Hidracizii Stika Beatrice-Maria

UNIVERSITATEA VALAHIA TARGOVISTEFACULTATEA MEDIULUI SI BIOTEHNOLOGIEISPECILIZAREA: TEHNOLOGIEI PRELUCRARI PRODUSELOR ALIMENTARE

HIDRACIZI

PROFESOR: Hossu Ana- Maria

ELEV:Stika Beatrice-Maria

SUBGRUPA: D

Pagina 1 din 23

Hidracizii Stika Beatrice-Maria

CUPRINS

Grupele si perioadele.......................................................................................3Grupele................................................................................................................................3Perioadele............................................................................................................................3Halogenii.............................................................................................................................3

Acid clorhidric............................................................................................................................9Istoric................................................................................................................9Răspândire........................................................................................................9Chimie.............................................................................................................10Utilizare...........................................................................................................10Obtinere..........................................................................................................11

În industrie........................................................................................................................11Proprietăti fizice................................................................................................................11Reactii...............................................................................................................................12

Măsuri de protectie........................................................................................13Fluor - stare naturala, proprietati, fluorina si alte minerale cu Fluor................................13

Acid fluorhidric.........................................................................................................................15Mod de obtinere.............................................................................................15Proprietăti.......................................................................................................15

Proprietăti chimice............................................................................................................15Utilizare...........................................................................................................16Descoperire.....................................................................................................16Structura atomica..........................................................................................17Raspandire pe Pamant..................................................................................18Circuitul iodului în natura............................................................................18Proprietati fizice.............................................................................................19Proprietati chimice.........................................................................................19Compusii chimici ai iodului...........................................................................20

Acizi..................................................................................................................................20Răspândire......................................................................................................22Utilizare...........................................................................................................22Obtinere..........................................................................................................22Proprietăti.......................................................................................................22

Pagina 2 din 23

Hidracizii Stika Beatrice-Maria

Grupele si perioadele

Grupele

Grupa este coloana verticală din tabelul periodic. Grupele sunt considerate cea mai comună cale de a clasifica elementele. În unele grupe, elementele au unele proprietăti similare sau chiar identice - acestor grupe le sunt date nume care se folosesc destul de des, ex. metale alcaline, metale alcalino-pământoase, metale tranzitionale etc.

Perioadele

O perioadă este un rând orizontal din tabelul periodic. Desi grupele sunt cel mai comun mod de a grupa elementele, există regiuni ale sistemului periodic unde similaritătile orizontale sunt mai semnificante decât cele verticale. De ex. metalele tranzitionale, si în special lantanidele si actinidele. Numărul perioadei arată si numărul straturilor ocupate cu electroni.

Halogenii

În grupa a 17-a, cunoscută drept grupa de halogeni, elementelor nu le lipseste decât un electron pentru a avea toate straturile ocupate. Din acestă cauză, în reactiile chimice ele tind să împrumute un electron (tendinta de a împrumuta electroni se numeste eletronegativitate). Această proprietate este cea mai evidentă la Flor (cel mai electronegativ element din tot tabelul). Ca rezultat, halogenii formeaza acizi cu hidrogenul, de ex. acidul florhidric, acidul clorhidric, acidul bromhidric, acidul iodhidric, toate în forma HX. Aciditatea lor creste cu numărul perioadei.Știind grupa si perioada unui element, îi putem stabili configuratia electronică si numărul atomic. De exemplu să luăm elemetul situat în perioada a 3-a, grupa VII A (a 17-a). Știm că elementul are 3 straturi ocupate cu electroni si că pe ultimul strat are 7 electroni, deci configuratia va fi: K:2e- L:8e- M:7e-. Având configuratia electronică , putem afla numărul atomic adunând toti electronii, deci numărul atomic va fi 17. Având numărul atomic putem afla numele elementului, în acest exemplu: Clor. Din configuratia electronică putem afla ce ioni formează elementul. Acceptând un electron, elementul formeaza 1 ion negativ, deci este un halogen. Pe baza ionului format îi putem stabili valenta (1) si electrovalenta(-1).Elementele din grupa VIII A, cea de-a 18-a, mai sunt numite si "gaze inerte".

HIDRACIZII

Pagina 3 din 23

Hidracizii Stika Beatrice-Maria

Sunt acizi monoprotici tari, în condiţii normale sunt gazosi,iar datorita proprietatii de de dizolvare in apa,formeaza cu usurinta acizi minerali tari.Sunt compusi cu character acid ce ionizeaza in apa,intr-o singura treapta,cu formarea anionilor halogenura. Legaturile H – X sunt legaturi covalente cu caracter partial ionic,ce scade de la HF,laHI,consecinta a micsorarii caracterului electronegative. Hidracizii nu se gasesc liberi in natura,exceptandHCl,existent in emanatiile vulcanice si in sucul gastric al mamiferelor,ci numai sub forma de halogenuri.

Metode de obtinere

Hidracizii se obtin prin numeroase metode,cateva dintre acestea fiind descriese in continuare.1) Sinteza directa din elemente se realizeaza conform reactiei: H2+X2 → 2HX Practic,prin sinteza directa se prepara numai HCl; reactia nu se foloseste la prepararea HF,deoarece este prea violenta; in cazul HBr si HI reactiile au loc doar la incalzire. HBr se paote obtine prin sinteza directa cu randamentul de 100%,daca se trece cu current de vapori de Br si H2 gazos peste carbine active la 470 – 5000C. Bromul netransformat este retinut de fosforul rosu. La prepararea HCl, prin sinteza directa se foloseste H2 si Cl2 electrolitic, obtinut prin electroliza,solutiilor de clorura de sodiu.In acest scop se arde H2 intr-un current de clor,H2 se introduce intr-un exces de 10%,fata de calcul,in scopul evitarii impurificarii GCI gazos cu Cl2. Un exces de H2, 20%,este periculos,deoarece poate provoca explozia in procesul de absortie a HCl,datorita formarii amestecului detonant.

2) Metoda dezlocuirii – hidracizii pot fi obtinuti din sarurile lor (din halogenuri) prin tratare cu acizi tari nevolatili.

Desi sunt acizi tari,dar volatili,hidracizii sunt deplasati din halogenuri,de acizi mai slabi,dar nevolatili,cum ar fi H2SO4, H3PO4. Metoda se foloseste practice la prepararea HF,plecand de la fluorina,CaF2 si la prepararea HCl folosind NaCl (sare gema) dreptmaterie prima. CaF2+H2SO4→CaSO4+2HF NaCl+H2SO4→Na2SO4+HCl NaCl+NaHSO4→Na2SO4+HCl HCl obtinut pin acest procedeu are o concentratie de 28-31% si este impurificat in special cu Fe si As. La prepararea in laborator a HBr si HI,aceasta metoda poate fi folosita numai daca se intrebuinteaza H2SO4,diluat sau H3PO4; in cazul tratarii bromurilor sau iodurilor cu H2SO4 concentrat, se obtine Br2,respectiv I2,datorita caracterului reducator al HBr si HI si a caracterului oxidant al H2SO4 concentrat. 2NaBr (Nal) +H2SO4→2HBr (HI) +Na2SO4 HBr (HI ) +H2SO4→ Br (I2 ) + SO2 + H2O 3) Metoda hidrolizei – hidroliza halogenurilor fosforului. Metoda se foloseste practic la prepararea HBr si HI . Fosforul se combina usor cu bromul si cu iodul dand o tribromura , respective o triiodura. Acestea se descompun cu apa (sufera hidroliza) , dand acid fosforos si acid bromhidric sau iodhidric. PX3+ 3H2O→ H2PO3+3HX, unde X =Br,I P4+3/2 X2→PX3

