- décrire les couleurs et la tendance en volatilité du chlore, du brome et de l'iode
- décrire et expliquer la tendance en force de liaison des molécules halogénées
- interpréter la volatilité des éléments en termes de forces dipôle instantané–dipôle induit
Groupe 17
Chimie A-Level · Sujet 11
7:28
Groupe 17
Voici trois solutions incolores. Elles ont l'air exactement identiques. L'une est un chlorure, l'autre un bromure, l'autre un iodure — mais vous ne pouvez pas dire laquelle est laquelle par…
Narration en anglais · Sous-titres anglais + 中文 incrustés
11.1
Propriétés physiques des halogènes
Programme
Source : Programme Cambridge International
Les halogènes 卤素 sont les éléments du groupe 族 17. Ils existent sous forme de molécules diatomiques ($\text{Cl}_2$, $\text{Br}_2$, $\text{I}_2$). En descendant le groupe :
| Élément | Couleur et état à température ambiante |
|---|---|
| chlore | gaz vert pâle |
| brome | liquide rouge-brun |
| iode | solide gris-noir (vapeur violette) |
La volatilité 挥发性 (la facilité avec laquelle une substance se transforme en vapeur) diminue en descendant le groupe : le chlore est un gaz, mais l'iode est un solide. Cela s'explique par le fait que les molécules deviennent plus grandes et possèdent plus d'électrons, ce qui renforce les forces de dipôle instantané 瞬时偶极 et de dipôle induit 诱导偶极 entre elles. Des forces plus fortes sont plus difficiles à briser, donc le point d'ébullition augmente et la volatilité diminue.
L'énergie de liaison 键能 (résistance de la liaison) des molécules $\text{X}\text{–}\text{X}$ diminue généralement de $\text{Cl}_2$ à $\text{I}_2$, car les électrons partagés sont plus éloignés des noyaux dans les atomes plus grands.
Explorer
Expérience sur les tendances physiques des halogènes
Suivez les halogènes dans le groupe et liez l'état, la couleur et la volatilité.
Vocabulaire
Entrainer
| Anglais | Chinois | Pinyin |
|---|---|---|
| halogen/ˈhælədʒn/ | 卤素 | lǔ sù |
| group/ɡruːp/ | 族 | zú |
| volatility/ˌvɒləˈtɪlɪti/ | 挥发性 | huī fā xìng |
| instantaneous dipole/ˌɪnstənˈteɪnɪəs ˈdaɪpəʊl/ | 瞬时偶极 | shùn shí ǒu jí |
| induced dipole/ɪnˈdjuːst ˈdaɪpəʊl/ | 诱导偶极 | yòu dǎo ǒu jí |
| bond energy/bɒnd ˈenədʒi/ | 键能 | jiàn néng |
| oxidising agent/ˈɒksɪdaɪzɪŋ ˈeɪdʒənt/ | 氧化剂 | yǎng huà jì |
| hydrogen halide/ˈhaɪdrədʒn ˈhælaɪd/ | 卤化氢 | lǔ huà qīng |
| thermal stability/ˈθɜːml stəˈbɪlɪti/ | 热稳定性 | rè wěn dìng xìng |
| halide ion/ˈhælaɪd ˈaɪɒn/ | 卤离子 | lǔ lí zi |
| reducing agent/rɪˈdjuːsɪŋ ˈeɪdʒənt/ | 还原剂 | huán yuán jì |
11.2
Propriétés chimiques des halogènes et des halogénures d'hydrogène
Programme
- décrire la réactivité relative des éléments en tant qu'agents oxydants
- décrire les réactions des éléments avec l'hydrogène et expliquer leur réactivité relative dans ces réactions
- décrire les stabilités thermiques relatives des hydracides et les expliquer en termes de forces de liaison
Source : Programme Cambridge International
Halogènes comme agents oxydants
Chaque halogène réagit en gagnant un électron pour former un ion $1-$, agissant ainsi comme un agent oxydant 氧化剂. Ce pouvoir diminue en descendant le groupe, car les atomes plus grands attirent moins fortement un électron supplémentaire. Un halogène plus réactif peut déplacer un halogène moins réactif de son sel :
$$\text{Cl}_2 + 2\text{KBr} \rightarrow 2\text{KCl} + \text{Br}_2$$
Réactions avec l'hydrogène
Chaque halogène réagit avec l'hydrogène pour former un halogénure d'hydrogène 卤化氢 :
$$\text{H}_2 + \text{Cl}_2 \rightarrow 2\text{HCl}$$
La réaction devient moins vigoureuse en descendant le groupe : le chlore réagit explosivement à la lumière, le brome nécessite de la chaleur, et l'iode réagit lentement et uniquement partiellement.
