l'acide sulfurique concentré sur peut être obtenue l'acide perchlorique libre, qui est un liquide incolore fumant à l'air.

Anhydre est instable et explose parfois pendant le stockage, mais ses solutions aqueuses sont assez stables. Les propriétés oxydantes sont moins prononcées que dans , et propriétés acides- plus forte. L'acide perchlorique est le plus fort de tous les acides connus.

Les sels, à quelques exceptions près, qui comprennent et, sont très solubles et ne présentent pas de propriétés oxydantes en solution.

Si vous chauffez de l'acide perchlorique avec, en enlevant de l'eau, il se forme alors un oxyde, ou anhydride perchlorique,

L'oxyde est un liquide huileux, bouillant avec décomposition à . Explose à l'impact ou lorsqu'il est chauffé.

L'évolution des propriétés dans la série des oxyacides de chlore peut s'exprimer par le schéma suivant :

Avec une augmentation du degré d'oxydation du chlore, la stabilité de ses acides oxygénés augmente et leur capacité oxydante diminue. L'agent oxydant le plus fort est l'acide hypochloreux, le moins fort est l'acide perchlorique.

Au contraire, la force des oxyacides de chlore augmente avec l'augmentation de son degré d'oxydation. De tous les hydroxydes de chlore, l'acide le plus faible est l'hypochloreux, le plus fort est le perchlorique. Un tel schéma - renforçant les propriétés acides de l'hydroxyde, respectivement, affaiblissant ses propriétés basiques) avec une augmentation du degré d'oxydation de l'élément est caractéristique non seulement du chlore, mais également d'autres éléments. En première approximation, ce modèle peut être expliqué en considérant toutes les liaisons chimiques dans les molécules d'hydroxyde comme purement ioniques.

Sur la fig. 108 est une représentation schématique d'une partie de la molécule d'hydroxyde, composée d'un ion chargé, d'un ion oxygène et d'un ion hydrogène (proton). La dissociation de cette partie de la molécule en ions peut se produire soit avec rupture de liaison (entraînant une séparation), soit avec rupture de liaison (entraînant une séparation de l'ion); dans le premier cas, l'hydroxyde présentera les propriétés d'une base, dans le second, les propriétés d'un acide.

Chacune des voies possibles de dissociation des hydroxydes sera réalisée d'autant plus facilement que la liaison entre les ions correspondants sera faible. Avec une augmentation du degré d'oxydation de l'élément, la charge de l'ion augmentera, ce qui augmentera son attraction pour l'ion et rendra ainsi difficile la dissociation de l'hydroxyde en tant que base.

Riz. 108. Diagramme ionique d'un fragment d'une molécule d'hydroxyde

Dans le même temps, la répulsion mutuelle des ions de charge similaire et augmentera, ce qui facilitera la dissociation de type acide. Ainsi, avec une augmentation du degré d'oxydation d'un élément, les propriétés acides augmentent et les propriétés basiques de l'hydroxyde formé par cet élément s'affaiblissent.

Une augmentation du rayon d'un ion avec sa charge inchangée entraînera une augmentation des distances entre le centre de cet ion et les centres des ions et . En conséquence, l'attraction électrostatique mutuelle des ions et deviendra plus faible, ce qui facilitera la dissociation selon le type principal; en même temps, la répulsion mutuelle des ions et diminuera, de sorte que la dissociation de type acide deviendra plus difficile. Par conséquent, avec une augmentation du rayon de l'ion d'un élément (avec sa charge inchangée), les propriétés basiques sont améliorées et les propriétés acides de l'hydroxyde formé par cet élément sont affaiblies. Un exemple de la manifestation de cette régularité est le changement des constantes de dissociation acide dans la série.

Acides contenant du chlore

Acides oxydants et leurs sels.

Dans l'examen sur ce sujet, ils ne demandent pas grand-chose. Connaître les noms des acides et des sels. Et quelques réactions. J'ai essayé d'écrire dans cet article autant de réactions USE canoniques que possible. Mais l'examen peut tomber sur et ce qui n'est pas ici. Par conséquent, il est important pour l'USE de développer "l'intuition chimique" afin de prédire les produits de réaction. Si vous regardez très attentivement l'OVR, vous pouvez en déduire les principaux modèles. Autrement dit, tout ne se résume pas au bachotage, l'essentiel est de comprendre le principe. Et pour déduire le principe dans votre tête, vous devez résoudre de nombreuses réactions. Eh bien, lisez nos articles.