Pagina 4 din 23

Hidracizii Stika Beatrice-Maria

P4+5/2X2→PX5

PX5+4H2O→H3PO4+5HX 4)Actiunea halogeniilor asupra unor compusi aromatici. HBr se poate obtine si prin actiunea bromului , in prezenta FBr3 ,drept catalizator asupra naftalinei sau benzenului . C10H8+Br2→C10H7Br + HBr 5) In laborator se obtin usor solutii apoase de HBr si HI prin barbotarea unui curent de H2S in apa de brom sau de iod:

H2S+X2→2HX + S , unde X= Br, I Sulful se indeparteaza prin filtrare , iar solutia obtinuta se concentreaza . 6) Reducerea halogeniilor sub actiunea unor reducatori cum ar fi : H2SO4, NH3 , Na2S2O3 , H3PO2 , H2S , SO2 etc. H3PO2+X2+2H2O→H3PO4+2HX SO2+Cl2+2H2O→2HCl+H2SO4 NH3+3/2 Cl2→3HCl +1/2N2

Na2S2O3+4Cl2+5H2O→2NaHSO4+8HCLH2S+X2→S+H2X

Proprietatiile hidracizilor In conditii normale de presiune si temperatura sunt gaze incolore , cu miros intepator, irritant, sufocant (fumega) si gust acru . Solutiile lor apoase , deasemenea ,fumega in aer.Se lichefieaza destul de usor de la HF si HI prin racire ,de exemplu, HCl lichefiaza la -84,90C si se solidifica la -114,80C . In stare lichida nu conduc curentul, spre deosebire de solutiile lor apoase de electrolizi tari .HF lichid are contanta dielectrica mare . Densitatea in stare gazoasa este superioara aerului exceptand HF si creste de la HF la HI. HCl este de 1,3 ori mai greu decat aerul ,din care cauza poate fi cules in vase speciale verticale. Punctele de fierbere si topire cresc de la HCl la HI ;HF are punctual de topire si de fierbere mult mai ridicat fata de restul hidracizilor, deoarece moleculele sale sunt associate, atat in stare gazoasa cat si in stare lichida si solida. Gradul de asociere (n=2….6) scade cu cresterea temperaturii cand moleculele se disociaza (HF)n → nHF. Legatura intre moleculele de HF se face prin legaturi de hidrogen in zig-zag ,asa cum s-a aratat la capitolul 2, paragraful Legaturi de hidrogen. In faza gazaoasa ceilalti hidracizi nu prezinta asociere. In faza solida toti hidracizi formeaza structuri catenare in zig- zag (datorita asocierii prin punti de hidrogen). Hidracizi sunt usor solubili in apa, cu degajare insemnata de caldura .Un volum de apa dizolva in medie de 500 volume de hidracid. Se formezi mai multi cristalohidrati, putin stabili, cu 1;2;3 si chiar 4 molecule de apa, HCl -3H2O, HCl-2H2O, HCl-H2O, in functie de compozitia solutiei. Cei de tipul HX-H2O pot fi considerati ca halogenuri de oxoniu (H3OX) si sunt cei mai stabili. Formarea hidratilor putini volatili care se condenseasa sub forma de picaturi fine, explica proprietatea hidracizilor HX de a fumega in aer. Toti hidracizi formeaza cu apa un ametesc azeotrop . In solutii apoase diluate hidracizii , prin distilare se concetreaza pana se ajunge la concentratia azeotropului, in timp ce acizi concetranti se dilueaza pana la acelasi concentratie. Schimband presiunea de distilare a solutiei ,variaza nu numai punctul de fierbere ca in cazul distilarii subtantelor pure , dar si compozitia distilatului, fapt care dovedeste ca un azeotrop nu este o combinatie bine definita, ci un amestec.

Pagina 5 din 23

Hidracizii Stika Beatrice-Maria

Denstitatea solutiilor apoase ale hidracizilor cresc de la HF( 1,15) la HI (1,70). Pentru solutiile apoase de HCl concetratia in acid se poate afla cu ajutorul reactiei: HCl%= (d-1) 200, adica inmutind cu 2 partea zecimala a greutatii specifice a solutiei ( exemplu, HCl cu d=1,9g/ml are contratia 38 % ). Stabilirea hidracizilor scade de la HF la HI. HCl incepe sa disocieze la o temperature de peste 15000C, HBr la 7000C, iar HI 150- 2000C. HF nu a putut fi disociat termic. In stare gazoaza hidracizi nu conduc curentul electric , molecula lor fiind slab polara. HCl este singurul acid anorganic care apare, in stare libera , in organismul animal, anume in sucul stomacal al tututor vertebratelor. Sucul stomacal al omului contine acid clorhidric ,in concentratie de cca 0,3 % alaturi de alte substante care catalizeaza digestia ( asa numite enzime). Proprietatiile fizice cele mai importante ale hidracizilor sunt redate in tabelul urmator: Proprietati fizice HF HCl HBr HIPunct de topire[0C] -93 -114,0 -88,5 -51Punct de fierbere [0C] 19,6 -84 -68 -35,7Densitatea (gaz) [g/cm3] 1,38 1,27 2,80 4,44Solubilitatea in apa - 42 67 73Caldura de dizolvare [kcal/mol]

- 11,2 8,3 5,9

Concetratia solutiei apoase [%]

45 38 - -

Din punct de vedere chimic,hidracizi sunt acizi monoprotici tari si au character reducator. Sunt compusi ce au caracter acid ce ionizeaza in apa intr-o singura treapta cu formarea anionilor halogenura:HX + H2O → X- + H3O+

Caracterul acid al hidracizilor este foarte slab in stare gazoasa si foarte puternic in solutie apoasa.Sub forma de gaze, la temperature ordinara, hidracizii exceptand HF, aproape ca nu resctioneaza nici cu metalele alcaline, cu caracter puternic electropozitiv. Latemperaturi mai ridicate devin mai reactivi si reactioneaza cu unele metale. Astfel Fe, Ni, Al sunt atacati la 3000C de HCL, iar Hg la 5000C. In solutie apoasa, hidracizii sunt acizi tari, total disociati, exceptand HF si au toate proprietatile generale ale acizilor.Hidracizii anhidrii, gazosi sau lichefiati au o reactivitate redusa, nu ataca metalele, oxizii si hidroxizii metalici la rece, ci numai la cald, exceptand HF care este deosebit de reactive. HF anhidru se comporta ca si H2SO4 anhidru, ca un acid tare, cu o reactivitate deosebit de ridicata fata de metele, cu caracter electopoitiv puternic sau mediu, oxizii, hidoxizi si halogenuri metalice, SiO2, B2O2 cu care reactioneaza la rece. HF dizolva SiO2 si B2O2

aceasta reactie sta la baza folosirii HF la modelarea sticlei:SiO2 + 4HF → SiF4 + H2OB2O3 + 6HF → 2BF3 + 3H3OHF formeaza hidrati nHF∙H2O, amoniacati nHF∙NH3 si hidrofluoruri MF(HF)n). HF in faza lichida nu reactioneaza decat cu Na si K.HF in solutie apoasa ataca majoritatea metalelor formad fluoruri metalice de diverse culori (exceptie fac Au, Ag, Pt si toate metalele platinice). Titanul care rezista la actiunea unor agenti corozivi, in prezenta solutiei apoase HF se obtin TiF3. In exces de HF lichid unele

Pagina 6 din 23

Hidracizii Stika Beatrice-Maria

fluoruri cu caracter de acid Lewis ca SiF4, BF3, SbF3, AsF5, SnF4, pot accepta ionul F-

comportandu-se ca acizi tari, iar unii acizi tari HNO3, H2SO4 prin acceptarea protonului, H+ se comporta ca baza:SiF4 + 2HF → H2F+ +SiF6

