Галогены с кислородом не реагируют. Галогены и их соединения. Биологическая роль и токсичность

Cl 2 + 2KI = I 2 + 2KCl

Молярная масса йода, рассчитанная с использованием таблицы химических элементов Д.И. Менделеева, равна – 254 г/моль. Найдем количество вещества образовавшегося йода:

v(I 2) = m(I 2)/M(I 2)

Подгруппу галогенов составляют элементы фтор, хлор, бром и иод.

Электронные конфигурации внешнего валентного слоя галогенов относятся к типу соответственно у фтора, хлора, брома и иода). Такие электронные конфигурации обусловливают типичные окислительные свойства галогенов - способностью присоединять электроны обладают все галогены, хотя при переходе к иоду окислительная способность галогенов ослабляется.

При обычных условиях галогены существуют в виде простых веществ, состоящих из двухатомных молекул типа с ковалентными связями. Физические свойства галогенов существенно различаются: так, при нормальных условиях фтор - газ, который трудно сжижается, хлор - также газ, но сжижается легко, бром - жидкость, иод - твердое вещество.

Химические свойства галогенов.

В отличие от всех других галогенов фтор во всех своих соединениях проявляет только одну степень окисления 1- и не проявляет переменной валентности. Для других галогенов наиболее характерной степенью окисления также является 1-, однако благодаря наличию свободных -орбиталей на внешнем уровне они могут проявлять и другие нечетные степени окисления от до за счет частичного или полного распаривания валентных электронов.

Наибольшей активностью обладает фтор. Большинство металлов даже при комнатной температуре загорается в его атмосфере, выделяя большое количество теплоты, например:

Без нагревания фтор реагирует и со многими неметаллами (водородом - см. выше, ), выделяя при этом также большое количество теплоты:

При нагревании фтор окисляет все другие галогены по схеме:

где , причем в соединениях степени окисления хлора, брома и иода равны .

Наконец, при облучении фтор реагирует даже с инертными газами:

Взаимодействие фтора со сложными веществами также протекает очень энергично. Так, он окисляет воду, при этом реакция носит взрывной характер:

Свободный хлор также очень реакционноспособен, хотя его активность и меньше, чем у фтора. Он непосредственно реагирует со всеми простыми веществами, за исключением кислорода, азота и благородных газов, например:

Для этих реакций, как и для всех других, очень важны условия их протекания. Так, при комнатной температуре хлор с водородом не реагирует; при нагревании эта реакция протекает, но оказывается сильно обратимой, а при мощном облучении протекает необратимо (со взрывом) по цепному механизму.

Хлор вступает в реакции со многими сложными веществами, например замещения и присоединения с углеводородами:

Хлор способен при. нагревании вытеснять бром или иод из их соединений с водородом или металлами:

а также обратимо реагирует с водой:

Хлор, растворяясь в воде и частично реагируя с ней, как это показано выше, образует равновесную смесь веществ, называемую хлорной водой.

Заметим также, что хлор в левой части последнего уравнения имеет степень окисления 0. В результате реакции у одних атомов хлора степень окисления стала 1- (в ), у других (в хлорноватистой кислоте ). Такая реакция - пример реакции самоокисления-самовосстановления, или диспропорционирования.

Напомним, что хлор может таким же образом реагировать (диспропорционировать) с щелочами (см. раздел «Основания» в § 8).

Химическая активность брома меньше, чем фтора и хлора, но все же достаточно велика в связи с тем, что бром обычно используют в жидком состоянии и поэтому его исходные концентрации при прочих равных условиях больше, чем у хлора. Являясь более «мягким» реагентом, бром находит широкое применение в органической химии.

Отметим, что бром, так же, как и хлор, растворяется в воде, и, частично реагируя с ней, образует так называемую «бромную воду», тогда как иод практически в воде не растворим и не способен ее окислять даже при нагревании; по этой причине не существует «йодной воды».

Получение галогенов.

Наиболее распространенным технологическим методом получения фтора и хлора является электролиз расплавов их солей (см. § 7). Бром и иод в промышленности, как правило, получают химическим способом.

В лаборатории хлор получают действием различных окислителей на соляную кислоту, например:

Еще более эффективно окисление проводится перманганатом калия - см. раздел «Кислоты» в § 8.

Галогеноводороды и галогеноводородные кислоты.

Все галогеноводороды при обычных условиях газообразны. Химическая связь, осуществляемая в их молекулах, - ковалентная полярная, причем полярность связи в ряду падает. Прочность связи также уменьшается в этом ряду. Вследствие своей полярности, все галогеноводороды, в отличие от галогенов, хорошо растворимы в воде. Так, при комнатной температуре в 1 объеме воды можно растворить около 400 объемов объемов и около 400 объемов

При растворении галогеноводородов в воде происходит их диссоциация на ионы, и образуются растворы соответствующих галогеноводородных кислот. Причем при растворении и HCI диссоциируют почти полностью, поэтому образующиеся кислоты относятся к числу сильных. В отличие от них, фтороводородная (плавиковая) кислота является слабой. Это объясняется ассоциацией молекул HF вследствие возникновения между ними водородных связей. Таким образом, сила кислот уменьшается от HI к HF.

Поскольку отрицательные ионы галогеноводородных кислот могут проявлять только восстановительные свойства, то при взаимодействии этих кислот с металлами окисление последних может происходить только за счет ионов Поэтому кислоты реагируют только с металлами, стоящими в ряду напряжений левее водорода.