Stabilité thermique des halogénures d'hydrogène
La stabilité thermique 热稳定性 des halogénures d'hydrogène diminue en descendant le groupe. La liaison H–X s'affaiblit lorsque l'atome d'halogène s'agrandit, de sorte que HI se dissocie sous un léger chauffage tandis que HCl est très stable.
Explorer
Expérience sur les halogènes et les halogénures d'hydrogène
Classifiez la chimie des halogènes selon leur force oxydante et réductrice.
11.3
Réactions des ions halogénures
Programme
- décrire la réactivité relative des ions halogénures en tant qu'agents réducteurs
- décrire et expliquer les réactions des ions halogénures avec : (a) les ions argent aqueux suivis d'ammoniaque aqueux (la formation et la formule du complexe $[\text{Ag}(\text{NH}_3)_2]^+$ ne sont pas requises) (b) l'acide sulfurique concentré, y compris les équations chimiques équilibrées
Source : Programme Cambridge International
Ions halogénures comme agents réducteurs
Un ion halogénure 卤离子 (comme $\text{Cl}^-$) peut céder un électron, agissant comme un agent réducteur 还原剂. Ce pouvoir augmente en descendant le groupe, car un ion plus grand retient moins fermement son électron externe.
Réaction avec les ions argent aqueux
Ajoutez du nitrate d'argent aqueux, puis de l'ammoniaque 氨 aqueuse, pour identifier l'halogénure d'après la couleur du précipité 沉淀 d'halogénure d'argent :
| Halogénure | Précipité avec $\text{Ag}^+$ | Solubilité dans l'ammoniaque |
|---|---|---|
| $\text{Cl}^-$ | blanc | se dissout dans l'ammoniaque dilué |
| $\text{Br}^-$ | crème | se dissout uniquement dans l'ammoniaque concentré |
| $\text{I}^-$ | jaune | insoluble dans l'ammoniaque |
Réaction avec l'acide sulfurique concentré
Tous les halogénures produisent d'abord l'halogénure d'hydrogène. Les halogénures inférieurs sont ensuite oxydés par l'acide, car ce sont des agents réducteurs plus forts :
$$\text{NaCl} + \text{H}_2\text{SO}_4 \rightarrow \text{NaHSO}_4 + \text{HCl}$$
- Le chlorure ne donne que $\text{HCl}$ (pas de redox).
- Le bromure donne également du $\text{Br}_2$ brun et du $\text{SO}_2$.
- L'iodure donne $\text{I}_2$ et les gaz odorants $\text{H}_2\text{S}$ et $\text{SO}_2$, car $\text{I}^-$ est le plus fort agent réducteur.
Explorer
Expérience de test des ions halogénures
Reliez les preuves des ions halogénures à l'ion présent.