-

BF3 + HF → H2F+ + BF6-

HNO3 + HF → H2NO3+ + F-

H2SO4 + HF → HSO3F + H3O+ + F-

Anionii halogenura pot reactiona si ca liganzi (baze Lewis) cu acceptorii de electroni rezultand halogenuri complexe.HCl anhidru are o reactivitate chimica scazuta, majoritatea metalelor introduce in HCl lichid anhidru se acopera cu o pelicula protectoare de halogenura fara sa degaje H2. HCl este singurul hidracid care ataca Ag,Cu, B. HBr si HI reactioneaza cu metalele numai in prezenta unor oxidanti, reactiile fiind controlate termic. Hidracizii in solutie apoasa sunt acizi monoprotici tari, total disociati, (exceptie HF, acid de tarie mijlocie) si au caracter reducator. In cazul HF datorita faptului ca energia de disociere a legaturii H−F este cu mult mai mare decat la ruperea legaturilor celorlalti hidracizi, se comporta ca un acid de tarie medie in solutie diluata. In solutii mai concentrate se stabileste un nou echilibru cu formatea ionului complex HF2

-:(HF2) + H2O → HF2

- + H3O+ sau(FH)n +H2O → (Hn-1Fn)- + H3O+

Ca acizi monoprotici tari hidracizii reactioneaza cu metalele asezate in stanga H2 la rece sau la cald, formand halogenurile respective cu numar de oxidare inferior si degajare de H2:M + nHX → MXn + n/2H2 unde n = numar de oxidare al metaluluiCu oxizii si hidroxizii metalici, hidracizii formeaza saruru si apa:NaOH + HCl → NaCl + H2OMgO + 2HCl → MgCl2 + H2OAl2O3 + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2OSiO2 + 4HCl (sau HF) → SiCl4 (SiF4) +2H2OP2O5 + 10HCl → 2PCl5 + 5H2OP2O5 + 12HF → 2H[PF6] + 5H2OCu oxizii superiori ai metalelor blocului d, MnO2, PbO2, CrO3, hidracizii formeaza halogenuri, halogen si apa:MnO2 + 4HX → MnX2 + X2 + 2H2OPbO2 + 4HX → PbX2 + X2 + 2H2OCrO3 + 6HX → CrX3 + 3/2X2 + 3H2ODeplaseaza acizii mai slabi din sarurile respective. Cu sarurile solubile de argint formeaza halogenurile respective, fotosensibile, insolubile in apa, exceptie AgF care este solubila in apa:Ag+ + X- → AgXSarurile metalice ale unor acizi de tarie joasa:CaCl3 + HX → CaX2 + CO2 + H2OCaSiO3 + HX → CaX2 + H3Si3

Fiind acizi monoprotici, hidracizii formeaza un singur tip de saruri, MeX, denumite fluoruri, cloruri, bromuri sau ioduri. Halogenurile sunt substante cristaline, solubile in apa cu exceptia LiF, CaF2, MgF2, AgCl, Cu2Cl2, AuCl, AgBr, PbI2, PbBr2, Hg2Br2, AgI, Hg2Cl2 etc. greu solubile. Caracterul reducator al hidracizilor se datoreste ionului X - care poate sa treaca la o valenta superioara sa se oxideze, conform schemei:2X- - 2e- → X2

Pagina 7 din 23

Hidracizii Stika Beatrice-Maria

Caracterul reducator al halogenilor creste de la HF la HI. Anionul I - poate fi oxidat de oxidanti puternici. Desii anionii Br- si mai ales Cl- sunt reducatori slabi, totusi si ei pot fi oxidati. Oxigenul din aer oxideaza HCl, HBr, HI conform reactiei:HX + O2 → X2 + H2O Oxidarea HCl se poate face numai in prezenta CuCl2, drept catalizator, la 400-5000C, reactie utilizata practice la obtinerea industriala a Cl2.HF si MFn nu pot fi oxidati la F2 decat pe cale electrochimica, deoarece caracterul sau reducator este nul.HI reactioneaza cu un alt halogen cu caracter electonegativ mai puternic decat iodul care intra in structura hidracidului:HI + X2 → HX + I2, X = Cl, Br, F. Oxidantii puternici ca HNO3, HClO, KMnO4, K2Cr2O7 etc. oxideaza atat HCl cat si HBr si HI, in timp ce H2SO4 concentrat oxideaza numai HBr si Hi.16HCl + 2KMnO4 → 5Cl2 + 2MnCl2 + 2KCl + 8H2O10HCl + 2KMnO4 + 3H2SO4 → 5Cl2 + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O14HCl + K2Cr2O7 → 3Cl2 + 2KCl + 2CrCl3 + 7H2O6HCl + K2Cr2O7 + 4H2SO4 → 3Cl2 + K2SO4 + Cr2(SO4)3 +7H2OH2SO4 + 2HBr → Br2 + 2H2O + SO2

Caracterul reducator a HI este pus in evidenta prin reactii specifice ale acestuia cu H2SO4 in exces, cu O2, H2O2 sau cu O3.HI + H2SO4 → H2S + I2 + SO2

2HI + 1/2O2 → I2 + H2O2HI + H2O2 → I2 + H2O + O2

2HI + O3 → I2 + H2O + O2

Utilizari

Acidul fluorhidric, HF, se intrebuinteaza la gravarea sticlei, la prepararea fluorurilor, a freonilor folositi in frigotehnica, a combustibililor cu cifra octanica ridicata, a unor insecticide, ca antiseptic in distilarii, la curatarea fontei de nisipul de pe forme ramas incrustat in piese, in industria electrozilor, metalurgica, drept catalizator in reactiile de condensare si polinerizare. Acidul clorhidric, HCl, este unul dintre acizii cei mai folositi atat in industrie, cat si in laborator. Astfel, acidul clorhidric este consumat in cantitati mari pentru fabricarea diferitelor cloruri anorganice si a unor produse organice importante ca: aniline, diferiti coloranti clorura de vinil (monomer folosit in industria materiilor plastice), clorura de etil (anestezic cunoscut sub numele de ‘’kelen’’), apoi la extragerea gelatinei din oase (acidul clorhidric ataca material osoasa si astfel ramane gelatina), la prepararea carbunelui activ, a pamantului decolorat, la tabacirea si vopsirea pieilor, la colorarea tesaturilor textile, la sampunificarea grasimilor si uleiurilor, hidroliza polizaharidelor. In metalurgie, HCl este folosit pentru decapajul (curatarea) foilor de tabla de otel care urmeaza sa fie galvanizate. Impreuna cu zincul se foloseste (sub denumirea de ‘’apa tare’’) pentru lipit metale. In laborator, HCl se intrebuinteaza la prepararea Cl2, H2, H2S, SO2 etc. Acidul bromhidric HBr, acidul clorhidric, HI, au intrebuintari mai reduse, fiind folosti la nivel de laborator.HF se pastreaza in vase de plumb, de parafina, de ceara, de cauciuc special sau de mase plastice, vase in care se si transporta.HCl se pastreaza si transporta in cisterne de otel special, captusite sau nu cu cauciuc, sau in butelii de sticla sau gresie, iar HBr si HI se transporta in vase de sticla colorate.

Pagina 8 din 23

Hidracizii Stika Beatrice-Maria

Acid clorhidric

Acidul clorhidric este o dilutie apoasă a hidrogenului clorurat (HCl), care este un acid anorganic tare făcând parte din grupa acizilor minerali. Sărurile acidului clorhidric se numesc cloruri, dintre care cea mai cunoscută este clorura de sodiu (NaCl) (sare de bucătărie).

