Chimie des halogènes et leurs propriétés. Halogènes

D'après un manuel de chimie, de nombreuses personnes savent que les halogènes incluent des éléments chimiques du système périodique de Mendeleïev du groupe 17 dans le tableau.

Traduit du grec par naissance, origine. Presque tous sont très actifs, en raison desquels ils réagissent violemment avec des substances simples, à l'exception de quelques non-métaux. Que sont les halogènes et quelles sont leurs propriétés ?

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Liste des halogènes

Les halogènes sont de bons agents oxydants, c'est pourquoi ils ne peuvent être trouvés dans la nature que dans tous les composés. Plus le numéro de série est élevé, plus l'activité chimique des éléments de ce groupe est faible. Le groupe halogène comprend les éléments suivants :

chlore (Cl);
fluor (F);
iode (I);
brome (Br);
astate (At).

Ce dernier a été développé à l'Institut de recherche nucléaire, situé dans la ville de Dubna. Le fluor est un gaz toxique de couleur jaune pâle. Le chlore est également toxique. Il s'agit d'un gaz qui a un son assez vif et mauvaise odeur vert clair. Le brome a une couleur rouge-brun, c'est un liquide toxique qui peut même affecter l'odorat. Il est très volatil, il est donc stocké dans des ampoules. L'iode est une substance cristalline, facilement sublimable, de couleur violet foncé. L'astatine est radioactive, la couleur des cristaux est noire avec du bleu, la demi-vie est de 8,1 heures.

L'activité élevée d'oxydation des halogènes passe du fluor à l'iode. Le plus actif des frères est le fluor, qui a tendance à réagir avec tous les métaux, formant des sels, certains d'entre eux s'enflamment spontanément et dégagent une énorme quantité de chaleur. Sans chauffage, cet élément réagit avec presque tous les non-métaux., les réactions s'accompagnent du dégagement d'une certaine quantité de chaleur (exothermique).

Le fluor interagit avec les gaz inertes, tout en étant irradié (Xe + F 2 = XeF 2 + 152 kJ). Lorsqu'il est chauffé, le fluor affecte les autres halogènes en les oxydant. La formule a lieu: Hal 2 + F 2 \u003d 2HalF, où Hal \u003d Cl, Br, I, At, dans le cas où les états d'oxydation HalF du chlore, du brome, de l'iode et de l'astatine sont + 1.

Le fluor interagit également assez vigoureusement avec des substances complexes. Le résultat est l'oxydation de l'eau. Dans ce cas, une réaction explosive se produit, qui est brièvement écrite par la formule: 3F 2 + ZH 2 O \u003d OF 2 + 4HF + H 2 O 2.

Chlore

L'activité du chlore libre est légèrement inférieure à celle du fluor, mais il a également une bonne réactivité. Cela peut se produire lors de l'interaction avec de nombreuses substances simples, à de rares exceptions près sous la forme d'oxygène, d'azote et de gaz inertes. Il peut réagir violemment avec des substances complexes, créant des réactions de substitution, la propriété d'ajouter des hydrocarbures est également inhérente au chlore. Lorsqu'il est chauffé, le brome ou l'iode est déplacé des composés avec de l'hydrogène ou des métaux.

Cet élément a une relation particulière avec l'hydrogène. À température ambiante et sans lumière, le chlore ne réagit en aucune façon à ce gaz, mais s'il n'est chauffé ou dirigé que par la lumière, une réaction en chaîne explosive se produira. La formule est ci-dessous :

Cl2+ hν → 2Cl, Cl + H 2 → HCl + H, H + Cl 2 → HCl + Cl, Cl + H 2 → HCl + H, etc.

Les photons, étant excités, provoquent la décomposition en atomes des molécules de Cl 2 , tandis qu'une réaction en chaîne se produit, provoquant l'apparition de nouvelles particules qui initient le début de l'étape suivante. Dans l'histoire de la chimie, ce phénomène a été étudié. Chimiste et lauréat russe prix Nobel Semyonov N.N. en 1956, il s'est engagé dans l'étude d'une réaction photochimique en chaîne et a ainsi apporté une grande contribution à la science.

Le chlore réagit avec de nombreuses substances complexes, ce sont des réactions de substitution et d'addition. Il se dissout bien dans l'eau.

Cl 2 + H 2 O \u003d HCl + HClO - 25 kJ.

Avec les alcalis, lorsqu'il est chauffé, le chlore peut disproportionné.

Brome, iode et astatine

L'activité chimique du brome est légèrement inférieure à celle du fluor ou du chlore susmentionné, mais elle est également assez élevée. Le brome est souvent utilisé sous forme liquide. Comme le chlore, il est très soluble dans l'eau. Il y a une réaction partielle avec lui, vous permettant d'obtenir de "l'eau de brome".

L'activité chimique de l'iode diffère nettement du reste des représentants de cette série. Il n'interagit presque pas avec les non-métaux, et avec métaux, la réaction est très lente et seulement lorsqu'elle est chauffée. Dans ce cas, une grande absorption de chaleur se produit (réaction endothermique), qui est hautement réversible. Outre l'iode ne peut en aucun cas être dissous dans l'eau, cela ne peut pas être réalisé même lorsqu'il est chauffé, il n'y a donc pas "d'eau iodée" dans la nature. L'iode ne peut être dissous que dans une solution d'iodure. Dans ce cas, des anions complexes se forment. En médecine, un tel composé s'appelle la solution de Lugol.

L'astatine réagit avec les métaux et l'hydrogène. Dans la série des halogènes, l'activité chimique décroît dans le sens du fluor vers l'astatine. Chaque halogène de la série F - At est capable de déplacer les éléments suivants à partir de composés avec des métaux ou de l'hydrogène. L'astate est le plus passif parmi ces éléments. Mais il a une interaction inhérente avec les métaux.

Application

La chimie entre fermement dans nos vies, s'enracinant dans tous les domaines. Une personne a appris à utiliser les halogènes, ainsi que ses composés pour son propre bénéfice. L'importance biologique des halogènes est indéniable. Leurs domaines d'application sont différents :

médecine;
pharmacologie;
production de divers plastiques, colorants, etc.;
Agriculture.