Vous savez probablement déjà que le chlore a un très haut Tous les acides contenant de l'oxygène du chlore et leurs sels - oxydants forts, et ils sont tous instables.

La force des acides augmente avec le degré d'oxydation :

Acide hypochloreux formé lors du passage du chlore dans l'eau.

Dans ce cas, une dismutation se produit : le chlore est oxydé (jusqu'à +1) et réduit (jusqu'à +1), des acides chlorhydrique (chlorhydrique) et hypochloreux se forment :

CL 2 + H 2 O → HCl + HClO

Si le chlore ne passe pas à travers l'eau, mais à travers Solution aqueuse alcalins, des sels de ces acides se forment: chlorure et hypochlorite:

CL 2 + 2KOH → KCl + KClO + H 2 O

Et si le chlore passe à travers une solution alcaline CHAUDE, alors au lieu d'hypochlorite, il se formera chlorate:

3Cl 2 + 6KOH (t˚) → 5KCl + KClO 3 + 3H 2 O

Si la solution résultante est refroidie, des cristaux blancs de chlorate de potassium précipiteront. KClO 3 .

Rappelez-vous le nom trivial de ce sel : Sel de Berthollet , ainsi que cette manière historique de l'obtenir. C'est ainsi que le chlorate de potassium a été obtenu pour la première fois par le scientifique français Claude Louis Berthollet (d'où le nom du sel).

Sel de Bertoletova- très agent oxydant puissant.

Lorsqu'il est chauffé, le sel de Bertolet se décompose, toujours avec disproportionnement de chlore. Il est restauré (jusqu'à -1) et oxydé (jusqu'à +7, il n'a nulle part où aller) :

4 KClO 3 ( t˚)→ KCl + 3 KClO 4

Le perchlorate de potassium obtenu n'est pas non plus très stable.,et se décompose également :

KClO 4 ( t˚)→ KCl + 2 O 2

Acide hypochloreux oxyde les halogénures d'hydrogène (iodhydrates et bromures d'hydrogène) en halogènes libres :

2HI + HClO → JE 2 ↓ + HCl + H 2 O

Conférence 3. Composés oxygénés des halogènes

Oxydes d'halogène.

Utilisation des halogènes et de leurs composés.

1. Oxydes d'halogène

Les halogènes forment un certain nombre de composés avec l'oxygène. Mais ces composés sont instables, ∆G o >0, ils explosent facilement lorsqu'ils sont chauffés et en présence de composés organiques. Ils ne sont obtenus qu'indirectement.

Les composés oxygénés suivants des halogènes sont relativement stables :

On connaît également Cl 2 O 3 , Br 2 O 3 , BrO 2 , Br 2 O 5 , I 2 O 4 , I 2 O 6 .

Reçu.

OF 2 (oxyde de fluor, ou plus correctement - fluorure d'oxygène) est l'agent oxydant le plus puissant. Il est obtenu par action de F 2 sur une solution alcaline diluée réfrigérée :

Les oxydes de chlore et d'iode peuvent être obtenus par les réactions :

Propriétés chimiques:

Thermiquement instable :

Tous les composés d'halogènes avec l'oxygène (sauf OF 2) sont des oxydes acides.

Cl 2 O, Cl 2 O 7, I 2 O 5, lorsqu'ils interagissent avec l'eau, forment des acides :

ClO 2, Cl 2 O 6 (С.О. = +4, +6 - instable) lors de l'interaction disproportionnée avec l'eau:

Oxydes d'halogène - agents oxydants :

OF 2 contient O +2 - un agent oxydant très puissant :

Oxydes avec un état d'oxydation halogène intermédiaire disproportionné :

Acides halogénés oxygénés

Tous les acides halogénés contenant de l'oxygène sont très solubles dans l'eau. HClO 4 , HIO 3 et H 5 IO 6 sont connus sous forme libre, les autres sont instables, n'existent que dans des solutions aqueuses diluées. Les composés les plus stables sont en S.O. -1 et +5.