Istoric

Nu există dovezi clare privind prepararea acidului clorhidric în Evul mediu, acesta fiind mentionat în lucrările datate în secolele 15 sau 16 ale alchimistilor ce încercau să găsească piatra filozofală, însă aceste informatii sunt încă dezbătute. Unii autori sustin ideea că substanta a fost sintetizată pentru prima dată de călugărul benedict de nationalitate germană, Basil Valentine în secolul al 15-lea, prin încălzirea sării de bucătărie cu acid sulfuric, iar altii citează „Plichto”, o carte despre tehnici de vopsit scrisă de venetianul Gioanventura Rossetti la sfârsitul secolului 16, ca fiind prima sursă în care se descrie modalitatea de preparare a acidului clorhidric.În secolul 17 Johann Rudolf Glauber din Karlstadt am Main, Germania, a folosit clorura de sodiu si acidul sulfuric pentru a obtine sulfatul de sodiu în procesul Mannheim, din care rezulta hidrogen clorurat gazos. Joseph Priestley din Leeds, Anglia a preparat acid clorhidirc pur în 1772, iar în 1818 Humphrz Davz din Penzance, Anglia a demosntrat că structura acidului contine hidrogen si clor.În timpul revolutiei industriale din Europa, cererea de substante alcaline a crescut. Un nou proces industrial de fabricare de carbonat de sodiu a fost dezvoltat de către Nicolas Leblanc (Issoundun, Franta), principalul avantaj al acestuia fiind costul redus. Procedura consta în obtinerea din sarea gemă a carbonatului de sodiu, utilizându-se acid sulfuric, calcar si cărbune, degajându-se acid clorhidric ca produs secundar. Înainte de adoptarea legii alcaline în 1863 în Regatul Unit si a unor alte legilaturi asemănătoare de către alte tări europene, acidul clorhidric era eliberat în aer. După promogarea acestor acte normative, a devenit obligatorie barbotarea gayului în apă, producându-se astfel la scală industrială.În secolul XX, procedeul Leblant a fost înlocuit cu procedeul Solvay din care nu se mai obtine acid clorhidric ca produs secundar. Acesta a devenit un produs chimic important prin utiliyarea sa largă, astfel dezoltându-se alte metode de preparare, unele dintre acestea finnd folosite si în prezent. După anul 2000, compusul se obtine în timpul fabricării substantelor organice la scală industrială.Acidul clorhidric este prezent în Conventia Natiunilor Unite împotriva traficului ilicit cu narcotice si substante halucinante, fiind folosit la fabricarea de heroină, cocaină, metamfetamină.

Răspândire

Acidul clorhidric se găseste îmn emanatiile vulcanilor si oclus în rocile vulcanice. Funerolele cz temperaturi cuprinse între 100 si 500 ° C sunt acide, continând dioxid de sulf, acid clorhidric si dioxid de carbon. De exemplu, prin actiunea apei asupra clorurii de fier trivalent se depune hematită si se degajă HCl, conform reactiei:

2FeCl3 + 3 H2O = Fe2O3 + 6 HCl

Pagina 9 din 23

Hidracizii Stika Beatrice-Maria

Mai poate fi întâlnit sub formă liberă în sucul gastric (concentratie 0,1 - 0,5 %) din stomacul vertebratelor, împreună cu pepsină si alti fosfati acizi, fiind produs în portiunea fornixului si a corpului gastric. Are rol în acidifierea mediului gastric până la o valoare de 1-2 a pH-ului, eliminănd cea mai mare parte a microbilor ingerati. De asemenea, el facilitează digestia proteinelor, cu precădere a celei implicate în digestie, pepsina. Valoarea mică a pH-ului favorizează activarea pepsinogenului, precursorul pepsinei. După iesirea din stomac, acidul este neutralizat de către duoden si bicarbonat de sodiu.Mucusul gastric, secretat de celulele mucipare gastrice, are rol în apărarea celulelor mucoasei gastrice de actiunea acidului clorhidric, ca si bicarbonatul de sodiu. Dacă acest mecanism de protectie cedează, pot apărea boli ca ulcer sau arsuri stomacale (pirozis). Medicamentele din clasa antiacidelor, inhibitoare ale secretiei gastrice, inhibitorii pompei de protoni sau substantele prokinetice au rol în neutralizarea acidului. Sub formă de săruri în cantităti mari în zăcămintele de sare si în apa mărilor si oceanelor.

Chimie

Hidrogenul clorurat este un acid monoprotic, adică poate disocia o singură dată în apă prin cedarea unui proton. În solutia apoasă de acid clorhidric, ionul H+ reactionează cu apa pentru a forma ionul hidroniu, H3O+:

HCl + H2O → H3O+ + Cl−

Celălalt ion care se formează este anionul clorură, Cl−. Acidul clorhidric poate fi folosit pntru a prepara sărurile sale numite „cloruri” (de eyemplu, clorura de sodiu). Este un acid puternic, disociind complet în apă.Acizii monoprotici prezintă o singură constantă de disociere, Ka, ce indică gradul de disociere în apă. Pentru un acid tare cum este acidul clorhidirc, valoarea acesteia este mare, existând încercări teoretice de a-i determina valoarea exactă. Când se adaugă cloruri (de exemplu: NaCl) în solutii apoase de acid clorhidric, acestea nu au practic niciun efect asupra pH-ului, deci clorura este o bază conjugată slabă si acidul clorhidric este complet disociat în apă. Astfel, solutiile apoase de tărie medie de HCl au molaritatea egală cu cea a protonului.Dintre cei 6 acizi minerali comuni, acidul clorhidric este acidul monoprotic care participă cel mai putin la reactiile redox. Este unul dintre cei mai usor manevrabili acizi tari, deoarece contine ionul Cl- care nu este toxic. Solutiile de tărie medie sunt destul de stabile la păstrare, mentinându-si proprietătile timp îndelungat. În plus, el este un bun agent de acidulare si este des utilizat pentru titrarea bazelor. Acidul clorhidric azeotrop de concentratie 20% poate fi utilizat ca etalon primar în cadrul analizei cantitative, desi concentratia sa depinde de presiunea atmosferică din timpul preparării.Acidul clorhidric este adesea folosit pentru prepararea probelor în analiza chimică. În solutii concentrate, el dizolvă unele metale cu formare de cloruri metalice si hidrogen gazos, reactionând si cu anumiti compusi bazici cum ar fi CaCO3 sau CuO, formând cloruri dizolvate ce pot fi ulerior analizate.

Utilizare

Acidul este folosit pe scară largă în industria chimică, ca acid anorganic.Acidul clorhidric este folosit în minerit în procesul de prelucrare, flotare a minereurilor, sau în tehnologia fosfatilor.De asemenea este utilizat la purificarea petrolului si gazului natural, ca si în metalurgie, si la cositorit.In laborator acidul este un reactiv folosit frecvent la analize chimice, ca si în procedeele de titrare a unor alcali.

Pagina 10 din 23

Hidracizii Stika Beatrice-Maria

Obtinere

Acidul clorhidrice este preparat prin dizolvarea în apă a hidrogenului clorurat. Acesta poate fi produs utilizând o diversitate de metode (vezi Hidrogen clorurat#Producere). Obtinerea acidului la scală industrială este adesea în strânsă legătură cu prepararea altor compusi chimici.

În industrie

Acidul clorhidric este obtinut ca solutii de concentratie 38% HCl. Sunt posibile si concentratii mai mari (peste 40%), dar rata de evaporare este foarte ridicată, fiind necesare măsuri suplimentare de precautie cum ar fi cresterea presiunii si a temperaturii pentru a putea fi depozitat sau manipulat. Cantitatea principală produsă la nivel industrial este de 30%-40%, fiind optimizată pentru usurinta transportului si pentru a limita degajarea vaporilor de HCl. Solutiile utilizate în scop casnic (în special la curătenie) în Statele Unite au o concentratie cuprinsă între 10% si 12%, mentionându-se necesitatea diluării înainte de folosire. Aceleasi valori sunt valabile si în Regatul Unit.Cei mai importanti producători la nivel mondial sunt Dow Chemical cu 2 milioane de tone anual, FMC Corporation, Georgia Gulf Corporation, Tosoh Corporation, Akzo Nobel si Tessenderlo cu valori cuprinse între 0,5 si 1,5 tone pe an. Cantitătile obtinute la nivel mondial de acid clorhidric sunt estimate la 20 Mt/an, dintre care 3 Mt se obtin prin sinteză directă, iar restul este produs secundar din alte sinteze. Cea mai mare cantitate de HCl este consumată de producător, iar piata deschisă este estimată la 5 Mt/an.

