Ядерных исследований Дубны. Фтор представляет собой ядовитый и реакционноспособный бледно-желтый газ. Хлор – тяжелый ядовитый с неприятным запахом хлорки светло-зеленый газ. Бром – ядовитая красно-бурая жидкость, способная поражать обонятельный нерв, содержится в ампулах, т.к. имеет свойство летучести. Йод – легко возгоняющиеся ядовитые фиолетово-черные кристаллы. Астат – радиоактивные сине-черные кристаллы, период самого долгого изотопа равен 8,1 часа.Все галогены реагируют практически со всеми простыми веществами, за исключением нескольких . Являются энергичными окислителями, поэтому их можно встретить только в виде соединений. Химическая активность галогенов с увеличением порядкового номера уменьшается.Галогены имеют высокую активность окисления, уменьшающуюся при переходе от фтора к иоду. Самый активный – фтор, реагирующий со всеми металлами. Многие из металлов в атмосфере этого элемента самовоспламеняются и выделяют большое количество теплоты. Без нагревания фтор может реагировать и со многими неметаллами, при этом все реакции – . Фтор реагирует с благородными () газами при облучении.Свободный хлор, несмотря на то, что его активность меньше, чем у фтора, тоже очень реакционноспособен. Хлор может реагировать со всеми простыми веществами, кроме кислорода, азота и инертных газов. Этот элемент вступает в реакцию и со многими сложными веществами, замещения и присоединения с углеводородами. При нагревании хлор вытесняет бром, а также йод, из их соединений с металлами или водородом.Химическая активность также достаточно велика, хотя и меньше, чем у фтора или хлора, поэтому бром в основном используется в жидком состоянии и его исходные концентрации при остальных равных условиях больше, чем у хлора. Этот элемент, аналогично , растворяется в воде и, частично реагируя с ней, создает «бромную воду».Йод отличается по химической активности от остальных галогенов. Он не может реагировать с большинством неметаллов, а с металлами реагирует только при нагревании и очень медленно. Реакция является сильно обратимой и эндотермической. Йод же в воде нерастворим и даже при нагревании не сможет ее окислить, поэтому «йодной воды» не существует. Йод может растворяться в растворах йодидов с образованием комплексных анионов.Астат реагирует с водородом и металлами.Химическая активность галогенов от фтора к йоду последовательно уменьшается. Каждый галоген вытесняет последующий из его соединений с металлами или водородом, т.е. каждый галоген в виде простого вещества может окислить галоген-ион любого из следующих галогенов.
Химия Элементов
Неметаллы VIIА-подгруппы
Элементы VIIА-подгруппы являются типичными неметаллами с высокой
электротрицательностью, они имеют групповое название – «галогены».
Основные вопросы, рассматриваемые в лекции
Общая характеристика неметаллов VIIА-подгруппы. Электронное строение, важнейшие характеристики атомов. Наиболее характерные сте-
пени окисления. Особенности химии галогенов.
Простые вещества.
Природные соединения.
Соединения галогенов
Галогенводородные кислоты и их соли. Соляная и плавиковая ки-
слота, получение и применение.
Галогенидные комплексы.
Бинарные кислородные соединения галогенов. Неустойчивость ок-
Окислительно-восстановительные свойства простых веществ и со-
единений. Реакции диспропорционирования. Диаграммы Латимера.
Исполнитель: | Мероприятие № | ||||||||||||||||
Химия элементов VIIA-подгруппы
Общая характеристика
Марганец |
||||||||
Технеций |
||||||||
VIIА-группу образуют р-элементы: фтор F, хлор
Cl, бром Br, иод I и астат At.
Общая формула валентных электронов – ns 2 np 5 .
Все элементы VIIА-группы – типичные неметаллы.
Как видно из распреде- |
|||||||
ления валентных электронов |
|||||||
по орбиталям атомам | не хватает всего одного электрона |
для формирования устойчивой восьмиэлектронной обо-
лочки, поэтому у них сильно выражена тенденция к
присоединению электрона.
Все элементы легко образуют простые однозаряд-
ные анионы Г – .
В форме простых анионов элементы VIIА-группы находятся в природной воде и в кристаллах природных солей, например, галита NaCl, сильвина KCl, флюорита
CaF2 .
Общее групповое название элементов VIIА-
группы «галогены» , т. е. «рождающие соли», связано с тем, что большинство их соединений с металлами пред-
ставляет собой типичные соли (CaF2 , NaCl, MgBr2 , KI), ко-
торые могут быть получены при непосредственном взаи-
модействии металла с галогеном. Свободные галогены получают из природных солей, поэтому название «галогены» также переводят, как «рожденные из солей».
Исполнитель: | Мероприятие № | ||||||||||||||||
Минимальная степень окисления (–1) является наиболее устойчивой
у всех галогенов.
Некоторые характеристики атомов элементов VIIА-группы приведены в
Важнейшие характеристики атомов элементов VIIА-группы
Относитель- | Сродство | ||||||
ная электро- | |||||||
отрицатель- | ионизации, | ||||||
ность (по | |||||||
Поллингу) | |||||||
увеличение числа | |||||||
электронных слоев; | |||||||
увеличение размера | |||||||
уменьшение элек- | |||||||
троотрицательности |
Галогены отличаются высоким сродством к электрону (максимальным у
Cl) и очень большой энергией ионизации (максимальной у F) и максимально
возможной в каждом из периодов электроотрицательностью. Фтор – самый
электроотрицательный из всех химических элементов.
Наличие одного неспаренного электрона в атомах галогенов обуславли-
вает объединение атомов в простых веществах в двухатомные молекулы Г2 .
Для простых веществ галогенов наиболее характерны окислитель-
ные свойства , наиболее сильные у F2 и ослабевающие при переходе к I2 .
Галогены характеризуются наибольшей реакционной способностью из всех неметаллических элементов. Фтор даже среди галогенов выделя-
ется чрезвычайно высокой активностью.
Элемент второго периода – фтор наиболее сильно отличается от дру-
гих элементов подгруппы . Это общая закономерность для всех неметаллов.
Исполнитель: | Мероприятие № | ||||||||||||||||
Фтор , как самый электроотрицательный элемент,не проявляет поло-
жительных степеней окисления . В любых соединениях, в том числе с ки-
слородом, фтор находится в степени окисления (-1).
Все остальные галогены проявляют положительные степени окис-
ления вплоть до максимальной +7.
Наиболее характерные степени окисления галогенов:
F : -1, 0;
Cl, Br, I: -1, 0, +1, +3, +5, +7.
У Cl известны оксиды, в которых он находится в степенях окисления: +4 и +6.
Наиболее важными соединениями галогенов, в положительных сте-
пенях окисления, являются кислородсодержащие кислоты и их соли.
Все соединения галогенов в положительных степенях окисления яв-
ляются сильными окислителями.
жуточную степень окисления. Диспропорционированию способствует щелочная среда.
Практическое применение простых веществ и кислородных соедине-
ний галогенов связано главным образом с их окислительным действием.