Comparaison de la force de l'acide

La structure des oxyacides de chlore :

L'évolution des propriétés de la série des acides chloroxygénés peut être illustrée par le diagramme:

Cette régularité est typique non seulement pour le chlore, mais aussi pour le brome et l'iode.

Avec une augmentation du degré d'oxydation de l'halogène, la charge de l'ion augmente, cela augmente son attraction vers O 2-, et rend sa dissociation difficile selon le type de base. Parallèlement à cela, la répulsion des ions positifs H + et E n + augmente, ce qui facilite la dissociation en tant qu'acide.

Riz. 1. Schéma d'un fragment de la molécule E(OH) n

HOCl est un composé amphotère : il peut se dissocier aussi bien en acide qu'en base :

Dans la série ClO - -ClO 2 - -ClO 3 - -ClO 4 - augmente la stabilité des acides et des anions. Cela est dû à une augmentation du nombre d'électrons impliqués dans la formation des liaisons :

Multiplicité de communication =1 Multiplicité de communication=1,5

d(Cl-O)=0,170 nm d(Cl-O)=0,145 nm

Avec une augmentation du nombre d'atomes d'oxygène dans les acides, le blindage de Cl augmente, de sorte que la capacité oxydante diminue.

Ainsi, dans la série HClO → HClO 2 → HClO 3 → HClO 4

augmente la force des acides;

augmente la stabilité des acides;

diminution de la capacité oxydative.

La force des acides contenant de l'oxygène dans la série HOCl-HOBr-HOI diminue en raison d'une augmentation du rayon covalent et d'un affaiblissement de la liaison O-Hal :

K d 5∙10 -8 2∙10 -9 2∙10 -10

Les propriétés oxydantes sont réduites

Dans la série HCO-HBrO-HIO, la stabilité des acides augmente. Par exemple, lorsqu'ils sont chauffés ou exposés à la lumière, ils se décomposent :

, ∆G o (kJ)HClO,HBrO,HIO

Reçu.

L'acide hypochloreux est produit par les réactions suivantes :

. (au n.o.) !!!

L'acide hypochloreux est obtenu par hydrolyse du chlore (HCl est éliminé par l'action de CaCO 3) :

L'équilibre est établi lorsque 30% de chlore a réagi.

HClO et HBrO sont obtenus par décomposition d'hypochlorites et d'hypobromites :

2. HClO 2 est obtenu à partir de sels :

3. HHalO 3 obtient :

A partir de sels :

Oxydation des halogènes avec des agents oxydants forts :

4. HClO 4, H 5 IO 6 à partir de sels :

Propriétés chimiques

Se décompose lorsqu'il est exposé à la chaleur et à la lumière :

Agents oxydants forts (tous les acides sont des agents oxydants plus forts que leurs sels) :

L'acide perchlorique est un agent oxydant faible uniquement dans des solutions concentrées :

Sels d'acides oxo plus stable que les acides. Leur stabilité augmente avec l'augmentation du degré d'oxydation.

Propriétés chimiques des sels :

1. Les chlorates et les perchlorates ne se décomposent que lorsqu'ils sont chauffés :

2. Ils sont, comme les acides, des agents oxydants (mais plus faibles que leurs acides) :

Obtenir des sels :

MeHalO est obtenu en faisant passer des halogènes dans une solution froide d'alcali, de soude, de potasse :

MeHalO 3 est obtenu en faisant passer des halogènes dans des solutions alcalines chaudes (60-70 o C) :

MeClO 4 et Me 5 IO 6 par l'oxydation des chlorates et des iodates lors d'une électrolyse ou d'un faible chauffage :

7. Candidature

Fluor

L'acide fluorhydrique est utilisé pour graver le verre, éliminer les résidus de sable des pièces moulées en métal et dans la synthèse chimique.

L'industrie nucléaire utilise l'UF 6 .

Les fluides frigorigènes utilisés sont le CF 2 Cl 2 .

En métallurgie, CaF 2 est utilisé.

Le tétrafluoroéthylène, un dérivé fluoré de l'éthylène, à la suite de la polymérisation donne un polymère précieux - le téflon, qui résiste aux réactifs chimiques et est indispensable dans la production de substances de haute pureté, pour la fabrication d'équipements.