Du composé naturel de cryolite, formule chimique qui ressemble à ceci : Na3AlF6, obtenir aluminium. Les composés fluorés sont largement utilisés dans la production dentifrices. Le fluorure est connu pour être utilisé pour prévenir les caries. Teinture d'alcool l'iode est utilisé pour la désinfection et la décontamination des plaies.

Le chlore a trouvé l'application la plus large dans notre vie. La portée de son application est assez variée. Exemples d'utilisation :

Production de matières plastiques.
Reçu d'acide chlorhydrique.
Fabrication de fibres synthétiques, de solvants, de caoutchoucs, etc.
Blanchiment de tissus (lin et coton), papier.
Désinfection boire de l'eau. Mais de plus en plus souvent, l'ozone est utilisé à cette fin, car l'utilisation de chlore est nocive pour le corps humain.
Désinfection de la chambre

Il faut se rappeler que les halogènes sont des substances très toxiques. Cette propriété est particulièrement prononcée dans le fluor. Les halogènes peuvent avoir des effets asphyxiants et respiratoires et affecter les tissus biologiques.

Les vapeurs de chlore peuvent être très dangereuses, de même que les aérosols de fluor, qui ont une légère odeur, ils peuvent être ressentis à des concentrations élevées. Une personne peut obtenir l'effet de suffocation. Lorsque vous travaillez avec de tels composés, des précautions doivent être prises.

Les procédés de production d'halogènes sont complexes et variés. Dans l'industrie, cela est abordé avec certaines exigences, dont le respect est strictement observé.

Chimie des éléments

Non-métaux du sous-groupe VIIA

Les éléments du sous-groupe VIIA sont des non-métaux typiques avec une forte

électronégativité, ils ont un nom de groupe - "halogènes".

Principaux problèmes abordés dans la conférence

Caractéristiques générales des non-métaux du sous-groupe VIIA. architecture électronique, les caractéristiques les plus importantes atomes. Le plus caractéristique

mousse d'oxydation. Caractéristiques de la chimie des halogènes.

substances simples.

composés naturels.

Composés halogènes

Acides halohydriques et leurs sels. Sel et acide fluorhydrique

créneaux horaires, recevoir et appliquer.

complexes d'halogénures.

Composés oxygénés binaires des halogènes. Instabilité ok-

Oxydatif propriétés réparatrices substances simples et co-

unités. Réactions de disproportion. Diagrammes de Latimer.

Exécuteur:

Numéro d'événement

Chimie des éléments du sous-groupe VIIA

caractéristiques générales











							Manganèse






							Technétium

Le groupe VIIA est formé d'éléments p: fluor F, chlore

Cl, brome Br, iode I et astatine At.

La formule générale des électrons de valence est ns 2 np 5.

Tous les éléments du groupe VIIA sont des non-métaux typiques.

		Comme on peut le voir sur la distribution
		électrons de valence
		électrons de valence

par les orbitales des atomes	manque juste un électron

pour former un huit électron stable

lochki, ils ont donc une forte tendance à

l'addition d'un électron.

Tous les éléments forment facilement simple chargé individuellement

nye anions Г – .

Sous forme d'anions simples, les éléments du groupe VIIA se trouvent dans l'eau naturelle et dans les cristaux de sels naturels, par exemple, l'halite NaCl, la sylvine KCl, la fluorite

CaF2.

Nom commun du groupe d'éléments VIIA-

groupe des « halogènes », c'est-à-dire « donnant naissance à des sels », du fait que la plupart de leurs composés avec des métaux pré-

est un sel typique (CaF2, NaCl, MgBr2, KI), qui

qui peut être obtenu par mutuelle directe

interaction d'un métal avec un halogène. Les halogènes libres sont obtenus à partir de sels naturels, de sorte que le nom "halogènes" est également traduit par "né de sels".

Exécuteur:

Numéro d'événement

L'état d'oxydation minimum (–1) est le plus stable

tous les halogènes.

Certaines caractéristiques des atomes des éléments du groupe VIIA sont données dans

Les caractéristiques les plus importantes des atomes d'éléments du groupe VIIA

Relatif-		Affinité
naya électro-
négatif-	ionisation,
ness (selon
Vote)
			augmentation du nombre
			couches électroniques ;
			augmenter en taille

			réduction de l'électricité
			trinégativité

Les halogènes ont une forte affinité électronique (maximum pour

Cl) et une énergie d'ionisation très élevée (maximale pour F) et maximale

électronégativité possible dans chacune des périodes. Le fluor est le plus

électronégatif de tout éléments chimiques.

La présence d'un électron non apparié dans les atomes d'halogène provoque

conduit à l'union des atomes de substances simples en molécules diatomiques Г2.

Pour les substances halogénées simples, les agents oxydants sont les plus caractéristiques.

propriétés qui sont les plus fortes pour F2 et s'affaiblissent en passant à I2.

Les halogènes sont caractérisés par la plus grande réactivité de tous les éléments non métalliques. Le fluor, même parmi les halogènes, est isolé

est extrêmement actif.

L'élément de la deuxième période, le fluor, diffère le plus des autres.

certains éléments du sous-groupe. Il s'agit d'un modèle général pour tous les non-métaux.

Exécuteur:

Numéro d'événement

Le fluor, en tant qu'élément le plus électronégatif, n'indique pas le sexe

états d'oxydation vivants. Dans toutes les relations, y compris avec Ki-

l'oxygène, le fluor est à l'état d'oxydation (-1).

Tous les autres halogènes présentent des états d'oxydation positifs.

jusqu'à un maximum de +7.

Les états d'oxydation les plus caractéristiques des halogènes :

F : -1, 0 ;

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

Les oxydes sont connus pour Cl, dans lequel il se trouve dans les états d'oxydation : +4 et +6.

Les composés halogénés les plus importants, en positif

les mousses d'oxydation sont des acides contenant de l'oxygène et leurs sels.

Tous les composés halogénés dans des états d'oxydation positifs sont

sont des oxydants puissants.

état d'oxydation terrible. La dismutation est favorisée par un milieu alcalin.

Application pratique des substances simples et des composés oxygénés

halogènes est principalement due à leur effet oxydant.