Самое широкое практическое применение находят простые вещества Cl2
и F2 . Наибольшее количество хлора и фтора расходуется в промышленном ор-
ганическом синтезе: в производстве пластмасс, хладоагентов, растворителей,
ядохимикатов, лекарств. Значительное количество хлора и йода используется для получения металлов и для их рафинирования. Хлор используется также
для отбеливания целлюлозы, для обеззараживания питьевой воды и в произ-
водстве хлорной извести и соляной кислоты. Соли оксокислот используются в производстве взрывчатых веществ.
Исполнитель: | Мероприятие № | ||||||||||||||||
Широкое практическое применение находят кислоты – соляная и плави-
Фтор и хлор принадлежат к двадцати самым распространенным элемен-
там, значительно меньше в природе брома и иода. Все галогены находятся в природе в степени окисления (–1). Лишь йод встречается в виде соли KIO3 ,
которая как примесь входит в чилийскую селитру (KNO3 ).
Астат – искусственно полученный радиоактивный элемент (его нет в природе). Неустойчивость At отражается в названии, которое происходит от греч. «астатос» – «неустойчивый». Астат является удобным –излучателем для радиотерапии раковых опухолей.
Простые вещества
Простые вещества галогенов образованы двухатомными молекулами Г2 .
В простых веществах при переходе от F2 к I2 с увеличением числа элек-
тронных слоев и возрастанием поляризуемости атомов происходит усиление
межмолекулярного взаимодействия, приводящее к изменению агрегатного со-
стояния при стандартных условиях.
Фтор (при обычных условиях) – желтый газ, при –181о С переходит в
жидкое состояние.
Хлор – желто-зеленый газ, переходит в жидкость при –34о С. С цветом га-
за связано название Cl, оно происходит от греческого «хлорос» – «желто–
зеленый». Резкое повышение температуры кипения у Cl2 по сравнению с F2 ,
указывает на усиление межмолекулярного взаимодействия.
Бром – темно-красная, очень летучая жидкость, кипит при 58,8о С. На-
звание элемента связано с резким неприятным запахом газа и образовано от
«бромос» – «зловонный».
Йод – темно-фиолетовые кристаллы, со слабым «металлическим» бле-
ском, которые при нагревании легко возгоняется, образуя фиолетовые пары;
при быстром охлаждении | паров до 114о С | образуется жидкость. Температура |
|||||||||||||||||
Исполнитель: | Мероприятие № | ||||||||||||||||||
кипения йода равна 183о С. От цвета паров йода происходит его название –
«иодос» – «фиолетовый».
Все простые вещества имеют резкий запах и являются ядовитыми.
Вдыхание их паров вызывает раздражение слизистых оболочек и дыхательных органов, а при больших концентрациях – удушье. Во время первой мировой войны хлор применяли в качестве отравляющего вещества.
Газообразный фтор и жидкий бром вызывают ожоги кожи. Работая с га-
логенами, следует соблюдать меры предосторожности.
Поскольку простые вещества галогенов образованы неполярными моле-
кулами, они хорошо растворяются в неполярных органических растворителях:
спирте, бензоле, четыреххлористом углероде и т. п. В воде хлор, бром и иод ограниченно растворимы, их водные растворы называют хлорной, бромной и иодной водой. Лучше других растворяется Br2 , концентрация брома в насы-
щенном растворе достигает 0,2 моль/л, а хлора – 0,1 моль/л.
Фтор разлагает воду:
2F2 + 2H2 O = O2 + 4HF
Галогены проявляют высокую окислительную активность и перехо-
дят в галогенидные анионы.
Г2 + 2e– 2Г–
Особенно высокой окислительной активностью обладает фтор. Фтор окисляет благородные металлы (Au, Pt).
Pt + 3F2 = PtF6
Взаимодействует даже с некоторыми инертными газами (криптоном,
ксеноном и радоном), например,
Xe + 2F2 = XeF4
В атмосфере F2 горят многие очень устойчивые соединения, например,
вода, кварц (SiO2 ).
SiO2 + 2F2 = SiF4 + O2
Исполнитель: | Мероприятие № | ||||||||||||||||
В реакциях с фтором даже такие сильные окислители, как азотная и сер-
ная кислота, выступают в роли восстановителей, при этом фтор окисляет вхо-
дящий в их состав О(–2).
2HNO3 + 4F2 = 2NF3 + 2HF + 3O2 H2 SO4 + 4F2 = SF6 + 2HF + 2O2
Высокая реакционная способность F2 создает трудности с выбором кон-
струкционных материалов для работы с ним. Обычно для этих целей использу-
ют никель и медь, которые, окисляясь, образуют на своей поверхности плотные защитные пленки фторидов. Название F связано с его агрессивным действи-
ем, оно происходит от греч. «фторос» – «разрушающий».
В ряду F2 , Cl2 , Br2 , I2 окислительная способность ослабевает из-за уве-
личения размера атомов и уменьшения электроотрицательности.
В водных растворах окислительные и восстановительные свойства ве-
ществ обычно характеризуют с помощью электродных потенциалов. В таблице приведены стандартные электродные потенциалы (Ео , В) для полуреакций вос-
становления галогенов. Для сравнения также приведено значение Ео для ки-
слорода – самого распространенного окислителя.
Стандартные электродные потенциалы для простых веществ галогенов
Ео , В, для реакции |
|||||||||||||
O2 + 4e– + 4H+ 2H2 O |
|||||||||||||
Ео , В | |||||||||||||
для электродной | |||||||||||||
2Г– +2е– = Г2 | |||||||||||||
Уменьшение окислительной активности
Как видно из таблицы, F2 – окислитель значительно более сильный,
чем О2 , поэтому F2 в водных растворах не существует, он окисляет воду,
восстанавливаясь до F– . Судя по значению Eо окислительная способность Cl2
Исполнитель: | Мероприятие № | ||||||||||||||||
также выше, чем у О2 . Действительно при длительном хранении хлорной воды происходит ее разложение с выделением кислорода и с образованием HCl. Но реакция идет медленно (молекула Cl2 заметно прочнее, чем молекула F2 и
энергия активации для реакций с хлором выше), быстрее происходит диспро-
порционирование:
Cl2 + H2 O HCl + HOCl
В воде оно не доходит до конца (К = 3,9 . 10–4 ), поэтому Cl2 существует в водных растворах. Еще большей устойчивостью в воде характеризуются Br2 и I2 .
Диспропорционирование это очень характерная окислительно-
восстановительная реакция для галогенов. Диспропорционирование уси-
ливается в щелочной среде.
Диспропорционирование Cl2 в щелочи приводит к образованию анионов
Cl– и ClO– . Константа диспропорционирования равна 7,5. 1015 .
Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H2 O
При диспропорционировании йода в щелочи образуются I– и IO3 – . Ана-
логично йоду диспропорционирует Br2 . Изменение продукта диспропорцио-
нирования обусловлено тем, что анионы ГО– и ГО2 – у Br и I неустойчивы.