Proprietăti fizice

Din informatiile furnizate de spectroscopia în IR si Raman si din valoarea momentului electric s-a stabilit că în molecula acidului clorhidric, cei doi atomi sunt legati covalent. În stare gazoasă, acidul disociează în elemente, la valori înalte ale temperaturii. De exemplu, gradul de disociere la 300 ° C si 1 atm este de 3·10-7%, iar la 1000 ° C este de 0,014%. Un volum de apă dizolvă cca 450 volume de HCl gazos, reactia fiind exotermă (ΔH= -17,4 kcla/mol). Densitatea solutiei apoase este mai mare decât a apei.

ConcentratieDensitate

Molaritate

pHVâscozitate

capacitatecalorică

Presiune de vapori

Punct de fierbere

Punct de topire

kg HCl/kg 

kg HCl/m3

Baumé

kg/l mol/dm3 mPa·skJ/(kg·K)

Pa °C °C

10% 104.80 6.6 1.048 2.87−0.5

1.16 3.47 0.527 103 −18

20% 219.60 13 1.098 6.02−0.8

1.37 2.99 27.3 108 −59

30% 344.70 19 1.149 9.45 −1. 1.70 2.60 1,410 90 −52

Pagina 11 din 23

Hidracizii Stika Beatrice-Maria

0

32% 370.88 20 1.159 10.17−1.0

1.80 2.55 3,130 84 −43

34% 397.46 21 1.169 10.90−1.0

1.90 2.50 6,733 71 −36

36% 424.44 22 1.179 11.64−1.1

1.99 2.46 14,100 61 −30

38% 451.82 23 1.189 12.39−1.1

2.10 2.43 28,000 48 −26

Temperaturile si presiunile sunt la 20 °C si o atmosferă(101.325 kPa).

Temperatura de topire funcţie de concentraţia HCl în apă.

Acidul clorhidric este un gaz incolor, cu miros puternic, iritant. Densitatea sa relativă este de 1,12601 si greutatea unui litru de 1,6394 g. Gazul fumegă la aer cu formare de picături hidratate de HCl. Răcit la 10 ° C si la o presiune de 40 atm se condensează sub forma unui lichid incolor. Punctul de fierbere este de -83,7 ° C, iar cel de topire este de -112 ° C.În stare solidă se prezintă ca o masă albă cristalină. Cristalizează într-o retea cubică moleculară. Temperatura si presiunea critică au valorile 51,46 ° C si, respectiv, 81,6 atm. În stare lichidă nu conduce curentul electric. Formează un amestec azeotrop cu apa ce contine 20,24% HCl si distilă la 110 ° C.Dizolvarea PCl3 si PCl5 si a unor substante organice (eter, cetonă, acid, nitril, amină, etc.) conduc la cresterea conductibilitătii. În cazul dizolvării unor cloruri metalice în HCl s-a pus în evidentă formarea unor ioni complecsi (de ex. [AgCl4]3-).

Reactii

Acidul clorhidric atacă metalele( formând cloruri si apă), cu exceptia metalelor nobile ca aurul, tantalul (germaniul), cuprul, argintului si mercurul (numai în absenta oxigenului).

Acidul poate fi folosit la curătirea metalelor (ruginei) prin îndepărtarea (oxizilor) de ex. de pe cupru:

Un amestec al acidului clorhidric si acid azotic, numit apă regală atacă aurul:

Pagina 12 din 23

Hidracizii Stika Beatrice-Maria

Măsuri de protectie

In contact cu pielea acidul produce arsuri, vaporii lui sunt de asemenea caustici. In cazul contactului cu acid se recomandă până la sosirea doctorului spălarea abundentă cu apă a pielii. De asemenea unele sapunuri continand o cantitate prea mare de soda caustica pot leza pielea si mai rau.

1. prin reactia acidului cu nitratul de argint2. prin formarea unui precipitat cu amoniacul (bază slabă)3. prin eliberarea clorului în reactia cu oxidul de mangan (IV)

Concentratia de acid clorhidric se stabileste prin titrare cu o solutie de sodă caustică cu o concentratie cunoscută, sau prin fotometrie.

Fluor - stare naturala, proprietati, fluorina si alte minerale cu Fluor

Simbolul F; numarul atomic Z=9; masa atomica A=18,9984;valenta I.

Stare naturala

Fluorul se gaseste in natura numai combinat. Compusii principali ai fluorului sunt fluorita sau fluorura de calciu (CaF2), criolita sau hexafluoroaluminatul de sodiu (NaAlF6) si fosfat de calciu .

Proprietati fizice

Fluorul este un gaz de culoare verzui-galbena, cu miros patrunzator si iritant. Este mai greu decat aerul (densitatea=1,3). Poate fi lichefiat la –188 grade Celsius si solidificat la –223 grade Celsius.

Proprietati chimice

In molecula de fluor, cei doi atomi sunt uniti printr-o legatura simpla de doi electroni sau o legatura “sigma” . Fluorul este si cel mai reactiv dintre toate nemetalele, deoarece are raza atomica mica si prin aceasta el manifesta o puternica tendinta sa accepte electroni. Reactivitatea mare a moleculei se datoreste in primul rand energiei de legatura, care permite o rupere usoara a moleculei de fluor, in atomi de fluor, si in al doilea rand faptului ca fluorul este cel mai electronegativ dintre halogeni si dintre toate celelalte nemetale.

Pagina 13 din 23

Hidracizii Stika Beatrice-Maria

Se combina direct cu toate elementele, cu exceptia oxigenului si azotului; cu aceste elemente se combina indirect. xf591d6257hffp

Fluorita si alte minerale cu Fluor

Din clasa fluoritelor fac parte fluorita- CaF2, care contine 48,8% F si 51,2% Ca si criolitul – Na3AlF6 . Varietatile galbene contin si Cl, sub forma unui amestec izomorf. Ca impuritati mai poate contine Fe2O3, pamanturi rare, uneori U si He.Proprietatea de a fi fluorescenta (numire care vine de la Fluorita) prin incalzire (termoluminiscenta) sau sub actiunea razelor ultraviolete se datoreste impuritatilor sau unor cauze structurale.Fluorita se prezinta de obicei sub forma unor cristale cubice verzi, violete , galbui , negre-violete, sau chiar incolore. Prin incalzire culoarea dispare , dar revine dupa ce a fost expusa la raze Roentgen. Cristalele incolore devin violete sub actiunea vaporilor de calciu metalic si a descarcarilor electrice, ceea ce pare a dovedi ca, in unele cazuri, culoarea se datoreste atomilor neutri de calciu din reteaua cristalina .