Le plus large utilisation pratique trouver des substances simples Cl2

et F2. Le plus grand nombre le chlore et le fluor sont consommés dans l'or-

synthèse ganique : dans la production de plastiques, de fluides frigorigènes, de solvants,

pesticides, médicaments. Un montant significatif le chlore et l'iode sont utilisés pour obtenir des métaux et pour leur raffinage. Le chlore est également utilisé

pour le blanchiment de la cellulose, pour la désinfection de l'eau potable et dans la production de

eau de Javel et acide chlorhydrique. Les sels d'acides oxo sont utilisés dans la fabrication d'explosifs.

Exécuteur:

Numéro d'événement

Les acides sont largement utilisés dans la pratique - chlorhydrique et fondant

Le fluor et le chlore font partie des vingt éléments les plus courants

là, beaucoup moins de brome et d'iode dans la nature. Tous les halogènes se trouvent dans la nature à l'état d'oxydation(-1). Seul l'iode se trouve sous forme de sel KIO3,

qui, en tant qu'impureté, est incluse dans le salpêtre chilien (KNO3).

L'astatine est un élément radioactif obtenu artificiellement (il n'existe pas dans la nature). L'instabilité d'At se reflète dans le nom, qui vient du grec. "statos" - "instable". L'astatine est un émetteur pratique pour la radiothérapie des tumeurs cancéreuses.

Substances simples

Les substances simples des halogènes sont formées par les molécules diatomiques G2.

Dans les substances simples, lors du passage de F2 à I2 avec une augmentation du nombre d'électrons

couches d'électrons et une augmentation de la polarisabilité des atomes, il y a une augmentation

interaction intermoléculaire, entraînant une modification de l'agrégat

debout dans des conditions normales.

Le fluor (dans des conditions normales) est un gaz jaune, à -181°C il se transforme en

état liquide.

Le chlore est un gaz jaune-vert, il se transforme en liquide à -34°C. De couleur ha-

le nom Cl lui est associé, il vient du grec "chloros" - "jaune-

vert". Une forte augmentation du point d'ébullition de Cl2 par rapport à F2,

indique une augmentation de l'interaction intermoléculaire.

Le brome est un liquide rouge foncé, très volatil, qui bout à 58,8°C.

le titre de l'élément est associé à une forte odeur désagréable de gaz et est formé de

"bromos" - "puant".

Iode - cristaux violet foncé, avec un léger éclat "métallique"

l'écume, qui, lorsqu'elle est chauffée, se sublime facilement en formant des vapeurs violettes ;

avec refroidissement rapide

vapeurs jusqu'à 114o C

liquide se forme. Température

Exécuteur:

Numéro d'événement

le point d'ébullition de l'iode est de 183o C. Son nom vient de la couleur de la vapeur d'iode -

"iodos" - "violet".

Toutes les substances simples ont une odeur piquante et sont toxiques.

L'inhalation de leurs vapeurs provoque une irritation des muqueuses et des organes respiratoires et, à des concentrations élevées, une suffocation. Pendant la Première Guerre mondiale, le chlore était utilisé comme poison.

Le fluor gazeux et le brome liquide provoquent des brûlures de la peau. Travailler avec ha-

logens, des précautions doivent être prises.

Puisque les substances simples des halogènes sont formées par des molécules non polaires

refroidit, ils se dissolvent bien dans les solvants organiques non polaires :

alcool, benzène, tétrachlorure de carbone, etc. Dans l'eau, le chlore, le brome et l'iode sont peu solubles, leurs solutions aqueuses sont appelées eau chlorée, bromée et iodée. Br2 se dissout mieux que d'autres, la concentration de brome dans sat-

la solution de saumure atteint 0,2 mol/l et le chlore - 0,1 mol/l.

Le fluor décompose l'eau :

2F2 + 2H2O = O2 + 4HF

Les halogènes présentent une activité oxydante et une transition élevées

dyat en anions halogénures.

Ã2 + 2e–  2Ã–

Le fluor a une activité oxydante particulièrement élevée. Le fluor oxyde les métaux nobles (Au, Pt).

Pt + 3F2 = PtF6

Il interagit même avec certains gaz inertes (krypton,

xénon et radon), par exemple,

Xe + 2F2 = XeF4

De nombreux composés très stables brûlent dans une atmosphère F2, par exemple,

eau, quartz (SiO2).

SiO2 + 2F2 = SiF4 + O2

Exécuteur:

Numéro d'événement

Dans les réactions avec le fluor, même des agents oxydants puissants tels que le nitrique et le soufre

acide, agissent comme agents réducteurs, tandis que le fluor oxyde

inclus dans leur composition O(–2).

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

La forte réactivité de F2 crée des difficultés dans le choix des con-

matériaux de structure pour travailler avec elle. Habituellement, à ces fins,

Ils contiennent du nickel et du cuivre qui, lorsqu'ils sont oxydés, forment à leur surface des films protecteurs denses de fluorures. Le nom F est associé à son action agressive.

Je veux dire, ça vient du grec. "Ftoros" - "détruire".

Dans les séries F2, Cl2, Br2, I2, le pouvoir oxydant s'affaiblit en raison d'une augmentation de

changer la taille des atomes et réduire l'électronégativité.

Dans les solutions aqueuses, les propriétés oxydantes et réductrices des

les substances sont généralement caractérisées à l'aide de potentiels d'électrode. Le tableau montre les potentiels d'électrode standard (Eo, V) pour les demi-réactions de la

formation d'halogènes. A titre de comparaison, la valeur de Eo pour ki-

l'oxygène est l'agent oxydant le plus courant.

Potentiels d'électrode standard pour les substances simples halogènes

Eo , B, pour la réaction

O2 + 4e– + 4H+  2H2 O

Eo , V

pour électrode

2G– +2e – = G2

Diminution de l'activité oxydative

Comme on peut le voir sur le tableau, F2 - l'agent oxydant est beaucoup plus fort,

que O2, donc F2 n'existe pas dans les solutions aqueuses , il oxyde l'eau,

retour à F–. A en juger par la valeur de Eo, le pouvoir oxydant de Cl2

Exécuteur:

Numéro d'événement

également supérieur à celui de O2. En effet, lors d'un stockage de longue durée de l'eau chlorée, celle-ci se décompose avec dégagement d'oxygène et formation d'HCl. Mais la réaction est lente (la molécule Cl2 est sensiblement plus forte que la molécule F2 et

l'énergie d'activation pour les réactions avec le chlore est plus élevée), dispro-

portionnement :

Cl2 + H2 O  HCl + HOCl

Dans l'eau, il n'atteint pas la fin (K = 3.9.10–4), donc Cl2 existe dans les solutions aqueuses. Br2 et I2 sont encore plus stables dans l'eau.