Реакция диспропорционирования хлора используется в промышленно-
сти для получения сильного и быстро действующего окислителя гипохлорита,
белильной извести, бертолетовой соли.
3Cl2 + 6 KOH = 5KCl + KClO3 + 3H2 O
Исполнитель: | Мероприятие № | ||||||||||||||||
Взаимодействие галогенов с металлами
Галогены энергично взаимодействуют со многими металлами, например:
Mg + Cl2 = MgCl2 Ti + 2I2 TiI4
ГалогенидыNa + , в которых металл имеет низкую степень окисления (+1, +2),
– это солеобразные соединения с преимущественно ионной связью. Как прави-
ло, ионные галогениды – это твердые вещества с высокой температурой плав-
Галогениды металлов, в которых металл имеет высокую степень окисле-
ния, – это соединения с преимущественно ковалентной связью.
Многие из них при обычных условиях являются газами, жидкостями или легкоплавкими твердыми веществами. Например, WF6 – газ, MoF6 – жидкость,
TiCl4 – жидкость.
Взаимодействие галогенов с неметаллами
Галогены непосредственно взаимодействуют со многими неметаллами:
водородом, фосфором, серой и др. Например:
H2 + Cl2 = 2HCl 2P + 3Br2 = 2PBr3 S + 3F2 = SF6
Связь в галогенидах неметаллов преимущественно ковалентная.
Обычно эти соединения имеют невысокие температуры плавления и кипения.
При переходе от фтора к йоду ковалентный характер галогенидов усиливается.
Ковалентные галогениды типичных неметаллов являются кислотными соединениями; при взаимодействии с водой они гидролизуются с образованием кислот. Например:
PBr3 + 3H2 O = 3HBr + H3 PO3
PI3 + 3H2 O = 3HI + H3 PO3
PCl5 + 4H2 O = 5HCl + H3 POинтерга-
лиды . В этих соединениях более легкий и более электроотрицательный галоген находится в степени окисления (–1), а более тяжелый – в положительной сте-
пени окисления.
За счет непосредственного взаимодействия галогенов при нагревании получаются: ClF, BrF, BrCl, ICl. Существуют и более сложные интергалиды:
ClF3 , BrF3 , BrF5 , IF5 , IF7 , ICl3 .
Все интергалиды при обычных условиях – жидкие вещества с низкими температурами кипения. Интергалиды имеют высокую окислительную ак-
тивность . Например, в парах ClF3 горят такие химически устойчивые вещества, как SiO2 , Al2 O3 , MgO и др.
2Al2 O3 + 4ClF3 = 4 AlF3 + 3O2 + 2Cl2
Фторид ClF 3 – агрессивный фторирующий реагент, действующий быст-
рее F2 . Его применяют в органических синтезах и для получения защитных пленок на поверхности никелевой аппаратуры для работы с фтором.
В воде интергалиды гидролизуются с образованием кислот. Например,
ClF5 + 3H2 O = HClO3 + 5HF
Галогены в природе. Получение простых веществ
В промышленности галогены получают из их природных соединений. Все
процессы получения свободных галогенов основаны на окислении галоге-
нид-ионов.
2Г – Г2 + 2e–
Значительное количество галогенов находится в природных водах в виде анионов: Cl– , F– , Br – , I– . В морской воде может содержаться до 2,5 % NaCl.
Бром и иод получают из воды нефтяных скважин и морской воды.
Исполнитель: | Мероприятие № | ||||||||||||||||
ОБЩАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА
Галогены (от греч. halos - соль и genes - образующий) - элементы главной подгруппы VII группы периодической системы: фтор, хлор, бром, йод, астат.
Таблица. Электронное строение и некоторые свойства атомов и молекул галогенов
Символ элемента | |||||
Порядковый номер | |||||
Строение внешнего электронного слоя |
2s 2 2p 5 |
3s 2 3p 5 |
4s 2 4p 5 |
5s 2 5p 5 |
6s 2 6p 5 |
Энергия ионизации, эв |
17,42 |
12,97 |
11,84 |
10,45 |
~9,2 |
Сродство атома к электрону, эв |
3,45 |
3,61 |
3,37 |
3,08 |
~2,8 |
Относительная электроотрицательность (ЭО) |
~2,2 |
||||
Радиус атома, нм |
0,064 |
0,099 |
0,114 |
0,133 |
|
Межъядерное расстояние в молекуле Э 2 , нм |
0,142 |
0,199 |
0,228 |
0,267 |
|
Энергия связи в молекуле Э 2 (25°С), кДж/моль | |||||
Степени окисления |
1, +1, +3, |
1, +1, +4, |
1, +1, +3, |
||
Агрегатное состояние |
Бледно-зел. |
Зел-желт. |
Бурая |
Темн-фиол. |
Черные |
t°пл.(°С) | |||||
t°кип.(°С) | |||||
r (г * см -3 ) |
1,51 |
1,57 |
3,14 |
4,93 |
|
Растворимость в воде (г / 100 г воды) |
реагирует |
2,5: 1 |
0,02 |
1) Общая электронная конфигурация внешнего энергетического уровня - nS2nP5.
2) С возрастанием порядкового номера элементов увеличиваются радиусы атомов, уменьшается электроотрицательность, ослабевают неметаллические свойства (увеличиваются металлические свойства); галогены - сильные окислители, окислительная способность элементов уменьшается с увеличением атомной массы.
3) Молекулы галогенов состоят из двух атомов.
4) С увеличением атомной массы окраска становится более темной, возрастают температуры плавления и кипения, а также плотность.
5) Сила галогеноводородных кислот возрастает с увеличением атомной массы.
6) Галогены могут образовывать соединения друг с другом (например, BrCl)
ФТОР И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ
Фтор F2 - открыл А. Муассан в 1886 г.
Физические свойства
Газ светло-желтого цвета; t°пл.= -219°C, t°кип.= -183°C.
Получение
Электролиз расплава гидрофторида калия KHF2:
Химические свойства
F2 - самый сильный окислитель из всех веществ:
1. 2F2 + 2H2O ® 4HF + O2
2. H2 + F2 ® 2HF (со взрывом)
3. Cl2 + F2 ® 2ClF
Фтористый водород
Физические свойства
Бесцветный газ, хорошо растворим в воде t°пл. = - 83,5°C; t°кип. = 19,5°C;
Получение
CaF2 + H2SO4(конц.) ® CaSO4 + 2HF
Химические свойства
1) Раствор HF в воде - слабая кислота (плавиковая):
HF « H+ + F-
Соли плавиковой кислоты - фториды
2) Плавиковая кислота растворяет стекло:
SiO2 + 4HF ® SiF4+ 2H2O
SiF4 + 2HF ® H2 гексафторкремниевая кислота
ХЛОР И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ
Хлор Cl2 - открыт К. Шееле в 1774 г.
Физические свойства
Газ желто-зеленого цвета, t°пл. = -101°C, t°кип. = -34°С.