Utilizari

Cu toate ca Fluorul a fost obtinut prin electroliza inca acum 70 de ani , utilizarile lui erau foarte restranse.In prezent cea mai mare parte din productie de fluorita (70%) se utilizeaza in metalurgie, ca fondant. In baia electrilitica pentru obtinerea aluminiului se introduce un amestec de alumina (Al2O3), fluorita si criolit, care scade punctul de topire de la 2020 grade Celsius – cat are alumina – la 950 grade Celsius. Acidul fluorhidric, se foloseste la gravarea pe sticla, precum si la prepararea apei oxigenate din peroxid de sodiu. Pentru obtinerea unei tone de acid fluorhidric sunt necesare 2,2 tone de fluorita.Industria optica intrebuinteaza varietatile incolore si transparente de fluorita, pentru fabricarea unor lentile cu ajutorul carora se elimina aberatia sferica si cromatica a obiectivelor microscoapelor . Aceste varietati de fluorina sunt foarte cautate si valoroase.In ultimii ani, intrebuintarile fluorului au crescut foarte mult, datorita utilizarii lui la fluorurarea hidrocarburilor utilizate ca lubrifiant la temperaturi inalte, precum si faptului ca, introdus in doze foarte mici in apa potabila in locul clorului , ca agent de sterilizare, el impiedica formarea cariilor dentare, intucat intra in compozitia emailului de pe dinti. Se foloseste, de asemena la fabricarea unor materiale plastice intrebuintate in industria chimica, imprimandu-le rezistente mari la coroziune.In prezent unii compusi ai fluorului se utilizeaza ca oxidanti ai combustibililor pentru propulsarea rachetelor, fiind considerati cei mai puternici oxidanti. Fluorul, impreuna cu amoniacul, sunt mult superiori oxidantilor folositi in mod curent- oxigenul sau acidul azotic. Manipulare compusilor fluorului este insa anevoioasa, fiind gazos, toxic, costisitor si coroziv.Fluorita se utilizeaza pentru sinteza insecticidelor si ca fondant la obtinerea emailurilor. Din variatiile frumos cristalizate si colorate se confectioaneaza obiecte ornamentale.

Fluorina in Romania

In tara noastra nu se cunosc pana acum zacaminte de fluorita. Se gaseste insa asociata cu baritina, uneori chiar in proportie de 7%. Se gaseste uneori fluorita in unele zacaminte metalifere din nordul Transilvaniei (Cavnic), din Muntii Apuseni sau din Banat. Pe teritoriul comunei Cavnic (jud. Maramures) , in Valea Furnicarului, s-au executat lucrari de cercetare de mica amploare, pentru urmarirea unor roci hidrotermalizate. Grosimea acestor iviri este de 1 m. Sunt formate din cateva vinisoare de cuart, pirita si putina fluorina compacta, alba. Tot in

Pagina 14 din 23

Hidracizii Stika Beatrice-Maria

grupul minier Baia Mare a fost semnalata prezenta fluorinei in Mina Roata, pe filonul Ana-Nicolae.

Zacaminte din alte tari

Exploatarea pe scara industriala a fluoritei a inceput spre sfarsitul sec al 18 lea in Marea Britanie, apoi in S.U.A., si abia in prima jumatete a sec al 19-lea in Franta.Desi fluorita este foarte raspandita in natura, concentratiile care sa formeze zacaminte exploatabile, in conditii avantajoase, nu abunda . In Europa occidentala se gasesc zacaminte filoniene cu un continut ridicat, dar de extindere limitata. Zacamintele localizate- de cele mai multe ori- in formatiuni sedimentare de varste diferite (S.U.A. si Mexic) sunt mai frecvente. Ele au un continut mai mic de fluorina, dar prezinta o mare dezvoltare. In majoritatea cazurilor fluoriTa constituie componetul principal, daca nu singurul, care poate fi valorificat.Exista si situatii in care fluorita este asociata cu mineralele metalifere, in special plumb si zinc. Continutul in fluorita poate avea un caracter determinant asupra exploatarii unor astfel de zacaminte.Punerea in valoare a zacamintelor de fluorita a urmat progresului inregistrat de industrie. Cea mai mare parte a rezervelor cu importanta economica (60%) sunt concentrate in regiunea continentului nord-amrerican si in Europa centrala si de sud.

Acid fluorhidric

Acidul fluorhidric (HF) este un acid sub formă de solutie apoasă incoloră, cu un miros puternic întepător. Acidul atacă sticla, având un efect caustic asupra pielii si mucoaselor. O solutie apoasă de acid cu o concentratie de 38,2 % cu 112 °C punct de fierbere, care depinde de concenrtratia amestecului. Din cauza faptului că reactioneză cu sticla, acidul se păstrează în vase de teflon, metalice sau din material plastic.

Mod de obtinere

Procedeul tehnic de obtinere al acidului fluorhidric este încălzirea fluorurii de calciu cu acid sulfuric concentrat:CaF2 + H2SO4 --> 2 HF + CaSO4

Proprietăti

Proprietăti chimice

Acidul fluorhidric este un acid de tărie medie, având valoarea pKs = 3,14. Acidul nu atacă aurul si platina, atacă putin argintul, cuprul si plumbul. Este singurul acid care atacă cuartul, formând tetrasilicati de fluor SiF4 (un gaz toxic).

Pagina 15 din 23

Hidracizii Stika Beatrice-Maria

Utilizare

Acidul fluorhidric este folosit la gravarea metalelor si sticlei, sticla devenind mată la locul de contact cu acidul. Este de asemenea mult utilizat în producerea cipurilor pentru computer, în galvanizare, la curătarea fatadelor sau la îndepărtarea cuartului de pe fluorină, prin dizolvarea crustelor de silicati, fluorina rămâne intactă. Este folosit ca diluant al silicatilor în metodele analitice din stiintele geologice. Este folosit, de asemenea, si la purificarea benzinei (prin metoda alchenilor), sau ca si catalizator în producerea carburantilor cu cifre octanice ridicate.O utilizare la fel de importantă este la îmbogătirea uraniului, sau în industria petrolului unde este aplicat în combinatie cu acid clorhidric sau acizi organici.

IODUL

Iodul (greaca ιώδης, iodes, însemnand „violet”) este un element chimic, notat cu simbolul I, cu numarul atomic 53. Are un singur izotop natural stabil, cu masa atomica relativa 127, al carui nucleu contine 74 de neutroni.Iodul este al doilea element dintre grupa halogenilor, poseda o reactivitate slaba si o electropozitivitate ridicata. Ca substanta elementara, la fel ca toti halogenii, iodul prezinta molecula diatomica (I2).Datorita proprietatilor sale chimice, iodul este un agent bactericid, sporicid, protoacid, cisticid si virucid, aspecte care îi confera aplicabilitate în diverse domenii stiintifice si tehnice. Iodul si compusii lui sunt folositi în medicina, fotografie si industria vopselelor. Este un element chimic cu o abundenta relativ redusa în sistemul Solar si în scoarta terestra. Iodurile sunt foarte slab solubile în apa, totusi, elementul este prezent într-o concentratie mai mare în apa marilor, aspect ce explica dependenta de iod a metabolismului animalelor si a unor plante, fiind cel mai greu element asimilabil de catre organismele vii (doar tungstenul este mai greu, fiind întalnit în enzimele unor bacterii). A fost descoperit în 1811 de catre Courtois în cenusa plantelor marine. Gay-Lussac constata analogia lui cu clorul si îl numeste iod, datorita vaporilor sai violeti.Iodul este un oligoelement esential pentru organismul uman, fiind indispensabil pentru sinteza hormonilor tiroidieni. Carenta sau excesul de iod au efecte nocive asupra organismului. Carenta cronica de iod determina scaderea sintezei de hormoni tiroidieni, cu gusa endemica si manifestari clinice de hipotiroidie (mixedem, nanism tiroidian, cretinism etc.), iar excesul de iod determina manifestari de hipertiroidie (exoftalmie, iritabilitate, hiperfagie, tulburari de ritm cardiac etc.).

Descoperire

Iodul a fost descoperit din întamplare în anul 1811 de catre Bernard Courtois (1777–1838), un farmacist al armatei franceze. Ulterior, se va alatura companiei tatalui sau, ce fabrica salpetru de Chile, una din componentele prafului de pusca, foarte solicitat la aceea data, fiind folosit în cadrul Razboaielor napoleoniene.

Pagina 16 din 23

Hidracizii Stika Beatrice-Maria

O bucata de iod cristalizat

Courtois prepara salpetru prin adaugarea acidului sulfuric în cenusa algelor marine. Într-o zi, acesta a adaugat acid sulfuric în exces, cauzand formarea unor vapori violeti care în contact cu obiecte reci desublimau, formand cristale închise la culoare. Ulterior acestei întamplari, a efectuat numeroase experimente asupra cristalelor, iar rezultatele obtinute le-a publicat în anul 1813.