La dismutation est un oxydant très caractéristique

réaction de réduction des halogènes. La disproportion des

coulé en milieu alcalin.

La dismutation du Cl2 dans l'alcali conduit à la formation d'anions

Cl– et ClO– . La constante de disproportion est de 7,5. 1015 .

Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H2O

Lorsque l'iode est disproportionné dans l'alcali, I– et IO3 – se forment. Ana-

Br2 disproportionne logiquement l'iode. Le changement de produit est disproportionné

L'ionisation est due au fait que les anions GO– et GO2 – dans Br et I sont instables.

La réaction de dismutation du chlore est utilisée dans l'industrie

sti pour obtenir un agent oxydant hypochlorite puissant et à action rapide,

chaux décolorante, sel de bartholite.

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

Exécuteur:

Numéro d'événement

Interaction des halogènes avec les métaux

Les halogènes interagissent vigoureusement avec de nombreux métaux, par exemple :

Mg + Cl2 = MgCl2 Ti + 2I2  TiI4

Halogénures de Na +, dans lesquels le métal a un état d'oxydation bas (+1, +2),

sont des composés de type sel avec une liaison principalement ionique. Comment-

lo, les halogénures ioniques sont des solides à point de fusion élevé

Halogénures métalliques, dans lesquels le métal a un état d'oxydation élevé

niya, sont des composés avec une liaison principalement covalente.

Beaucoup d'entre eux dans des conditions normales sont des gaz, des liquides ou des fusibles solides. Par exemple, WF6 est un gaz, MoF6 est un liquide,

TiCl4 est un liquide.

Interaction des halogènes avec les non-métaux

Les halogènes interagissent directement avec de nombreux non-métaux :

hydrogène, phosphore, soufre, etc. Par exemple :

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

La liaison dans les halogénures non métalliques est principalement covalente.

Ces composés ont généralement des points de fusion et d'ébullition bas.

Lors du passage du fluor à l'iode, le caractère covalent des halogénures est renforcé.

Les halogénures covalents de non-métaux typiques sont des composés acides; lorsqu'ils interagissent avec l'eau, ils s'hydrolysent pour former des acides. Par exemple:

PBr3 + 3H2O = 3HBr + H3PO3

PI3 + 3H2O = 3HI + H3PO3

PCl5 + 4H2O = 5HCl + H3PO4

Exécuteur:

Numéro d'événement

Les deux premières réactions sont utilisées pour obtenir du brome et de l'iodure d'hydrogène

l'acide noique.

Interhalogénures. Les halogènes, combinés les uns aux autres, forment une inter-

fils. Dans ces composés, l'halogène le plus léger et le plus électronégatif est à l'état d'oxydation (–1) et le plus lourd est à l'état positif.

mousse d'oxydation.

En raison de l'interaction directe des halogènes lorsqu'ils sont chauffés, on obtient : ClF, BrF, BrCl, ICl. Il existe également des interhalogénures plus complexes :

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

Tous les interhalogénures dans des conditions normales sont des substances liquides à bas point d'ébullition. Les interhalogénures ont un pouvoir oxydant élevé

activité. Par exemple, des substances chimiquement stables telles que SiO2, Al2O3, MgO, etc. brûlent dans des vapeurs de ClF3.

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

Le fluorure ClF 3 est un réactif de fluoration agressif qui agit rapidement

cour F2 . Il est utilisé dans les synthèses organiques et pour obtenir des films protecteurs à la surface des équipements en nickel pour travailler avec le fluor.

Dans l'eau, les interhalogénures sont hydrolysés pour former des acides. Par exemple,

ClF5 + 3H2O = HClO3 + 5HF

Halogènes dans la nature. Obtenir des substances simples

Dans l'industrie, les halogènes sont obtenus à partir de leur composés naturels. Tous

les procédés d'obtention d'halogènes libres sont basés sur l'oxydation d'halo-

ions nids.

2D –  Ã2 + 2e–

Une quantité importante d'halogènes se trouve dans eaux naturelles sous forme d'anions : Cl–, F–, Br–, I–. L'eau de mer peut contenir jusqu'à 2,5 % de NaCl.

Le brome et l'iode sont obtenus à partir de l'eau de puits de pétrole et de l'eau de mer.

Exécuteur:

Numéro d'événement

L'atome d'hydrogène a la formule électronique du niveau électronique externe (et unique) 1 s 1 . D'une part, par la présence d'un électron dans le niveau électronique externe, l'atome d'hydrogène s'apparente aux atomes de métaux alcalins. Cependant, tout comme les halogènes, il ne manque qu'un seul électron pour remplir le niveau électronique externe, puisque pas plus de 2 électrons ne peuvent être localisés sur le premier niveau électronique. Il s'avère que l'hydrogène peut être placé simultanément à la fois dans le premier et dans l'avant-dernier (septième) groupe du tableau périodique, ce qui se fait parfois dans diverses possibilités système périodique :

Du point de vue des propriétés de l'hydrogène en tant que substance simple, il a néanmoins plus de points communs avec les halogènes. L'hydrogène, ainsi que les halogènes, est un non-métal et forme des molécules diatomiques (H 2) similaires à celles-ci.

Dans des conditions normales, l'hydrogène est une substance gazeuse inactive. La faible activité de l'hydrogène s'explique par la grande force de la liaison entre les atomes d'hydrogène dans la molécule, qui nécessite soit un fort chauffage, soit l'utilisation de catalyseurs, soit les deux à la fois, pour la rompre.