Получение
Окисление ионов Cl- сильными окислителями или электрическим током:
MnO2 + 4HCl ® MnCl2 + Cl2 + 2H2O
2KMnO4 + 16HCl ® 2MnCl2 + 5Cl2 + 2KCl + 8H2O
K2Cr2O7 + 14HCl ® 2CrCl3 + 2KCl + 3Cl2 + 7H2O
электролиз раствора NaCl (промышленный способ):
2NaCl + 2H2O ® H2 + Cl2 + 2NaOH
Химические свойства
Хлор - сильный окислитель.
1) Реакции с металлами:
2Na + Cl2 ® 2NaCl
Ni + Cl2 ® NiCl2
2Fe + 3Cl2 ® 2FeCl3
2) Реакции с неметаллами:
H2 + Cl2 –hn® 2HCl
2P + 3Cl2 ® 2PClЗ
3) Реакция с водой:
Cl2 + H2O « HCl + HClO
4) Реакции со щелочами:
Cl2 + 2KOH –5°C® KCl + KClO + H2O
3Cl2 + 6KOH –40°C® 5KCl + KClOЗ + 3H2O
Cl2 + Ca(OH)2 ® CaOCl2(хлорная известь) + H2O
5) Вытесняет бром и йод из галогеноводородных кислот и их солей.
Cl2 + 2KI ® 2KCl + I2
Cl2 + 2HBr ® 2HCl + Br2
Соединения хлора
Хлористый водород
Физические свойства
Бесцветный газ с резким запахом, ядовитый, тяжелее воздуха, хорошо растворим в воде (1: 400).
t°пл. = -114°C, t°кип. = -85°С.
Получение
1) Синтетический способ (промышленный):
H2 + Cl2 ® 2HCl
2) Гидросульфатный способ (лабораторный):
NaCl(тв.) + H2SO4(конц.) ® NaHSO4 + HCl
Химические свойства
1) Раствор HCl в воде - соляная кислота - сильная кислота:
HCl « H+ + Cl-
2) Реагирует с металлами, стоящими в ряду напряжений до водорода:
2Al + 6HCl ® 2AlCl3 + 3H2
3) с оксидами металлов:
MgO + 2HCl ® MgCl2 + H2O
4) с основаниями и аммиаком:
HCl + KOH ® KCl + H2O
3HCl + Al(OH)3 ® AlCl3 + 3H2O
HCl + NH3 ® NH4Cl
5) с солями:
CaCO3 + 2HCl ® CaCl2 + H2O + CO2
HCl + AgNO3 ® AgCl¯ + HNO3
Образование белого осадка хлорида серебра, нерастворимого в минеральных кислотах используется в качестве качественной реакции для обнаружения анионов Cl- в растворе.
Хлориды металлов - соли соляной кислоты, их получают взаимодействием металлов с хлором или реакциями соляной кислоты с металлами, их оксидами и гидроксидами; путем обмена с некоторыми солями
2Fe + 3Cl2 ® 2FeCl3
Mg + 2HCl ® MgCl2 + H2
CaO + 2HCl ® CaCl2 + H2O
Ba(OH)2 + 2HCl ® BaCl2 + 2H2O
Pb(NO3)2 + 2HCl ® PbCl2¯ + 2HNO3
Большинство хлоридов растворимы в воде (за исключением хлоридов серебра, свинца и одновалентной ртути).
Хлорноватистая кислота HCl+1O
H–O–Cl
Физические свойства
Существует только в виде разбавленных водных растворов.
Получение
Cl2 + H2O « HCl + HClO
Химические свойства
HClO - слабая кислота и сильный окислитель:
1) Разлагается, выделяя атомарный кислород
HClO –на свету® HCl + O
2) Со щелочами дает соли - гипохлориты
HClO + KOH ® KClO + H2O
2HI + HClO ® I2¯ + HCl + H2O
Хлористая кислота HCl+3O2
H–O–Cl=O
Физические свойства
Существует только в водных растворах.
Получение
Образуется при взаимодействии пероксида водорода с оксидом хлора (IV), который получают из бертоллетовой соли и щавелевой кислоты в среде H2SO4:
2KClO3 + H2C2O4 + H2SO4 ® K2SO4 + 2CO2 + 2СlO2 + 2H2O
2ClO2 + H2O2 ® 2HClO2 + O2
Химические свойства
HClO2 - слабая кислота и сильный окислитель; соли хлористой кислоты - хлориты:
HClO2 + KOH ® KClO2 + H2O
2) Неустойчива, при хранении разлагается
4HClO2 ® HCl + HClO3 + 2ClO2 + H2O
Хлорноватая кислота HCl+5O3
Физические свойства
Устойчива только в водных растворах.
Получение
Ba (ClO3)2 + H2SO4 ® 2HClO3 + BaSO4¯
Химические свойства
HClO3 - Сильная кислота и сильный окислитель; соли хлорноватой кислоты - хлораты:
6P + 5HClO3 ® 3P2O5 + 5HCl
HClO3 + KOH ® KClO3 + H2O
KClO3 - Бертоллетова соль; ее получают при пропускании хлора через подогретый (40°C) раствор KOH:
3Cl2 + 6KOH ® 5KCl + KClO3 + 3H2O
Бертоллетову соль используют в качестве окислителя; при нагревании она разлагается:
4KClO3 –без кат® KCl + 3KClO4
2KClO3 –MnO2 кат® 2KCl + 3O2
Хлорная кислота HCl+7O4
Физические свойства
Бесцветная жидкость, t°кип. = 25°C, t°пл.= -101°C.
Получение
KClO4 + H2SO4 ® KHSO4 + HClO4
Химические свойства
HClO4 - очень сильная кислота и очень сильный окислитель; соли хлорной кислоты - перхлораты.
HClO4 + KOH ® KClO4 + H2O
2) При нагревании хлорная кислота и ее соли разлагаются:
4HClO4 –t°® 4ClO2 + 3O2 + 2H2O
KClO4 –t°® KCl + 2O2
БРОМ И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ
Бром Br2 - открыт Ж. Баларом в 1826 г.
Физические свойства
Бурая жидкость с тяжелыми ядовитыми парами; имеет неприятный запах; r= 3,14 г/см3; t°пл. = -8°C; t°кип. = 58°C.
Получение
Окисление ионов Br - сильными окислителями:
MnO2 + 4HBr ® MnBr2 + Br2 + 2H2O
Cl2 + 2KBr ® 2KCl + Br2
Химические свойства
В свободном состоянии бром - сильный окислитель; а его водный раствор - "бромная вода" (содержащий 3,58% брома) обычно используется в качестве слабого окислителя.
1) Реагирует с металлами:
2Al + 3Br2 ® 2AlBr3
2) Реагирует с неметаллами:
H2 + Br2 « 2HBr
2P + 5Br2 ® 2PBr5
3) Реагирует с водой и щелочами:
Br2 + H2O « HBr + HBrO
Br2 + 2KOH ® KBr + KBrO + H2O
4) Реагирует с сильными восстановителями:
Br2 + 2HI ® I2 + 2HBr
Br2 + H2S ® S + 2HBr
Бромистый водород HBr
Физические свойства
Бесцветный газ, хорошо растворим в воде; t°кип. = -67°С; t°пл. = -87°С.