Matériaux dérivés du fluor - en médecine, substituts des vaisseaux sanguins et des valves cardiaques. Les produits en plastique fluoré sont largement utilisés dans les industries aéronautique, électrique, nucléaire et autres.

Chlore

Le chlore est essentiel pour la synthèse dans la synthèse organique et polymère. Le silicium et les métaux non ferreux réfractaires (titane, niobium, tantale, etc.) sont obtenus par la méthode de la métallurgie du chlore.

Il est utilisé comme agent oxydant et pour la stérilisation de l'eau potable.

L'acide chlorhydrique et les halogénures sont utilisés dans les industries métallurgiques, textiles et alimentaires.

HClO est utilisé comme agent bactéricide et blanchissant. L'oxygène atomique libéré lors de la dissolution de l'acide décolore les colorants et tue les microbes :

Eau de Javel- C'est un mélange de chlorure et d'hypochlorite de potassium, il est obtenu par action d'un alcali sur "l'eau chlorée", il a des propriétés blanchissantes :

Eau de Javel ou eau de javel - une poudre blanche à l'odeur piquante, utilisée comme agent de blanchiment et désinfectant :

Brome

Utilisé en synthèse organique.

En photographie, AgBr est utilisé.

Les composés de brome sont utilisés dans la fabrication de médicaments.

I 2 est nécessaire à la métallurgie, il est utilisé comme antiseptique et désinfectant. L'iode remplace les atomes d'hydrogène dans les molécules de protéines des micro-organismes, ce qui entraîne leur mort :

KI est utilisé pour le travail du bois.

Les composés d'iode sont utilisés pour la production de médicaments, dans les additifs alimentaires (NaI), pour la synthèse et dans l'analyse chimique (iodométrie).

En tableau. 16.12 systématique et noms traditionnels les acides oxygénés du chlore et leurs sels. Plus l'état d'oxydation du chlore dans ces acides est élevé, plus leur stabilité thermique et leur force acides sont élevées :

5 sont des acides forts, 6 étant l'un des plus forts parmi tous les acides connus. Les deux acides restants ne se dissocient que partiellement dans l'eau et

Tableau 16.12. Acides chlorés contenant de l'oxygène et leurs anions

existent en solution aqueuse principalement sous forme moléculaire. Parmi les acides oxygénés du chlore, seuls 7 peuvent être isolés sous forme libre. Les autres acides n'existent qu'en solution.

La capacité oxydante des acides oxygénés du chlore diminue avec une augmentation de son état d'oxydation:

8 sont des oxydants particulièrement bons. Par exemple, solution acide 9 :

1) oxyde les ions fer (II) en ions fer (III) :

2) se décompose au soleil pour former de l'oxygène :

3) lorsqu'il est chauffé à environ 75°C, il se disproportionne en ions chlorure et en ions chlorate 10 :

Sels d'acides chlorés contenant de l'oxygène

Ces sels sont généralement plus stables que les acides eux-mêmes. Une exception sont les sels solides de chlorates (III), qui détonent lorsqu'ils sont chauffés et en contact avec des matériaux combustibles. Dans les solutions, la capacité oxydante des sels de chlore contenant de l'oxygène est d'autant plus grande que le degré d'oxydation du chlore dans ces sels est élevé. Cependant, ce ne sont pas d'aussi bons agents oxydants que les acides correspondants. Les sels de sodium et de potassium 11 ont une grande importance industrielle. Leur production et leurs applications sont décrites dans la section suivante. Le chlorate de potassium (V) est généralement utilisé pour la production d'oxygène en laboratoire, en présence d'oxyde 12 comme catalyseur :

Lorsque ce sel est chauffé à une température plus basse en l'absence de catalyseur, il se forme du 13 potassium :

Iodate de potassium (V) 14 Le potassium 15 est un agent oxydant puissant et, en tant qu'agent oxydant, il est utilisé dans l'analyse quantitative.