Interaction de l'hydrogène avec des substances simples

avec des métaux

Parmi les métaux, l'hydrogène ne réagit qu'avec les alcalins et alcalino-terreux ! Les métaux alcalins sont les métaux du sous-groupe principal I-ème groupe(Li, Na, K, Rb, Cs, Fr), et pour les métaux alcalino-terreux du sous-groupe principal du groupe II, à l'exception du béryllium et du magnésium (Ca, Sr, Ba, Ra)

Lorsqu'il interagit avec des métaux actifs, l'hydrogène présente des propriétés oxydantes, c'est-à-dire abaisse son état d'oxydation. Dans ce cas, des hydrures de métaux alcalins et alcalino-terreux se forment, qui ont une structure ionique. La réaction se déroule lorsqu'elle est chauffée:

Il convient de noter que l'interaction avec les métaux actifs est le seul cas où l'hydrogène moléculaire H2 est un agent oxydant.

avec des non-métaux

Parmi les non-métaux, l'hydrogène ne réagit qu'avec le carbone, l'azote, l'oxygène, le soufre, le sélénium et les halogènes !

Le carbone doit être compris comme du graphite ou du carbone amorphe, car le diamant est un matériau extrêmement inerte. modification allotropique carbone.

Lorsqu'il interagit avec des non-métaux, l'hydrogène ne peut remplir que la fonction d'agent réducteur, c'est-à-dire qu'il ne peut qu'augmenter son état d'oxydation :

Interaction de l'hydrogène avec des substances complexes

avec des oxydes métalliques

L'hydrogène ne réagit pas avec les oxydes métalliques qui sont dans la série d'activité des métaux jusqu'à l'aluminium (inclus), cependant, il est capable de réduire de nombreux oxydes métalliques à droite de l'aluminium lorsqu'il est chauffé :

avec des oxydes non métalliques

Parmi les oxydes non métalliques, l'hydrogène réagit lorsqu'il est chauffé avec des oxydes d'azote, des halogènes et du carbone. De toutes les interactions de l'hydrogène avec les oxydes non métalliques, sa réaction avec le monoxyde de carbone CO doit être particulièrement notée.

Le mélange de CO et H 2 a même son propre nom - «gaz de synthèse», car, selon les conditions, des produits industriels aussi demandés que le méthanol, le formaldéhyde et même des hydrocarbures synthétiques peuvent en être obtenus:

avec des acides

L'hydrogène ne réagit pas avec les acides inorganiques !

Parmi les acides organiques, l'hydrogène ne réagit qu'avec les acides insaturés, ainsi qu'avec les acides contenant groupes fonctionnels réductibles par l'hydrogène, en particulier les groupes aldéhyde, céto ou nitro.

aux sels

Dans le cas de solutions aqueuses de sels, leur interaction avec l'hydrogène ne se produit pas. Cependant, lorsque l'on fait passer de l'hydrogène sur des sels solides de certains métaux d'activité moyenne et faible, leur réduction partielle ou totale est possible, par exemple :

Propriétés chimiques des halogènes

Les halogènes sont les éléments chimiques du groupe VIIA (F, Cl, Br, I, At), ainsi que les substances simples qu'ils forment. Ci-après, sauf indication contraire, les halogènes seront compris comme des substances simples.

Tous les halogènes ont une structure moléculaire, ce qui provoque basses températures fusion et ébullition de ces substances. Les molécules halogènes sont diatomiques, c'est-à-dire leur formule peut s'écrire vue générale comme Hal 2.

Il convient de noter une propriété physique aussi spécifique de l'iode que sa capacité à sublimation ou, en d'autres termes, sublimation. sublimation, ils appellent le phénomène dans lequel une substance à l'état solide ne fond pas lorsqu'elle est chauffée, mais, en contournant la phase liquide, passe immédiatement à l'état gazeux.

La structure électronique de l'extérieur niveau d'énergie un atome de n'importe quel halogène a la forme ns 2 np 5, où n est le numéro de la période du tableau périodique dans laquelle se trouve l'halogène. Comme vous pouvez le voir, il ne manque qu'un seul électron dans l'enveloppe externe à huit électrons des atomes d'halogène. A partir de là, il est logique de supposer les propriétés principalement oxydantes des halogènes libres, ce qui est également confirmé dans la pratique. Comme vous le savez, l'électronégativité des non-métaux diminue en descendant dans le sous-groupe, et donc l'activité des halogènes diminue dans la série :

F 2 > Cl 2 > Br 2 > I 2

Interaction des halogènes avec des substances simples

Tous les halogènes sont élevés substances actives et réagir avec la plupart des substances simples. Cependant, il convient de noter que le fluor, en raison de sa très haute réactivité peut réagir même avec ces substances simples avec lesquelles les autres halogènes ne peuvent pas réagir. Ces substances simples comprennent l'oxygène, le carbone (diamant), l'azote, le platine, l'or et certains gaz nobles (xénon et krypton). Ceux. en fait, le fluor ne réagit pas seulement avec certains gaz nobles.

Les halogènes restants, c'est-à-dire le chlore, le brome et l'iode sont également des substances actives, mais moins actives que le fluor. Ils réagissent avec presque toutes les substances simples à l'exception de l'oxygène, de l'azote, du carbone sous forme de diamant, du platine, de l'or et des gaz nobles.

Interaction des halogènes avec les non-métaux

hydrogène

Tous les halogènes réagissent avec l'hydrogène pour former halogénures d'hydrogène Avec formule générale H Hal. Dans le même temps, la réaction du fluor avec l'hydrogène commence spontanément même dans l'obscurité et se poursuit par une explosion conformément à l'équation :

La réaction du chlore avec l'hydrogène peut être initiée par une irradiation ultraviolette intense ou un chauffage. Fuite également avec une explosion :

Le brome et l'iode ne réagissent avec l'hydrogène que lorsqu'ils sont chauffés, et en même temps, la réaction avec l'iode est réversible :

phosphore

L'interaction du fluor avec le phosphore conduit à l'oxydation du phosphore à l'état d'oxydation le plus élevé (+5). Dans ce cas, la formation de pentafluorure de phosphore se produit :

Lorsque le chlore et le brome interagissent avec le phosphore, il est possible d'obtenir des halogénures de phosphore à la fois à l'état d'oxydation + 3 et à l'état d'oxydation + 5, ce qui dépend des proportions des réactifs :

Dans le cas du phosphore blanc dans une atmosphère de fluor, de chlore ou de brome liquide, la réaction démarre spontanément.