Получение
2NaBr + H3PO4 –t°® Na2HPO4 + 2HBr
PBr3 + 3H2O ® H3PO3 + 3HBr
Химические свойства
Водный раствор бромистого водорода - бромистоводородная кислота еще более сильная, чем соляная. Она вступает в те же реакции, что и HCl:
1) Диссоциация:
HBr « H+ + Br -
2) С металлами, стоящими в ряду напряжения до водорода:
Mg + 2HBr ® MgBr2 + H2
3) с оксидами металлов:
CaO + 2HBr ® CaBr2 + H2O
4) с основаниями и аммиаком:
NaOH + HBr ® NaBr + H2O
Fe(OH)3 + 3HBr ® FeBr3 + 3H2O
NH3 + HBr ® NH4Br
5) с солями:
MgCO3 + 2HBr ® MgBr2 + H2O + CO2
AgNO3 + HBr ® AgBr¯ + HNO3
Соли бромистоводородной кислоты называются бромидами. Последняя реакция - образование желтого, нерастворимого в кислотах осадка бромида серебра служит для обнаружения аниона Br - в растворе.
6) HBr - сильный восстановитель:
2HBr + H2SO4(конц.) ® Br2 + SO2 + 2H2O
2HBr + Cl2 ® 2HCl + Br2
Из кислородных кислот брома известны слабая бромноватистая HBr+1O и сильная бромноватая HBr+5O3.
ИОД И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ
Йод I2 - открыт Б. Куртуа в 1811 г.
Физические свойства
Кристаллическое вещество темно-фиолетового цвета с металлическим блеском.
r= 4,9 г/см3; t°пл.= 114°C; t°кип.= 185°C. Хорошо растворим в органических растворителях (спирте, CCl4).
Получение
Окисление ионов I- сильными окислителями:
Cl2 + 2KI ® 2KCl + I2
2KI + MnO2 + 2H2SO4 ® I2 + K2SO4 + MnSO4 + 2H2O
Химические свойства
1) c металлами:
2Al + 3I2 ® 2AlI3
2) c водородом:
3) с сильными восстановителями:
I2 + SO2 + 2H2O ® H2SO4 + 2HI
I2 + H2S ® S + 2HI
4) со щелочами:
3I2 + 6NaOH ® 5NaI + NaIO3 + 3H2O
Иодистый водород
Физические свойства
Бесцветный газ с резким запахом, хорошо растворим в воде, t°кип. = -35°С; t°пл. = -51°С.
Получение
I2 + H2S ® S + 2HI
2P + 3I2 + 6H2O ® 2H3PO3 + 6HI
Химические свойства
1) Раствор HI в воде - сильная йодистоводородная кислота:
HI « H+ + I-
2HI + Ba(OH)2 ® BaI2 + 2H2O
Соли йодистоводородной кислоты - йодиды (др. реакции HI см. св-ва HCl и HBr)
2) HI - очень сильный восстановитель:
2HI + Cl2 ® 2HCl + I2
8HI + H2SO4(конц.) ® 4I2 + H2S + 4H2O
5HI + 6KMnO4 + 9H2SO4 ® 5HIO3 + 6MnSO4 + 3K2SO4 + 9H2O
3) Идентификация анионов I- в растворе:
NaI + AgNO3 ® AgI¯ + NaNO3
HI + AgNO3 ® AgI¯ + HNO3
Образуется темно-желтый осадок йодида серебра, нерастворимый в кислотах.
Кислородные кислоты йода
Йодноватая кислота HI+5O3
Бесцветное кристаллическое вещество, t°пл.= 110°С, хорошо растворимое в воде.
Получают:
3I2 + 10HNO3 ® 6HIO3 + 10NO + 2H2O
HIO3 - сильная кислота (соли - йодаты) и сильный окислитель.
Йодная кислота H5I+7O6
Кристаллическое гигроскопичное вещество, хорошо растворимое в воде, t°пл.= 130°С.
Слабая кислота (соли - перйодаты); сильный окислитель.
ОБЩАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА
Галогены (от греч. halos - соль и genes - образующий) - элементы главной подгруппы VII группы периодической системы: фтор, хлор, бром, йод, астат.
Таблица. Электронное строение и некоторые свойства атомов и молекул галогенов
Символ элемента | |||||
Порядковый номер | |||||
Строение внешнего электронного слоя |
2s 2 2p 5 |
3s 2 3p 5 |
4s 2 4p 5 |
5s 2 5p 5 |
6s 2 6p 5 |
Энергия ионизации, эв |
17,42 |
12,97 |
11,84 |
10,45 |
~9,2 |
Сродство атома к электрону, эв |
3,45 |
3,61 |
3,37 |
3,08 |
~2,8 |
Относительная электроотрицательность (ЭО) |
~2,2 |
||||
Радиус атома, нм |
0,064 |
0,099 |
0,114 |
0,133 |
|
Межъядерное расстояние в молекуле Э 2 , нм |
0,142 |
0,199 |
0,228 |
0,267 |
|
Энергия связи в молекуле Э 2 (25°С), кДж/моль | |||||
Степени окисления |
1, +1, +3, |
1, +1, +4, |
1, +1, +3, |
||
Агрегатное состояние |
Бледно-зел. |
Зел-желт. |
Бурая |
Темн-фиол. |
Черные |
t°пл.(°С) | |||||
t°кип.(°С) | |||||
r (г * см -3 ) |
1,51 |
1,57 |
3,14 |
4,93 |
|
Растворимость в воде (г / 100 г воды) |
реагирует |
2,5: 1 |
0,02 |
1) Общая электронная конфигурация внешнего энергетического уровня - nS2nP5.
2) С возрастанием порядкового номера элементов увеличиваются радиусы атомов, уменьшается электроотрицательность, ослабевают неметаллические свойства (увеличиваются металлические свойства); галогены - сильные окислители, окислительная способность элементов уменьшается с увеличением атомной массы.
3) Молекулы галогенов состоят из двух атомов.
4) С увеличением атомной массы окраска становится более темной, возрастают температуры плавления и кипения, а также плотность.
5) Сила галогеноводородных кислот возрастает с увеличением атомной массы.
6) Галогены могут образовывать соединения друг с другом (например, BrCl)
ФТОР И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ
Фтор F2 - открыл А. Муассан в 1886 г.
Физические свойства
Газ светло-желтого цвета; t°пл.= -219°C, t°кип.= -183°C.