Vocabulaire
Entrainer
| Anglais | Chinois | Pinyin |
|---|---|---|
| ammonia/æˈməʊnɪə/ | 氨 | ān |
| precipitate/prɪˈsɪpɪteɪt/ | 沉淀 | chén diàn |
| oxidation number/ˌɒksɪˈdeɪʃn ˈnʌmbə/ | 氧化数 | yǎng huà shù |
| disproportionation/ˌdɪsprəˈpɔːʃəneɪʃn/ | 歧化 | qí huà |
| water purification/ˈwɔːtə ˌpjʊərɪfɪˈkeɪʃn/ | 水净化 | shuǐ jìng huà |
| bacteria/bækˈtɪərɪə/ | 细菌 | xì jūn |
11.4
Réactions du chlore
Programme
- décrire et interpréter, en termes de changements de nombre d'oxydation, la réaction du chlore avec l'hydroxyde de sodium aqueux froid et chaud, et les reconnaître comme des réactions de disproportionation
- expliquer, y compris par une équation, l'utilisation du chlore dans la purification de l'eau, y compris la production des espèces actives $\text{HOCl}$ et $\text{ClO}^-$ qui tuent les bactéries
Source : Programme Cambridge International
Avec l'hydroxyde de sodium
Avec de l'hydroxyde de sodium froid et dilué, le chlore réagit pour former du chlorure et du chlorate(I) :
$$\text{Cl}_2 + 2\text{NaOH} \rightarrow \text{NaCl} + \text{NaClO} + \text{H}_2\text{O}$$
Avec de l'hydroxyde de sodium chaud et concentré, il forme du chlorure et du chlorate(V) :
$$3\text{Cl}_2 + 6\text{NaOH} \rightarrow 5\text{NaCl} + \text{NaClO}_3 + 3\text{H}_2\text{O}$$
Dans les deux cas, le numéro d'oxydation 氧化数 du chlore monte et descend (à partir de $0$), donc ce sont toutes deux des réactions de disproportionnement 歧化.
Chlore dans la purification de l'eau
Un peu de chlore est ajouté à l'eau pour la purification de l'eau 水净化. Il réagit avec l'eau :
$$\text{Cl}_2 + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{HOCl} + \text{HCl}$$
L'espèce active $\text{HOCl}$ et $\text{ClO}^-$ tue les bactéries 细菌, rendant l'eau sûre à boire.
Exemple résolu. Les solides $\text{NaCl}$, $\text{NaBr}$ et $\text{NaI}$ sont chacun chauffés avec de l'acide $\text{H}_2\text{SO}_4$ concentré. Prédisez les produits. Le pouvoir réducteur augmente en descendant le groupe, donc chaque halogénure réduit l'acide sulfurique jusqu'à un degré différent. $\text{Cl}^{-}$ est trop faible pour le réduire du tout, vous obtenez donc seulement de la vapeur d'acide $\text{HCl}$ - une réaction acido-basique. $\text{Br}^{-}$ le réduit légèrement : $\text{HBr}$ plus du $\text{Br}_2$ brun et du $\text{SO}_2$. $\text{I}^{-}$ est le plus fort agent réducteur : $\text{HI}$ plus $\text{I}_2$, et il pousse tout le soufre jusqu'à $\text{H}_2\text{S}$, avec son odeur d'œuf pourri. Tous les halogénures donnent d'abord l'halogénure d'hydrogène ; les produits supplémentaires n'apparaissent que là où l'halogénure est un agent réducteur suffisamment fort pour attaquer le soufre.
Explorer
Voie de réaction du chlore
Suivez le chlore du traitement de l'eau aux réactions redox.
11.4
Conseils d'examen
- Les halogènes deviennent moins réactifs en descendant le groupe (plus difficile de gagner un électron) ; le pouvoir oxydant diminue.
- Déplacement : un halogène plus réactif déplace un halogénure moins réactif — indiquez le changement de couleur.
- Testez les ions halogénures avec $\text{AgNO}_3$ : blanc ($\text{Cl}^-$), crème ($\text{Br}^-$), jaune ($\text{I}^-$), puis confirmez avec de l'ammoniaque dilué/concentré.
- Le chlore avec l'eau et avec du $\text{NaOH}$ froid sont des disproportionnements — montrez les changements de numéro d'oxydation.
Leçons interactives sur ce sujet
Traversez-le étape par étape, avec des exercices à vérification instantanée.