L'interaction du phosphore avec l'iode peut conduire à la formation de triiodure de phosphore uniquement en raison de la capacité oxydante nettement inférieure à celle des autres halogènes :

gris

Le fluor oxyde le soufre à l'état d'oxydation le plus élevé +6, formant de l'hexafluorure de soufre :

Le chlore et le brome réagissent avec le soufre, formant des composés contenant du soufre dans des états d'oxydation extrêmement inhabituels pour lui +1 et +2. Ces interactions sont très spécifiques, et pour réussir l'examen en chimie, la capacité d'écrire les équations de ces interactions n'est pas nécessaire. Par conséquent, les trois équations suivantes sont données plutôt à titre indicatif :

Interaction des halogènes avec les métaux

Comme mentionné ci-dessus, le fluor est capable de réagir avec tous les métaux, même ceux qui sont inactifs comme le platine et l'or :

Les halogènes restants réagissent avec tous les métaux sauf le platine et l'or :

Réactions des halogènes avec des substances complexes

Réactions de substitution avec des halogènes

Plus d'halogènes actifs, c'est-à-dire dont les éléments chimiques sont situés plus haut dans le tableau périodique, sont capables de déplacer les halogènes moins actifs des acides halohydriques et des halogénures métalliques qu'ils forment :

De même, le brome et l'iode déplacent le soufre des solutions de sulfures et/ou d'hydrogène sulfuré :

Le chlore est un agent oxydant plus puissant et oxyde le sulfure d'hydrogène dans sa solution aqueuse non pas en soufre, mais en acide sulfurique :

Interaction des halogènes avec l'eau

L'eau brûle dans le fluor avec une flamme bleue selon l'équation de réaction :

Le brome et le chlore réagissent différemment avec l'eau que le fluor. Si le fluor a agi comme agent oxydant, alors le chlore et le brome se disproportionnent dans l'eau, formant un mélange d'acides. Dans ce cas, les réactions sont réversibles :

L'interaction de l'iode avec l'eau se déroule à un degré si insignifiant qu'elle peut être négligée et considérée comme si la réaction ne se déroulait pas du tout.

Interaction des halogènes avec des solutions alcalines

Le fluor, lorsqu'il interagit avec une solution aqueuse d'alcali, agit à nouveau comme un agent oxydant :

La capacité d'écrire cette équation n'est pas nécessaire pour réussir l'examen. Il suffit de connaître le fait de la possibilité d'une telle interaction et du rôle oxydant du fluor dans cette réaction.

Contrairement au fluor, les halogènes restants sont disproportionnés dans les solutions alcalines, c'est-à-dire qu'ils augmentent et diminuent simultanément leur état d'oxydation. Dans le même temps, dans le cas du chlore et du brome, en fonction de la température, un écoulement dans deux directions différentes est possible. En particulier, à froid, les réactions se déroulent comme suit :

et lorsqu'il est chauffé :

L'iode réagit avec les alcalis exclusivement selon la deuxième option, c'est-à-dire avec la formation d'iodate, car l'hypoiodite est instable non seulement lorsqu'il est chauffé, mais aussi à des températures ordinaires et même au froid.

Le fluor ne peut être qu'un agent oxydant, ce qui s'explique facilement par sa position dans le système périodique des éléments chimiques de D. I. Mendeleïev. C'est l'agent oxydant le plus puissant, oxydant même certains gaz nobles :

2F 2 +Xe=XeF 4

L'activité chimique élevée du fluor doit être expliquée

Mais la destruction d'une molécule de fluor nécessite beaucoup moins d'énergie qu'elle n'en libère lors de la formation de nouvelles liaisons.

Ainsi, en raison du petit rayon de l'atome de fluor, des paires d'électrons non partagés dans la molécule de fluor entrent en collision et s'affaiblissent.

Les halogènes interagissent avec presque toutes les substances simples.

1. La réaction avec les métaux se déroule le plus vigoureusement. Lorsqu'il est chauffé, le fluor interagit avec tous les métaux (y compris l'or et le platine); à froid réagit avec les métaux alcalins, le plomb, le fer. Avec le cuivre, le nickel, la réaction ne se déroule pas à froid, car une couche protectrice de fluorure se forme à la surface du métal, ce qui protège le métal d'une oxydation supplémentaire.

Le chlore réagit vigoureusement avec les métaux alcalins, et avec le cuivre, le fer et l'étain, la réaction se produit lorsqu'il est chauffé. Le brome et l'iode se comportent de la même manière.

L'interaction des halogènes avec les métaux est un processus exothermique et peut être exprimée par l'équation :

2M + nHaI 2 \u003d 2MHaI DH<0

Les halogénures métalliques sont des sels typiques.

Les halogènes dans cette réaction présentent de fortes propriétés oxydantes. Dans ce cas, les atomes de métal donnent des électrons et les atomes d'halogène reçoivent, par exemple :

2. Dans des conditions normales, le fluor réagit avec l'hydrogène dans l'obscurité avec une explosion. L'interaction du chlore avec l'hydrogène se produit en plein soleil.

Le brome et l'hydrogène n'interagissent que lorsqu'ils sont chauffés, et l'iode et l'hydrogène réagissent lorsqu'ils sont fortement chauffés (jusqu'à 350°C), mais ce processus est réversible.

H 2 + Cl 2 \u003d 2HCl H 2 + Br 2 \u003d 2HBr

H 2 + I 2" 350° 2HI

L'halogène dans cette réaction est l'agent oxydant.

Des études ont montré que la réaction de l'interaction de l'hydrogène avec le chlore à la lumière a le mécanisme suivant.

La molécule Cl 2 absorbe un léger quantum hv et se décompose en radicaux inorganiques Cl . . Cela sert de début de réaction (l'excitation initiale de la réaction). Puis ça continue tout seul. Le radical chlore Cl. réagit avec une molécule d'hydrogène. Dans ce cas, un radical hydrogène H. et HCl est formé. À son tour, le radical hydrogène H. réagit avec la molécule Cl 2, formant Hcl et Cl. etc.

Cl 2 + hv = Cl. + Cl.

Cl. + H 2 \u003d Hcl + H.