Получение
Электролиз расплава гидрофторида калия KHF2:
Химические свойства
F2 - самый сильный окислитель из всех веществ:
1. 2F2 + 2H2O ® 4HF + O2
2. H2 + F2 ® 2HF (со взрывом)
3. Cl2 + F2 ® 2ClF
Фтористый водород
Физические свойства
Бесцветный газ, хорошо растворим в воде t°пл. = - 83,5°C; t°кип. = 19,5°C;
Получение
CaF2 + H2SO4(конц.) ® CaSO4 + 2HF
Химические свойства
1) Раствор HF в воде - слабая кислота (плавиковая):
HF « H+ + F-
Соли плавиковой кислоты - фториды
2) Плавиковая кислота растворяет стекло:
SiO2 + 4HF ® SiF4+ 2H2O
SiF4 + 2HF ® H2 гексафторкремниевая кислота
ХЛОР И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ
Хлор Cl2 - открыт К. Шееле в 1774 г.
Физические свойства
Газ желто-зеленого цвета, t°пл. = -101°C, t°кип. = -34°С.
Получение
Окисление ионов Cl- сильными окислителями или электрическим током:
MnO2 + 4HCl ® MnCl2 + Cl2 + 2H2O
2KMnO4 + 16HCl ® 2MnCl2 + 5Cl2 + 2KCl + 8H2O
K2Cr2O7 + 14HCl ® 2CrCl3 + 2KCl + 3Cl2 + 7H2O
электролиз раствора NaCl (промышленный способ):
2NaCl + 2H2O ® H2 + Cl2 + 2NaOH
Химические свойства
Хлор - сильный окислитель.
1) Реакции с металлами:
2Na + Cl2 ® 2NaCl
Ni + Cl2 ® NiCl2
2Fe + 3Cl2 ® 2FeCl3
2) Реакции с неметаллами:
H2 + Cl2 –hn® 2HCl
2P + 3Cl2 ® 2PClЗ
3) Реакция с водой:
Cl2 + H2O « HCl + HClO
4) Реакции со щелочами:
Cl2 + 2KOH –5°C® KCl + KClO + H2O
3Cl2 + 6KOH –40°C® 5KCl + KClOЗ + 3H2O
Cl2 + Ca(OH)2 ® CaOCl2(хлорная известь) + H2O
5) Вытесняет бром и йод из галогеноводородных кислот и их солей.
Cl2 + 2KI ® 2KCl + I2
Cl2 + 2HBr ® 2HCl + Br2
Соединения хлора
Хлористый водород
Физические свойства
Бесцветный газ с резким запахом, ядовитый, тяжелее воздуха, хорошо растворим в воде (1: 400).
t°пл. = -114°C, t°кип. = -85°С.
Получение
1) Синтетический способ (промышленный):
H2 + Cl2 ® 2HCl
2) Гидросульфатный способ (лабораторный):
NaCl(тв.) + H2SO4(конц.) ® NaHSO4 + HCl
Химические свойства
1) Раствор HCl в воде - соляная кислота - сильная кислота:
HCl « H+ + Cl-
2) Реагирует с металлами, стоящими в ряду напряжений до водорода:
2Al + 6HCl ® 2AlCl3 + 3H2
3) с оксидами металлов:
MgO + 2HCl ® MgCl2 + H2O
4) с основаниями и аммиаком:
HCl + KOH ® KCl + H2O
3HCl + Al(OH)3 ® AlCl3 + 3H2O
HCl + NH3 ® NH4Cl
5) с солями:
CaCO3 + 2HCl ® CaCl2 + H2O + CO2
HCl + AgNO3 ® AgCl¯ + HNO3
Образование белого осадка хлорида серебра, нерастворимого в минеральных кислотах используется в качестве качественной реакции для обнаружения анионов Cl- в растворе.
Хлориды металлов - соли соляной кислоты, их получают взаимодействием металлов с хлором или реакциями соляной кислоты с металлами, их оксидами и гидроксидами; путем обмена с некоторыми солями
2Fe + 3Cl2 ® 2FeCl3
Mg + 2HCl ® MgCl2 + H2
CaO + 2HCl ® CaCl2 + H2O
Ba(OH)2 + 2HCl ® BaCl2 + 2H2O
Pb(NO3)2 + 2HCl ® PbCl2¯ + 2HNO3
Большинство хлоридов растворимы в воде (за исключением хлоридов серебра, свинца и одновалентной ртути).
Хлорноватистая кислота HCl+1O
H–O–Cl
Физические свойства
Существует только в виде разбавленных водных растворов.
Получение
Cl2 + H2O « HCl + HClO
Химические свойства
HClO - слабая кислота и сильный окислитель:
1) Разлагается, выделяя атомарный кислород
HClO –на свету® HCl + O
2) Со щелочами дает соли - гипохлориты
HClO + KOH ® KClO + H2O
2HI + HClO ® I2¯ + HCl + H2O
Хлористая кислота HCl+3O2
H–O–Cl=O
Физические свойства
Существует только в водных растворах.
Получение
Образуется при взаимодействии пероксида водорода с оксидом хлора (IV), который получают из бертоллетовой соли и щавелевой кислоты в среде H2SO4:
2KClO3 + H2C2O4 + H2SO4 ® K2SO4 + 2CO2 + 2СlO2 + 2H2O
2ClO2 + H2O2 ® 2HClO2 + O2
Химические свойства
HClO2 - слабая кислота и сильный окислитель; соли хлористой кислоты - хлориты:
HClO2 + KOH ® KClO2 + H2O
2) Неустойчива, при хранении разлагается
4HClO2 ® HCl + HClO3 + 2ClO2 + H2O
Хлорноватая кислота HCl+5O3
Физические свойства
Устойчива только в водных растворах.
Получение
Ba (ClO3)2 + H2SO4 ® 2HClO3 + BaSO4¯
Химические свойства
HClO3 - Сильная кислота и сильный окислитель; соли хлорноватой кислоты - хлораты:
6P + 5HClO3 ® 3P2O5 + 5HCl
HClO3 + KOH ® KClO3 + H2O
KClO3 - Бертоллетова соль; ее получают при пропускании хлора через подогретый (40°C) раствор KOH:
3Cl2 + 6KOH ® 5KCl + KClO3 + 3H2O
Бертоллетову соль используют в качестве окислителя; при нагревании она разлагается:
4KClO3 –без кат® KCl + 3KClO4
2KClO3 –MnO2 кат® 2KCl + 3O2
Хлорная кислота HCl+7O4
Физические свойства
Бесцветная жидкость, t°кип. = 25°C, t°пл.= -101°C.
Получение
KClO4 + H2SO4 ® KHSO4 + HClO4
Химические свойства
HClO4 - очень сильная кислота и очень сильный окислитель; соли хлорной кислоты - перхлораты.
HClO4 + KOH ® KClO4 + H2O
2) При нагревании хлорная кислота и ее соли разлагаются:
4HClO4 –t°® 4ClO2 + 3O2 + 2H2O
KClO4 –t°® KCl + 2O2
БРОМ И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ
Бром Br2 - открыт Ж. Баларом в 1826 г.
Физические свойства
Бурая жидкость с тяжелыми ядовитыми парами; имеет неприятный запах; r= 3,14 г/см3; t°пл. = -8°C; t°кип. = 58°C.