Donc, nous répétons encore une fois 1. Les propriétés des halogénures de divers éléments, lors du déplacement de gauche à droite dans une période, changent comme suit : a) le caractère liaison chimique devient de plus en plus covalent et de moins en moins ionique ; b) Les solutions aqueuses d'halogénures deviennent de plus en plus acides en raison de l'hydrolyse. 2. Les propriétés de divers halogénures d'un même élément, lors du déplacement vers la partie inférieure du groupe VII, changent comme suit : a) la nature de la liaison chimique des halogénures devient de plus en plus covalente ; b) la force de liaison dans le les molécules d'halogénures d'hydrogène diminuent ; c) l'acidité des acides halohydriques diminue; d) la facilité d'oxydation des halogénures d'hydrogène augmente. 3. Lorsque le degré d'oxydation de l'halogène augmente, les changements suivants se produisent : a) la stabilité thermique de ses acides contenant de l'oxygène augmente ; b) l'acidité de ses acides contenant de l'oxygène augmente; c) le pouvoir oxydant de ses acides oxygénés diminue ; d) la capacité oxydante des sels de ses acides contenant de l'oxygène augmente. 4. Les halogénures peuvent être obtenus par synthèse directe à partir des éléments qui les composent. 5. Pour obtenir des halogénures d'hydrogène, une réaction de déplacement d'un sel d'halogénure avec un acide moins volatil peut être utilisée. 6. Propriétés anormales des composés fluorés : a) le fluorure d'argent est soluble dans l'eau et le fluorure de calcium est insoluble ; b) le fluorure d'hydrogène a des points de fusion et d'ébullition anormalement élevés ; c) une solution aqueuse de fluorure d'hydrogène a une faible acidité ; d) le fluor ne présente qu'un seul état d'oxydation stable. D'autres halogènes présentent plusieurs états d'oxydation en raison de la promotion de leurs 16 électrons vers des orbitales 17 à faible énergie facilement accessibles.

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31. Oxygène. Obtention et propriétés de l'oxygène. Allotropie de l'oxygène. L'ozone, ses propriétés. L'ozone dans la nature. L'oxygène est un élément portant le numéro de série 8, sa masse atomique relative est de 15 999. Il se situe dans la deuxième période, dans le sous-groupe principal du groupe 6.
Dans la plupart de ses composés, l'oxygène a un état d'oxydation de -2. Dans l'hydrogène et les peroxydes métalliques (H2O2, Na2O, CaO2, etc.), l'état d'oxydation de l'oxygène est de -1. Il n'y a qu'un seul composé dans lequel l'oxygène a un état d'oxydation positif de +2 - c'est le fluorure d'oxygène OF2 (le fluor est le seul élément dont l'OE est supérieur à l'OE de l'oxygène, qui est de 3,5). L'oxygène ordinaire O2 est un gaz incolore et inodore, plus lourd que l'air. Il est légèrement soluble dans l'eau. Reçu. Méthodes de laboratoire obtenant de l'O2 sont assez nombreux. 1. Expansion du sel de bertolet (chlorate de potassium) lorsqu'il est chauffé en présence d'oxyde de manganèse (IV) comme catalyseur: 2KClO3 (t) (MnO2) \u003d 2KCl + 3O2
2. Décomposition thermique du permanganate de potassium : 2KMnO4(t)=K2MnO4 + MnO2 + O2
3. Décomposition thermique des nitrates métaux alcalins, par exemple : 2NaNo3(t)=2NaNO2 + O2 4. Décomposition catalytique du peroxyde d'hydrogène : 2H2O2(MnO2)=2H2O + O2
5. Interaction des peroxydes de métaux alcalins avec gaz carbonique: 2Na2O2 + 2CO2=2NaCO3 + O2 6. Électrolyse de solutions aqueuses d'alcalis ou de sels d'acides contenant de l'oxygène. L'essence des processus se produisant dans ce cas est réduite à la décomposition de l'eau sous l'action de courant électrique: 2H2O(électrolyse)=2H2 + O2