N. + Cl 2 \u003d Hcl + C1.

L'excitation initiale a provoqué une chaîne de réactions successives. De telles réactions sont appelées réactions en chaîne. Le résultat est du chlorure d'hydrogène.

3. Les halogènes n'interagissent pas directement avec l'oxygène et l'azote.

4. Les halogènes réagissent bien avec d'autres non-métaux, par exemple :

2P + 3Cl 2 \u003d 2PCl 3 2P + 5Cl 2 \u003d 2PCl 5 Si + 2F 2 \u003d SiF 4

Les halogènes (sauf le fluor) ne réagissent pas avec les gaz inertes. L'activité chimique du brome et de l'iode vis-à-vis des non-métaux est moins prononcée que celle du fluor et du chlore.

Dans toutes les réactions ci-dessus, les halogènes présentent des propriétés oxydantes.

Interaction des halogènes avec des substances complexes. 5. Avec de l'eau.

Le fluor réagit de manière explosive avec l'eau pour former de l'oxygène atomique :

H 2 O + F 2 \u003d 2HF + O

Les halogènes restants réagissent avec l'eau selon le schéma suivant :

Gal 0 2 + H 2 O "NGal -1 + NGal +1 O

Cette réaction est une réaction de dismutation lorsque l'halogène est à la fois réducteur et oxydant, par exemple :

Cl 2 + H 2 O "HCl + HClO

Cl 2 + H 2 O "H + + Cl - + HClO

Сl°+1e - ®Сl - Cl°-1e - ®Сl +

où HCl est un acide chlorhydrique fort; HClO - acide hypochloreux faible

6. Les halogènes sont capables de prendre l'hydrogène d'autres substances, térébenthine + C1 2 = HC1 + carbone

Le chlore remplace l'hydrogène dans les hydrocarbures saturés: CH 4 + Cl 2 \u003d CH 3 Cl + HCl

et joint les composés insaturés :

C 2 H 4 + Cl 2 \u003d C 2 H 4 Cl 2

7. La réactivité des halogènes diminue dans la série F-Cl - Br - I. Par conséquent, l'élément précédent déplace le suivant parmi les acides de type NG (G - halogène) et leurs sels. Dans ce cas, l'activité diminue : F 2 > Cl 2 > Br 2 > I 2

Application

Le chlore est utilisé pour désinfecter l'eau potable, blanchir les tissus et la pâte à papier. Grandes quantités il est consommé pour produire de l'acide chlorhydrique, de l'eau de Javel, etc. Le fluor a trouvé une large application dans la synthèse matériaux polymères- des fluoroplastiques à haute résistance chimique, ainsi qu'un oxydant pour le carburant de fusée. Certains composés fluorés sont utilisés en médecine. Le brome et l'iode sont des agents oxydants puissants et sont utilisés dans diverses synthèses et analyses de substances.

De grandes quantités de brome et d'iode sont utilisées dans la fabrication de médicaments.

Halogénures d'hydrogène

Les composés d'halogènes avec l'hydrogène HX, où X est n'importe quel halogène, sont appelés halogénures d'hydrogène. En raison de la forte électronégativité des halogènes, la paire d'électrons de liaison est déplacée vers eux, de sorte que les molécules de ces composés sont polaires.

Les halogénures d'hydrogène sont des gaz incolores à odeur piquante et facilement solubles dans l'eau. A 0°C, dissoudre 500 volumes de HCl, 600 volumes de HBr et 450 volumes de HI dans 1 volume d'eau. Le fluorure d'hydrogène est miscible à l'eau dans n'importe quel rapport. La grande solubilité de ces composés dans l'eau permet d'obtenir des concentrés

Tableau 16. Degrés de dissociation des acides halohydriques

solutions de bain. Lorsqu'ils sont dissous dans l'eau, les halogénures d'hydrogène se dissocient sous forme d'acides. HF appartient aux composés faiblement dissociés, ce qui s'explique par la force particulière de la liaison à froid. Les solutions restantes d'halogénures d'hydrogène font partie des acides forts.

HF - acide fluorhydrique (fluorhydrique) HC1 - acide chlorhydrique (chlorhydrique) HBr - acide bromhydrique HI - acide iodhydrique

La force des acides de la série HF - HCl - HBr - HI augmente, ce qui s'explique par une diminution dans le même sens de l'énergie de liaison et une augmentation de la distance internucléaire. HI est l'acide le plus fort parmi les acides halohydriques (voir tableau 16).

La polarisabilité augmente du fait que l'eau se polarise

plus est la connexion, dont la longueur est plus longue. I Les sels d'acides halohydriques portent respectivement les noms suivants : fluorures, chlorures, bromures, iodures.

Propriétés chimiques des acides halohydriques

Sous forme sèche, les halogénures d'hydrogène n'agissent pas sur la plupart des métaux.

1. Les solutions aqueuses d'halogénures d'hydrogène ont les propriétés des acides sans oxygène. Interagir vigoureusement avec de nombreux métaux, leurs oxydes et hydroxydes ; les métaux qui sont dans la série électrochimique des tensions des métaux après l'hydrogène ne sont pas affectés. Interagir avec certains sels et gaz.

L'acide fluorhydrique détruit le verre et les silicates :

SiO 2 + 4HF \u003d SiF 4 + 2H 2 O

Par conséquent, il ne peut pas être stocké dans de la verrerie.

2. Dans les réactions redox, les acides halohydriques se comportent comme des agents réducteurs et l'activité réductrice dans la série Cl - , Br - , I - augmente.

Reçu

Le fluorure d'hydrogène est produit par l'action de l'acide sulfurique concentré sur le spath fluor :

CaF 2 + H 2 SO 4 \u003d CaSO 4 + 2HF

Le chlorure d'hydrogène est obtenu par interaction directe de l'hydrogène avec le chlore :

H 2 + Cl 2 \u003d 2HCl

C'est une manière synthétique d'obtenir.

La méthode au sulfate est basée sur la réaction de concentré

acide sulfurique avec NaCl.

Avec un léger chauffage, la réaction se poursuit avec la formation de HCl et de NaHSO 4 .