Получение
Окисление ионов Br - сильными окислителями:
MnO2 + 4HBr ® MnBr2 + Br2 + 2H2O
Cl2 + 2KBr ® 2KCl + Br2
Химические свойства
В свободном состоянии бром - сильный окислитель; а его водный раствор - "бромная вода" (содержащий 3,58% брома) обычно используется в качестве слабого окислителя.
1) Реагирует с металлами:
2Al + 3Br2 ® 2AlBr3
2) Реагирует с неметаллами:
H2 + Br2 « 2HBr
2P + 5Br2 ® 2PBr5
3) Реагирует с водой и щелочами:
Br2 + H2O « HBr + HBrO
Br2 + 2KOH ® KBr + KBrO + H2O
4) Реагирует с сильными восстановителями:
Br2 + 2HI ® I2 + 2HBr
Br2 + H2S ® S + 2HBr
Бромистый водород HBr
Физические свойства
Бесцветный газ, хорошо растворим в воде; t°кип. = -67°С; t°пл. = -87°С.
Получение
2NaBr + H3PO4 –t°® Na2HPO4 + 2HBr
PBr3 + 3H2O ® H3PO3 + 3HBr
Химические свойства
Водный раствор бромистого водорода - бромистоводородная кислота еще более сильная, чем соляная. Она вступает в те же реакции, что и HCl:
1) Диссоциация:
HBr « H+ + Br -
2) С металлами, стоящими в ряду напряжения до водорода:
Mg + 2HBr ® MgBr2 + H2
3) с оксидами металлов:
CaO + 2HBr ® CaBr2 + H2O
4) с основаниями и аммиаком:
NaOH + HBr ® NaBr + H2O
Fe(OH)3 + 3HBr ® FeBr3 + 3H2O
NH3 + HBr ® NH4Br
5) с солями:
MgCO3 + 2HBr ® MgBr2 + H2O + CO2
AgNO3 + HBr ® AgBr¯ + HNO3
Соли бромистоводородной кислоты называются бромидами. Последняя реакция - образование желтого, нерастворимого в кислотах осадка бромида серебра служит для обнаружения аниона Br - в растворе.
6) HBr - сильный восстановитель:
2HBr + H2SO4(конц.) ® Br2 + SO2 + 2H2O
2HBr + Cl2 ® 2HCl + Br2
Из кислородных кислот брома известны слабая бромноватистая HBr+1O и сильная бромноватая HBr+5O3.
ИОД И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ
Йод I2 - открыт Б. Куртуа в 1811 г.
Физические свойства
Кристаллическое вещество темно-фиолетового цвета с металлическим блеском.
r= 4,9 г/см3; t°пл.= 114°C; t°кип.= 185°C. Хорошо растворим в органических растворителях (спирте, CCl4).
Получение
Окисление ионов I- сильными окислителями:
Cl2 + 2KI ® 2KCl + I2
2KI + MnO2 + 2H2SO4 ® I2 + K2SO4 + MnSO4 + 2H2O
Химические свойства
1) c металлами:
2Al + 3I2 ® 2AlI3
2) c водородом:
3) с сильными восстановителями:
I2 + SO2 + 2H2O ® H2SO4 + 2HI
I2 + H2S ® S + 2HI
4) со щелочами:
3I2 + 6NaOH ® 5NaI + NaIO3 + 3H2O
Иодистый водород
Физические свойства
Бесцветный газ с резким запахом, хорошо растворим в воде, t°кип. = -35°С; t°пл. = -51°С.
Получение
I2 + H2S ® S + 2HI
2P + 3I2 + 6H2O ® 2H3PO3 + 6HI
Химические свойства
1) Раствор HI в воде - сильная йодистоводородная кислота:
HI « H+ + I-
2HI + Ba(OH)2 ® BaI2 + 2H2O
Соли йодистоводородной кислоты - йодиды (др. реакции HI см. св-ва HCl и HBr)
2) HI - очень сильный восстановитель:
2HI + Cl2 ® 2HCl + I2
8HI + H2SO4(конц.) ® 4I2 + H2S + 4H2O
5HI + 6KMnO4 + 9H2SO4 ® 5HIO3 + 6MnSO4 + 3K2SO4 + 9H2O
3) Идентификация анионов I- в растворе:
NaI + AgNO3 ® AgI¯ + NaNO3
HI + AgNO3 ® AgI¯ + HNO3
Образуется темно-желтый осадок йодида серебра, нерастворимый в кислотах.
Кислородные кислоты йода
Йодноватая кислота HI+5O3
Бесцветное кристаллическое вещество, t°пл.= 110°С, хорошо растворимое в воде.
Получают:
3I2 + 10HNO3 ® 6HIO3 + 10NO + 2H2O
HIO3 - сильная кислота (соли - йодаты) и сильный окислитель.
Йодная кислота H5I+7O6
Кристаллическое гигроскопичное вещество, хорошо растворимое в воде, t°пл.= 130°С.
Слабая кислота (соли - перйодаты); сильный окислитель.
Химические свойства галогенов
Фтор может быть только окислителем, что легко объяснить его положением в периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева. Это сильнейший окислитель, окисляющий даже некоторые благородные газы:
2F 2 +Хе=XeF 4
Высокую химическую активность фтора следует объяснить
о на разрушение молекулы фтора требуется намного меньше энергии, чем ее выделяется при образовании новых связей.
Так, вследствие малого радиуса атома фтора неподеленные электронные пары в молекуле фтора взаимно сталкиваются и ослабевает
Галогены взаимодействуют почти со всеми простыми веществами.
1. Наиболее энергично протекает реакция с металлами. При нагревании фтор взаимодействует со всеми металлами (в том числе с золотом и платиной); на холоду реагирует с щелочными металлами, свинцом, железом. С медью, никелем реакция на холоду не протекает, поскольку на поверхности металла образуется защитный слой фторида, предохраняющий металл от дальнейшего окисления.
Хлор энергично реагирует с щелочными металлами, а с медью, железом и оловом реакция протекает при нагревании. Аналогично ведут себя бром и иод.
Взаимодействие галогенов с металлами является экзотермическим процессом и может быть выражена уравнением:
2М+nHaI 2 =2МНаI DH<0
Галогениды металлов являются типичными солями.
Галогены в этой реакции проявляют сильные окислительные свойства. При этом атомы металла отдают электроны, а атомы галогена принимают, например:
2. При обычных условиях фтор реагирует с водородом в темноте со взрывом. Взаимодействие хлора с водородом протекает на ярком солнечном свету.
Бром и водород взаимодействуют только при нагревании, а иод с водородом реагирует при сильном нагревании (до 350°С), но этот процесс обратимый.
Н 2 +Сl 2 =2НСl Н 2 +Br 2 =2НBr
Н 2 +I 2 « 350° 2HI
Галоген в данной реакции является окислителем.
Как показали исследования, реакция взаимодействия водорода с хлором на свету имеет следующий механизм.