Vapori de iod

Courtois a împartit mostre din noul element chimic prietenilor sai, Charles-Bernard Desormes si Nicolas Clement, ambii chimisti, care au întreprins o serie de investigatii sistematice. În anul 1813, la data de 29 noiembrie, acestia au prezentat iodul la Institutul Imperial Francez. Faptul ca acesta era un nou element a fost dovedit de catre Joseph-Louis Gay-Lussac si confirmat de catre Humphry Davy. La 10 decembrie 1813, Davy a trimis un raport Societatii Regale din Londra, care a fost citit la reuniunea din data de 20 ianuarie 1814.Astfel, initial, britanicii au crezut ca Davy a fost primul care a demonstrat ca iodul este un element nou, nestiind de dovada paralela a lui Gay-Lussac. Polemica asupra prioritatii descoperirii a continuat pana la împlinirea centenarului descoperirii în 1913. Mostre autentice de iod ale lui Courtois au fost expuse la eveniment, iar contributia sa la descoperire a fost în final recunoscuta. Chiar si asa, Gay-Lussac a fost primul care avea sa afirme ca iodul este un element chimic nou, fiind cel care i-a dat numele actual, de la grecescul iodes, ce înseamna „violaceu”.

Structura atomica

Atomul de iod reprezentat cu straturi electronice

Structura atomului de iod este determinata de numarul nucleonilor din nucleul atomic, astfel ca pentru izotopul sau natural, 127I, iodul are 53 de protoni si 74 de neutroni. Numarul

Pagina 17 din 23

Hidracizii Stika Beatrice-Maria

neutronilor poate varia de la 55 pana la 91, în functie de izotop. Raza atomica medie este de 140Å, iar volumul molar al iodului chimic pur, în conditii fizice normale, este de 25,74 cm³/mol. Raza covalenta este de 1,33Å.

Configuratia electronica a atomului de iod este urmatoarea:

nivelul K: 1s2

nivelul L: 2s2p6

nivelul M: 3s2p6d10

nivelul N: 4s2p6d10

nivelul O: 5s2p5

Raspandire pe Pamant

Iodul este relativ raspandit în natura, fiind al 47-lea element chimic ca abundenta în scoarta terestra, însa este foarte dispersat în aceasta, aspect care îngreuneaza extragerea sa. Principalele surse naturale de iod sunt zacamintele de salpetru de Chile (NaNO3) si salpetru de India (KNO3), fiind întalnit chiar si în proportie de 1%. Iodurile însotesc clorurile si bromurile, însa în acestea sunt prezente în concentratii mai mici. Cantitati mari de iod se întalnesc în apa marilor, desi concentratia medie de iod în apa este de numai 2–3 mg I2/l. Concentrarea iodului din apa de catre algele marine explica prezenta elementului în cenusa acestora (sub forma de iodura de potasiu în concentratie de pana la 0,4%). Apele sondelor petroliere contin 25–60 g I2/m³; unele ape minerale contin de asemenea iod.Compusii organoiodici sunt sintetizati de formele de viata marine, cel mai raspandit compus fiind iodometanul. Cantitatea totala de iodometan produsa anual de mediul biogenerator marin este de 214 kilotone. Iodometanul volatil este descompus prin reactii de oxidare în atmosfera, instaurandu-se astfel un circuit natural al iodului. Desi este un element prezent în concentratii reduse, varecul si alte plante stocheaza iodul, introducandu-l astfel în lantul trofic.

Circuitul iodului în natura

În jur de 400.000 de tone de iod sunt produse de catre ocean sau organismele marine pe an. Cea mai mare parte din aceasta cantitate este depozitata pe sol, unde devine o parte a ciclului biologic. Microorganismele din sol au un rol semnificativ în aceasta activitate, iar ciupercile sunt cunoscute pentru acumularea iodului, desi o parte din el se reîntoarce în oceane prin rauri. S-a aratat ca plantatiile de orez emit iodura de metil — CH3I — si ca acestea confera 4% din iodul atmosferic.În unele regiuni, precum Stepa Baraba din Rusia, nivelul iodului din sol poate sa fie de 300 ppm, iar în solurile de-a lungul coastelor Japoniei si Țarii Galilor sa atinga 150 ppm. Totusi, regiunile expuse eroziunii solului prin fenomene glaciare si pluviale devin sarace în iod, fiind locurile unde prezenta gusei endemice are o frecventa ridicata. Gusa endemica este o afectiune cauzata de deficitul de iod si este prezenta la peste 29% din populatia globului.

Pagina 18 din 23

Hidracizii Stika Beatrice-Maria

Proprietati fizice

Iod ce sublimeaza

Iodul, la temperatura camerei, este o substanta solida, de culoare cenusiu-violacee, cristalizata, cu un miros specific si luciu metalic. Punctul de topire al iodului este 113,6 °C, iar cel de fierbere 185,24 °C. În ciuda temperaturii mari de fierbere, iodul se volatilizeaza chiar si la temperatura camerei prin procesul denumit sublimare. Fiind pastrat în vase etanse cu scopul de a preîntampina pierderea de substanta solida prin sublimare, pe partea de sus a peretilor vasului se poate observa, cu timpul, depunerea cristalelor de iod datorata desublimarii vaporilor din interiorul recipientului. Molecula de iod este diatomica, iar disocierea termica a acesteia are loc la temperaturi mai mari de 680 °C. La 1600 °C, disocierea este totala.Iodul în stare solida cristalizeaza în sistem ortorombic cu fete centrate avand simbolul oF8 în notatia Pearson, structura cristalina fiind similara cu cea a fosforului negru. Structura cristalina a iodului molecular nu prezinta proprietatea de alotropie.O alta proprietate fizica a iodului este solubilitatea scazuta în apa: în conditii fizice normale, solubilitatea relativa a iodului în apa este de 1:6000, la temperatura de 20 °C este de 1:3450, iar la 50 °C are valoarea de 1:1280. Dizolvandu-se, formeaza apa de iod, de culoare galbena-bruna. Pe de alta parte, iodul este usor solubil în solventi organici oxigenati, formand solutii colorate în brun, datorita reactiilor de solvatare sau în solventi organici neoxigenati, cu care formeaza solutii colorate în violet. Solubilitatea mare a iodului în solventii organici nemiscibili cu apa este utilizata în extragerea acestuia din solutii apoase. Iodul se dizolva usor în solutii apoase concentrate de ioduri alcaline sau acid iodhidric, dand solutii brune, datorita formarii ionului I3

-. Aceasta proprietate este folosita la prepararea tincturii de iod în farmacii.