NaCl + H 2 SO 4 \u003d NaHSO 4 + HCl

Avec plus haute température la deuxième étape de la réaction est :

NaCl + NaHSO 4 \u003d Na 2 SO 4 + HCl

Mais HBr et HI ne peuvent pas être obtenus de la même manière, car leurs composés avec des métaux lorsqu'ils interagissent avec la concentration

oxydé avec de l'acide sulfurique, parce que. I - et Br - sont des agents réducteurs puissants.

2NaBr -1 + 2H 2 S +6 O 4 (k) \u003dBr 0 2 + S +4 O 2 + Na 2 SO 4 + 2H 2 O

Le bromure d'hydrogène et l'iodure d'hydrogène sont obtenus par hydrolyse de PBr 3 et PI 3: PBr 3 + 3H 2 O \u003d 3HBr + H 3 PO 3 PI 3 + 3H 2 O \u003d 3HI + H 3 RO 3

Halogénures

Les halogénures métalliques sont des sels typiques. Ils sont caractérisés par un type de liaison ionique, où les ions métalliques ont une charge positive et les ions halogène ont une charge négative. Ils ont un réseau cristallin.

Le pouvoir réducteur des halogénures augmente dans la série Cl - , Br - , I - (voir § 2.2).

La solubilité des sels peu solubles diminue dans la série AgCl - AgBr - AgI ; en revanche, le sel d'AgF est très soluble dans l'eau. La plupart des sels d'acides halohydriques sont très solubles dans l'eau.

1. Caractéristiques générales des halogènes . La structure des atomes et l'état d'oxydation des halogènes dans les composés. La nature du changement rayons atomiques, énergies d'ionisation, affinité électronique et électronégativité dans la série F - At. La nature des liaisons chimiques des halogènes avec les métaux et les non-métaux. Stabilité des états de valence supérieure des halogènes. Caractéristiques du fluor.

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

2. Structure moléculaire et propriétés physiques des substances halogénées simples . Personnage liaison chimique dans les molécules d'halogène. Propriétés physiques halogènes : état d'agrégation, points de fusion et d'ébullition dans la série fluor - astatine, solubilité dans l'eau et dans les solvants organiques.

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

3. Propriétés chimiques des halogènes . Raisons de l'activité chimique élevée des halogènes et de son changement dans le groupe. Relation avec l'eau, les solutions alcalines, les métaux et les non-métaux. Influence de la température sur la composition des produits de dismutation des halogènes dans les solutions alcalines. Caractéristiques de la chimie du fluor. Composés halogènes naturels. Principes des méthodes industrielles et de laboratoire pour l'obtention des halogènes. L'utilisation d'halogènes. Action physiologique et pharmacologique des halogènes et de leurs composés sur les organismes vivants. Toxicité des halogènes et précautions de manipulation.

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

Les substances simples halogènes, contrairement à l'hydrogène, sont très actives. Ils se caractérisent surtout par des propriétés oxydantes, qui s'affaiblissent progressivement dans la série F 2 - At 2. Le plus actif des halogènes est le fluor : même l'eau et le sable s'enflamment spontanément dans son atmosphère ! Les halogènes réagissent vigoureusement avec la plupart des métaux, avec les non-métaux, avec les substances complexes.

4. Production et utilisation d'halogènes .

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

Toutes les méthodes de production d'halogènes sont basées sur les réactions d'oxydation des anions halogénures avec divers agents oxydants : 2Gal -1 -2e - = Gal

Les halogènes dans l'industrie sont obtenus par électrolyse de masses fondues (F 2 et Cl 2) ou de solutions aqueuses (Cl 2) d'halogénures ; déplacement d'halogènes moins actifs par des halogènes plus actifs à partir des halogénures correspondants (I 2 - brome; I 2 ou Br 2 - chlore)

Les halogènes sont obtenus en laboratoire par oxydation d'halogénures d'hydrogène (HCl, HBr) dans des solutions avec des agents oxydants forts (KMnO 4 , K 2 Cr 2 O 7 , PbO 2 , MnO 2 , KClO 3 ); oxydation des halogénures (NaBr, KI) avec les agents oxydants indiqués en milieu acide (H 2 SO 4).

Composés binaires d'halogènes

1. Composés avec de l'hydrogène (halogénures d'hydrogène) . La nature de la liaison chimique dans les molécules. La polarité des molécules. Propriétés physiques, état d'agrégation, solubilité dans l'eau. La nature du changement des points de fusion et d'ébullition dans la série HF - HI. Association de molécules de fluorure d'hydrogène. Stabilité thermique des halogénures d'hydrogène. réactivité. Propriétés acides, caractéristiques de l'acide fluorhydrique. propriétés réparatrices. Principes généraux pour la production d'halogénures d'hydrogène : synthèse à partir de substances simples et à partir d'halogénures. Chlorure d'hydrogène et acide chlorhydrique. Physique et Propriétés chimiques. Façons d'obtenir. L'utilisation de l'acide chlorhydrique. Le rôle de l'acide chlorhydrique et des chlorures dans les processus vitaux. Halogénures.

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

2 . Composés d'halogènes avec l'oxygène.

1. Avec. 377-380 ; 2. Avec. 353-359; 3. Avec. 420-423 ; 4. Avec. 292-296 ; 7. pages 350-354 ; 8. Avec. 375-376, p. 379.

3. Composés avec d'autres non-métaux.

1. Avec. 375-381 ; 2. Avec. 342-345; 4. Avec. 292-296 ; 7. pages 350-355.

4 . Liens avec les métaux .

2. Avec. 342 ; 4. Avec. 292-296 ; 7. pages 350-355.

Composés halogènes multi-éléments

1. Acides chlorés contenant de l'oxygène et leurs sels. Acides hypochloreux, chlorique, chlorique et perchlorique. Modification des propriétés acides, de la stabilité et des propriétés oxydantes dans la série HClO - HClO 4 . Principes d'obtention de ces acides. Hypochlorites, chlorites, chlorates et perchlorates. Stabilité thermique et propriétés oxydantes. Principes généraux d'obtention des sels. L'utilisation de sels. Poudre blanchissante. Sel de Berthollet. Perchlorate d'ammonium.

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

2 . Acides de brome et d'iode contenant de l'oxygène et leurs sels .

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

3 . L'utilisation d'halogènes et de leurs composés les plus importants

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

4 . Le rôle biologique des composés halogénés

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

Relationles composés chlorés les plus importants :