Dans l'industrie, l'oxygène est extrait de l'air. Propriétés chimiques.
L'oxygène forme des composés avec tous éléments chimiques, sauf pour les gaz inertes légers (He, ne, Ar), et avec tous substances simples, à l'exception des métaux fluor, chlore, or et platine, il interagit directement. Dans toutes les réactions, O2 joue le rôle d'agent oxydant. Lorsque l'oxygène interagit avec des substances simples - métaux et non-métaux - des oxydes se forment généralement; par exemple : 4Li+O2=2LiO2 4P+5O2(60 degrés)=2P2O5 Presque toutes les réactions impliquant O2 sont exothermiques, à de rares exceptions près ; par exemple : N2+O2=2NO-Q L'oxygène peut exister sous la forme de deux modifications allotropiques : l'oxygène O2 et l'ozone O3. L'allotropie (du grec allos - autre et tropos - image, voie) est associée soit à numéro différent atomes dans une molécule, ou avec une structure. En comparant propriétés physiques l'oxygène et l'ozone, il convient de rappeler que ce substances gazeuses, différant par la densité (l'ozone est 1,5 fois plus lourd que l'oxygène), les points de fusion et d'ébullition. L'ozone est plus soluble dans l'eau. L'oxygène dans des conditions normales est un gaz, incolore et inodore, l'ozone est un gaz couleur bleue avec une odeur piquante mais agréable caractéristique. Il existe également des différences dans propriétés chimiques.
L'ozone est plus réactif que l'oxygène. L'activité de l'ozone s'explique par le fait que lors de sa décomposition, une molécule d'oxygène et de l'oxygène atomique se forment, qui réagit activement avec d'autres substances. Par exemple, l'ozone réagit facilement avec l'argent, tandis que l'oxygène ne se combine pas avec lui même lorsqu'il est chauffé : Mais en même temps, l'ozone et l'oxygène réagissent avec les métaux actifs, tels que le potassium K. La production d'ozone se produit selon l'équation suivante : La réaction procède à l'absorption d'énergie lorsqu'une décharge électrique traverse l'oxygène, par exemple, lors d'un orage, lorsque la foudre éclate. La réaction inverse se produit dans des conditions normales, car l'ozone est une substance instable. Dans la nature, l'ozone est détruit sous l'action des gaz émis dans l'atmosphère, tels que les fréons, au cours des activités humaines d'origine humaine. Le résultat est la formation de ce que l'on appelle des trous d'ozone, c'est-à-dire des lacunes dans la couche la plus mince constituée de molécules d'ozone.
Propriétés chimiques: l'ozone est un oxydant puissant, il oxyde tous les métaux, y compris l'or - Au et le platine - Pt (et les métaux du groupe du platine). L'ozone agit sur une plaque d'argent brillante, qui est instantanément recouverte de peroxyde d'argent noir - Ag2O2; le papier imbibé d'essence de térébenthine s'enflamme, les composés soufrés des métaux sont oxydés en sels d'acide sulfurique; de nombreux colorants sont décolorés; détruit matière organique- dans ce cas, la molécule d'ozone se sépare d'un atome d'oxygène et l'ozone se transforme en oxygène ordinaire. Et aussi la plupart des non-métaux, convertit les oxydes inférieurs en oxydes supérieurs, et les sulfures de leurs métaux en leurs sulfates : L'iodure de potassium oxyde l'ozone en iode moléculaire : Mais avec le peroxyde d'hydrogène H2O2, l'ozone agit comme un agent réducteur : Chimiquement, les molécules d'ozone sont instables - l'ozone peut se décomposer spontanément en oxygène moléculaire :

Être dans la nature: L'ozone se forme dans l'atmosphère pendant décharges électriques. Application : étant un agent oxydant puissant, l'ozone détruit divers types de bactéries, il est donc largement utilisé pour purifier l'eau et désinfecter l'air, et est utilisé comme agent blanchissant.

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32) . Le peroxyde d'hydrogène, sa structure et ses propriétés.

Degrés d'oxydation. Tous les halogènes dans les composés halogénés ont un état d'oxydation de -1. Un tel état d'oxydation pour le fluor dans les composés est généralement le seul possible. D'autres halogènes peuvent encore exister dans des états avec des états d'oxydation positifs. Ces états résultent de la promotion des électrons des orbitales - des atomes d'halogène vers leurs orbitales d vides (inoccupées par les électrons) (Fig. 16.2). Dans les atomes d'halogène, les orbitales d ont une énergie relativement faible et, par conséquent, sont facilement accessibles pour le règlement par des électrons promus.

Le chlore et le brome ont des états stables avec les états d'oxydation suivants : L'iode présente des états d'oxydation.