Молекула Сl 2 поглощает квант света hv и распадается на неорганические радикалы Сl . . Это служит началом реакции (первоначальное возбуждение реакции). Затем она продолжается сама собой. Радикал хлора Сl . реагирует с молекулой водорода. При этом образуется радикал водорода Н. и НСl. В свою очередь радикал водорода Н. реагирует с молекулой Сl 2 , образуя НСl и Сl . и т.д.
Сl 2 +hv=Сl . +Сl .
Сl . +Н 2 =НСl+Н.
Н. +Сl 2 =НСl+С1 .
Первоначальное возбуждение вызвало цепь последовательных реакций. Такие реакции называются цепными. В итоге получается хлороводород.
3. Галогены с кислородом и азотом непосредственно не взаимодействуют.
4. Хорошо реагируют галогены с другими неметаллами, например:
2Р+3Сl 2 =2РСl 3 2Р+5Сl 2 =2РСl 5 Si+2F 2 =SiF 4
Галогены (кроме фтора) не реагируют с инертными газами. Химическая активность брома и иода по отношению к неметаллам выражена слабее, чем у фтора и хлора.
Во всех приведенных реакциях галогены проявляют окислительные свойства.
Взаимодействие галогенов со сложными веществами. 5. С водой.
Фтор реагирует с водой со взрывом с образованием атомарного кислорода:
H 2 O+F 2 =2HF+O
Остальные галогены реагируют с водой по следующей схеме:
Гал 0 2 +Н 2 О«НГал -1 +НГал +1 О
Эта реакция является реакцией диспропорционирования, когда галоген является одновременно и восстановителем, и окислителем, например:
Сl 2 +Н 2 O«НСl+НСlO
Cl 2 +H 2 O«H + +Cl - +HClO
Сl°+1e - ®Сl - Cl°-1e - ®Сl +
где НСl - сильная соляная кислоты; НСlO - слабая хлорноватистая кислота
6. Галогены способны отнимать водород от других веществ, скипидар+С1 2 = НС1+углерод
Хлор замещает водород в предельных углеводородах: СН 4 +Сl 2 =СН 3 Сl+НСl
и присоединяется к непредельным соединениям:
С 2 Н 4 +Сl 2 =С 2 Н 4 Сl 2
7. Реакционная способность галогенов снижается в ряду F-Сl - Br - I. Поэтому предыдущий элемент вытесняет последующий из кислот типа НГ (Г - галоген) и их солей. В этом случае активность убывает: F 2 >Сl 2 >Br 2 >I 2
Применение
Хлор применяют для обеззараживания питьевой воды, отбелки тканей и бумажной массы. Большие количества его расходуются для получения соляной кислоты, хлорной извести и др. Фтор нашел широкое применение в синтезе полимерных материалов - фторопластов, обладающих высокой химической стойкостью, а также в качестве окислителя ракетного топлива. Некоторые соединения фтора используют в медицине. Бром и иод - сильные окислители, используются при различных синтезах и анализах веществ.
Большие количества брома и иода расходуются на изготовление лекарств.
Галогеноводороды
Соединения галогенов с водородом НХ, где X - любой галоген, называются галогеноводородами. Вследствие высокой электроотрицательности галогенов связующая электронная пара смещена в их сторону, поэтому молекулы этих соединений полярны.
Галогеноводороды - бесцветные газы, с резким запахом, легко растворимы в воде. При 0°С в 1 объеме воды растворяете 500 объемов НС1, 600 объемов HBr и 450 объемов HI. Фтороводород смешивается с водой в любых соотношениях. Высокая растворимость этих соединений в воде позволяет получать концентриро-
Таблица 16. Степени диссоциации галогеноводородных кислот
ванные растворы. При растворении в воде галогеноводороды диссоциируют по типу кислот. HF относится к слабо диссоциированным соединениям, что объясняется особой прочностью связи в куле. Остальные же растворы галогеноводородов относятся к числу сильных кислот.
HF - фтороводородная (плавиковая) кислота НС1 - хлороводородная (соляная) кислота HBr - бромоводородная кислота HI - иодоводородная кислота
Сила кислот в ряду HF - НСl - HBr - HI возрастает, что объясняется уменьшением в том же направлении энергии связи и увеличением межъядерного расстояния. HI - самая сильная кислота из ряда галогеноводородных кислот (см. табл. 16).
Поляризуемость растет вследствие того, что вода поляризует
больше ту связь, чья длина больше. I Соли галогеноводородных кислот носят соответственно следующие названия: фториды, хлориды, бромиды, иодиды.
Химические свойства галогеноводородных кислот
В сухом виде галогеноводороды не действуют на большинство металлов.
1. Водные растворы галогеноводородов обладают свойствами бескислородных кислот. Энергично взаимодействуют со многими металлами, их оксидами и гидроксидами; на металлы, стоящие в электрохимическом ряду напряжений металлов после водорода, не действуют. Взаимодействуют с некоторыми солями и газами.
Фтороводородная кислота разрушает стекло и силикаты:
SiO 2 +4HF=SiF 4 +2Н 2 O
Поэтому она не может храниться в стеклянной посуде.
2. В окислительно-восстановительных реакциях галогеноводородные кислоты ведут себя как восстановители, причем восстановительная активность в ряду Сl - , Br - , I - повышается.
Получение
Фтороводород получают действием концентрированной серной кислоты на плавиковый шпат:
CaF 2 +H 2 SO 4 =CaSO 4 +2HF
Хлороводород получают непосредственным взаимодействием водорода с хлором:
Н 2 +Сl 2 =2НСl
Это синтетический способ получения.
Сульфатный способ основан на реакции концентрированной
серной кислоты с NaCl.
При небольшом нагревании реакция протекает с образованием НСl и NaHSO 4 .
NaCl+H 2 SO 4 =NaHSO 4 +HCl
При более высокой температуре протекает вторая стадия реакции:
NaCl+NaHSO 4 =Na 2 SO 4 +HCl
Но аналогичным способом нельзя получить HBr и HI, т.к. их соединения с металлами при взаимодействии с концентрировав-
ной серной кислотой окисляются, т.к. I - и Br - являются сильными восстановителями.
2NaBr -1 +2H 2 S +6 O 4(к) =Br 0 2 +S +4 O 2 +Na 2 SO 4 +2Н 2 O
Бромоводород и иодоводород получают гидролизом PBr 3 и PI 3: PBr 3 +3Н 2 O=3HBr+Н 3 PO 3 PI 3 +3Н 2 О=3HI+Н 3 РO 3
Галогениды
Галогениды металлов являются типичными солями. Характеризуются ионным типом связи, где ионы металла имеют положительный заряд, а ионы галогена отрицательный. Имеют кристаллическую решетку.
Восстановительная способность галогенидов повышается в ряду Сl - , Br - , I - (см. §2.2).
Растворимость малорастворимых солей уменьшается в ряду AgCl - AgBr - AgI; в отличие от них, соль AgF хорошо растворима в воде. Большинство же солей галогеноводородных кислот хорошо растворимы в воде.