Proprietati chimice

Avand o afinitate mai mica fata de electroni decat clorul si bromul, iodul prezinta electronegativitatea 2,5, fiind astfel prezent caracterul electronegativ inferior bromului, reactionand mai putin violent.Iodul reactioneaza direct cu unele nemetale, cu hidrogen, metale si substante compuse si se combina direct cu sulful si fosforul.Reactia iodului cu fluorul are loc la temperatura camerei, formandu-se pentafluorura de iod. La 250 °C aceeasi reactie conduce la formarea heptafluorurii de iod. Prin controlarea conditiilor de reactie (−45 °C, suspensie în CFCl3), este posibila izolarea trifluorurii de iod.I2(s) + 5F2(g) → 2IF5(l) [compus incolor]I2(g) + 7F2(g) → 2IF7(g) [compus incolor]

Pagina 19 din 23

Hidracizii Stika Beatrice-Maria

I2(s) + 3F2(g) → 2IF3(s) [compus galben]Cu hidrogenul reactioneaza la 440 °C formand acid iodhidric. Cu oxigenul nu se combina direct, însa compusii sai oxigenati sunt mai stabili decat cei analogi clorului si bromului. Cu unele metale, precum fierul sau mercurul, reactioneaza la temperatura obisnuita, formand iodurile respective. Fata de apa, hidroxizi alcalini si hidrocarburi se comporta în mod analog cu clorul si bromul.Acidul azotic oxideaza iodul, formand acidul iodic, care la temperatura camerei este o substanta solida cu cristale lucioase:3I2 + 10HNO3 → 6HIO3 + 10NO + 2H2OLa încalzire, acidul iodic, prin pierdere partiala de apa, la temperatura de 110 °C se topeste. La temperatura de 200 °C, acidul iodic se deshidrateaza complet, formand pentaoxidul de iod:6HIO3 → 2(HI3O8) + 2H2O2(HI3O8) → 3I2O5 + H2OCaracterul oxidant al iodului este inferior celor doi halogeni. Astfel, tiosulfatul de sodiu este oxidat la tetrationat de sodiu si nu la sulfat, ca în cazul clorului:I2 + 2Na2SSO3 =Na2S2[S2]2-O6 + 2NaIReactia este cantitativa si sta la baza iodometriei, metoda de analiza frecvent utilizata în chimia analitica.Iodul formeaza cu amidonul, mai precis cu amiloza din acesta, un compus de incluziune de tip aduct, cu o compozitie înca necunoscuta. Ca si structura, macromoleculele de amiloza adopta o configuratie de tip helix în care spatiul interior cu diametrul de 5Å este ocupat de atomii de iod care se leaga prin intermediul unor catene liniare, de culoare albastra-intensa. Prin încalzirea lui la 70–100 °C, culoarea dispare si reapare la racire. Amilopectina din amidon, cu structura macromoleculara ramificata cu lanturi legate între ele prin intermediul gruparilor aldehidice CH2, formeaza un complex de culoare violacee-purpurie. Aceasta este o reactie utilizata în identificarea iodului.

Compusii chimici ai iodului

Acizi

Acidul iodhidricAcidul iodhidric, HI, care prezinta proprietati similare cu cele ale acidului clorhidric si bromhidric, este un gaz obtinut prin încalzirea blanda a unui amestec de fosfor si iod, de 1:16, stratificat cu nisip umed sau sticla pisata, într-un tub mic. Gazul poate fi colectat de mercur sau absorbit de apa, daca este nevoie de solutie acida. Aceasta reactie este foarte violenta datorita proprietatilor celor doua elemente chimice.PI3 + 3 H2O → H3PO3 + 3 HIAcidul iodhidric, în conditii obisnuite, este un gaz incolor cu un puternic miros sufocant. Fumega în aer si este absorbit de apa la fel ca acidul clorhidric. Are solubilitate mare în apa, un litru de apa pura putand dizolva 400 l de acid iodhidric. Este un acid tare cu un pronuntat caracter caustic.Reactia cu oxizii metalelor are ca produs de reactie apa si ioduri. Reactionand cu o solutie de argint se formeaza un precipitat alb-galbui de iodura de argint, cu solutie de plumb un precipitat galben de iodura de plumb si cu peroxid de mercur un precipitat de diiodura de mercur de culoare rosie.

Acidul iodic

Acidul iodic, HIO3, este o substanta analoaga acizilor clorici si bromici, foarte solubila în apa si cu gust foarte acru; se dizolva usor în iod si oxigen. Poate fi descompus de catre acizii clorhidric, bromhidric, sulfihdric si sulfuros, eliminandu-se iodul.Acidul iodic contine iod în

Pagina 20 din 23

Hidracizii Stika Beatrice-Maria

starea de oxidare +5, fiind unul din cei mai stabili oxiacizi ai halogenilor în stare pura. Cand are loc încalzirea, se deshidrateaza în pentaoxid de iod.

Acidul periodic

Acidul periodic, HIO7, este o substanta formata atunci cand clorul este plasat într-o solutie fierbinte, ce contine 7 parti de carbonat de sodiu în 100 de parti de apa, din care o parte de iod este în suspensie, unde se formeaza o sare alba; sarea este periodatul de soda.La încalzire, acest acid este descompus în oxigen si acid iodic.

Sulful (pucioasa) – metaloid de culoare gălbuie, cu miros neplăcut, care se găseşte în natură în stare nativă sau în combinaţii, întrebuinţat mai ales în tehnică şi în medicină.

- se află aşezat în sistemul periodic în grupa a VI a, perioada a 3-a, Z = 16, A = 32.

Proprietăţile sulfului

• substanţă solidă, sfărâmicioasă, de culoare galbenă, are densitatea mai mare decât apa, este insolubil în apă, dar solubil în sulfura de carbon;• la temperatură ridicată, sulful devine plastic;• rău conducător de căldură şi electricitate.• sulful arde în aer si rezultă dioxidul de sulf;s + o2 = so2

sulf – oxigen – dioxid de sulf• sulful se combină cu hidrogenul, rezultând hidrogenul sulfurat;S + H2 = H2Ssulf – hidrogen-  hidrogen sulfurat• unele metale reacţionează cu sulful, formându-se săruri numite sulfuri.S + Na = Na2Ssulf – sodiu -  sulfura de sodiuS + Mg =   MgSsulfura de magneziu -  sulf  – magneziu

Utilizarile sulfului :

• obţinerea coloranţilor;• obţinerea acidului sulfuric;• rafinarea petrolului;• obţinerea prafului de puşcă;• vulcanizarea cauciucului;• combaterea dăunătorilor în agricultură, etc.

Acidul sulfhidric (denumit uneori si hidrogen sulfurat, formula chimica H2S) este un acid anorganic slab. În stare pură este un gas incolor, inflamabil, toxic, cu un miros puternic, asemănător celui de ouă stricate (de fapt mirosul ouălor stricate se datorează în mare parte prezentei acidului sulfhidric). Sărurile acidului sulfhidric se numesc sulfuri.

Pagina 21 din 23

Hidracizii Stika Beatrice-Maria

Răspândire

In natură acidul sulhidric poate fi întâlnit, în diverse concentratii, în petrol si gaze naturale, în gazele vulcanilor precum si dizolvat in apa unor izvoare. Deasemeni, acidul sulfhidric mai este produs de bacterii in procesul de putrezire a biomasei (cadavre de animale, resturi de plante, fecale, gunoi menajer, etc.) Mai este prezent si pe fundul Marii Negre la o adancime mai mare de 200 de metri.Sărurile sale, sulfurile, sunt foarte răspundite în natură sub forma de minerale si minereuri.

Utilizare

Acidul este folosit în industria chimică la sinteza unor compusi organici precum si a sulfurilor; în industria extractivă la purificarea metalelor din minereuri si în chimia analitică pentru analiza calitativă (si cantitativă) a cationilor.

Obtinere

Acidul se obtine în laborator prin reactia dintre acidul clorhidric si sulfura de fier în asa numinul aparat Kipp:

In industrie acidul sulhidric se poate obtine prin reactia dintre hidrogen gazos si sulf elementar topit, la 450°C.

Proprietăti

Acidul sulfhidric este doar putin mai greu decât aerul. Un litru de apa dizolva la temperatura camerei 2,582 litri de acid sulfhidric gazos.

Acidul sulfhidric este foarte toxic. Desi mirosul sau caracteristic este foarte puternic, acesta nu este permanent sesizabil, pe durata expunerii nasul obisnuidu-se cu el. Actiunea sa toxica este una complexa, el afectând diverse functii ale organismului. Cea mai importanta este cea asupra sângelui, unde, prin formare unui complex cu fierul, blochează transportul oxigenului.

Pagina 22 din 23

Hidracizii Stika Beatrice-Maria

BIBLIOGRAFIE

www.wikipedia.ro Cartea de chimie anorganica si analitica de Cristiana Radulescu vol2.

Pagina 23 din 23