Riz. 16.2. Promotion des -électrons de chlore dans les états avec hauts degrés oxydation.

Acides contenant de l'oxygène (oxoacides) du chlore

En tableau. 16.12 montre les noms systématiques et traditionnels des acides oxygénés du chlore et de leurs sels. Plus l'état d'oxydation du chlore dans ces acides est élevé, plus leur stabilité thermique et leur force acide sont élevées :

Acides forts, et l'un des plus forts parmi tous les acides connus. Les deux acides restants ne se dissocient que partiellement dans l'eau et

Tableau 16.12. Acides chlorés contenant de l'oxygène et leurs anions

existent en solution aqueuse principalement sous forme moléculaire. Parmi les acides contenant de l'oxygène, le chlore ne peut être isolé que sous forme libre. Les autres acides n'existent qu'en solution.

La capacité oxydante des acides oxygénés du chlore diminue avec une augmentation de son état d'oxydation:

Particulièrement bons oxydants. Par exemple, une solution acide :

1) oxyde les ions fer (II) en ions fer (III) :

2) se décompose au soleil pour former de l'oxygène :

3) lorsqu'il est chauffé à environ 75°C, il se dismute en ions chlorure et en ions chlorate :

Sels d'acides chlorés contenant de l'oxygène

Ces sels sont généralement plus stables que les acides eux-mêmes. Une exception sont les sels solides de chlorates (III), qui détonent lorsqu'ils sont chauffés et en contact avec des matériaux combustibles. Dans les solutions, la capacité oxydante des sels de chlore contenant de l'oxygène est d'autant plus grande que le degré d'oxydation du chlore dans ces sels est élevé. Cependant, ce ne sont pas d'aussi bons agents oxydants que les acides correspondants.

Les sels de sodium et de potassium ont une grande importance industrielle. Leur production et leurs applications sont décrites dans la section suivante. Le chlorate de potassium (V) est couramment utilisé pour la production d'oxygène en laboratoire, en présence d'un oxyde comme catalyseur :

Lorsque ce sel est chauffé à une température plus basse en l'absence de catalyseur, il se forme du potassium :

L'iodate de potassium (V) L'iodate de potassium sont des agents oxydants puissants et, en tant qu'agents oxydants, ils sont utilisés dans l'analyse quantitative.

Alors recommençons

1. Les propriétés des halogénures de divers éléments lors du déplacement de gauche à droite au cours d'une période changent comme suit :

a) la nature de la liaison chimique devient de plus en plus covalente et de moins en moins ionique ;

b) Les solutions aqueuses d'halogénures deviennent de plus en plus acides en raison de l'hydrolyse.

2. Les propriétés de divers halogénures du même élément, lors du déplacement vers la partie inférieure du groupe VII, changent comme suit:

a) la nature de la liaison chimique des halogénures devient de plus en plus covalente :

b) la force de liaison dans les molécules d'halogénures d'hydrogène diminue ;

c) l'acidité des acides halohydriques diminue;

d) la facilité d'oxydation des halogénures d'hydrogène augmente.

3. À mesure que le degré d'oxydation de l'halogène augmente, les changements suivants se produisent :

a) la stabilité thermique de ses acides contenant de l'oxygène augmente ;

b) l'acidité de ses acides contenant de l'oxygène augmente;

c) le pouvoir oxydant de ses acides oxygénés diminue ;

d) la capacité oxydante des sels de ses acides contenant de l'oxygène augmente.

4. Les halogénures peuvent être obtenus par synthèse directe à partir des éléments qui les composent.

5. Pour obtenir des halogénures d'hydrogène, une réaction de déplacement d'un sel d'halogénure avec un acide moins volatil peut être utilisée.

6. Propriétés anormales des composés fluorés :

a) le fluorure d'argent est soluble dans l'eau et le fluorure de calcium est insoluble ;

b) le fluorure d'hydrogène a des points de fusion et d'ébullition anormalement élevés ;

c) une solution aqueuse de fluorure d'hydrogène a une faible acidité ;

d) le fluor ne présente qu'un seul état d'oxydation stable. D'autres halogènes présentent plusieurs états d'oxydation en raison de la promotion de leurs électrons α vers des orbitales α à faible énergie facilement accessibles.