Все галогениды металлов, за исключением солей Ag и Pb, хорошо растворимы в воде. Малая растворимость галогенидов серебра позволяет использовать обменную реакцию типа

как качественную для обнаружения соответствующих ионов. В результате реакции AgCl выпадает в виде осадка белого цвета, AgBr - желтовато-белого, Agl - ярко-желтого цвета.

В отличие от других галогеноводородных кислот, плавиковая кислота взаимодействует с оксидом кремния (IV):

Так как оксид кремния входит в состав стекла, то плавиковая кислота разъедает стекло, и поэтому в лабораториях ее хранят в сосудах из полиэтилена или тефлона.

Все галогены, кроме фтора, могут образовывать соединения, в которых они обладают положительной степенью окисления. Наиболее важными из таких соединений являются кислородсодержащие кислоты галогенов типа и соответствующие им соли и ангидриды.

На валентных орбиталях - 7 электронов ns2np5. Являются сильными окислителями, присоединяя ион - образуют отрицательно заряженные галогениды. Хлор бром йод астат имеют степени гокисления +1 +3 +5 +7, фтор - с самой высокой электроотричательностью, не имеет + СО. F->at радиусы атома возрастают, уменьшается: энергия ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность - неметалл свойства - ослабевают. Образуют двухатомные молекула Г2. в ряду F2-Cl2-Br2-I2 прочность связи убывает из за снижения плотности перекрывания валентных орбиталей с ростом гланого кв. числа. В этом же ряду увеличивается ван-дер-ваальсово взаимодействие (рост темп плавления) и снижается окислительная активность

Физические

Фтор - бледно-зеленый газ, температура плавления -219оС, кипения -188оС, в воде растворен быть не может, так как интенсивно с ней взаимодействует. Хлор - желто-зеленый газ, температура плавления -101оС, кипения -34оС, легко сжижается при 20оС и давлении 6 атм (0,6 Мпа), растворимость в воде при 20оС - 2,5 л в 1 л воды. Раствор хлора в воде практически бесцветен и называется хлорной водой. Бром - красно-бурая жидкость, температура плавления -70оС, кипения +59оС, растворимость в воде при 20оС равна 0,02 г в 100 г воды. Раствор брома в воде - бромная вода - бурого цвета. Иод - черно-фиолетовые с металлическим блеском кристаллы, плавятся при +113,6оС, температура кипения жидкого иода +185,5оС. Кристаллический иод легко возгоняется (сублимируется) - переходит из твердого в газообразное состояние. Растворимость в воде при 20оС равна 0,02 г в 100 г воды. Образующийся раствор светло-желтого цвета называется иодной водой. Значительно лучше, чем в воде, иод и бром растворяются в органических растворителях: четыреххлористом углероде, хлороформе, бензоле. Т. кипения/плавления с ряду F2-Cl2-Br2-I2 - -219/-188, -101/-34, -7/60, 113/185

Хим. свойства

Образуют кислородные соединения - оксиды и оксокислоты

Растворимы в спиртах бензоле простых эфирах

В водном растворе все кроме фтора диспропорционируют, равновесие смещается влево

Фтор окисляет воду

Образую галлогениды с металлами

Убывание окислительной активности: Н2 + Г2 =2НГ (фтор в темноте, хлор на свету, бром ещё и при нагреве, а йод - ещё и обратима)

Вытесняют из солец более слабые Г - хлор вытесняет бромиды и йодиды (Cl2 + 2KBr=Br2+2KCl)

Различная окисл. способность влияет на живые организмы - хлор и бром - отравляющие. а йод - антисептик

Применение:

Хлор - поливинилхлорид, хлорбензол и т.д. для отбеливания тканей, очищения воды, дезинфекции, а произвоные (KClO3) являются компонентами ракетного топлива. Бром - как краситель и лекарственный препарат. Иод - получение металлов высокой степени чистоты, как катализатор в орг синтезе, как антисептик и лекарство

Получение:

В природе эти элементы встречаются в основном в виде галогенидов (за исключением иода, который также встречается в виде иодата натрия или калия в месторождениях нитратов щелочных металлов). Поскольку многие хлориды, бромиды и иодиды растворимы в воде, то эти анионы присутствуют в океане и природных рассолах. Основным источником фтора является фторид кальция, который очень малорастворим и находится в осадочных породах (как флюорит CaF2). В промышленности хлор в основном получают электролизом водного раствора хлорида натрия в специальных электролизёрах. Основным способом получения простых веществ является окисление галогенидов Бром получают химическим окислением бромид-иона, находящегося в морской воде. Подобный процесс используется и для получения иода из природных рассолов, богатых I-. В качестве окислителя в обоих случаях используют хлор, обладающий более сильными окислительными свойствами, а образующиеся Br2 и I2 удаляются из раствора потоком воздуха. В природе встречаются следующие стабильные изотопы галогенов: фтора - 19F, хлора - 35Cl и 37Cl, брома - 79Br и 81Br, иода - 127I. Галогены в природе находятся только в виде соединений, причем в состав этих соединений галогены входят (за редчайшим исключением) только в степени окисления -1. Практическое значение имеют минералы фтора: CaF2 - плавиковый шпат, Na2AlF6 - криолит, Ca5F(PO4)3 - фторапатит и минералы хлора: NaCl - каменная соль (это же вещество - главный компонент, обуславливающий соленость морской воды), KСl - сильвин, MgCl2*KCl*6H2O - карналлит, KCl*NaCl - сильвинит. Бром в виде солей содержится в морской воде, в воде некоторых озер и в подземных рассолах. Соединения иода содержатся в морской воде, накапливаются в некоторых водрослях. Существуют незначительные залежи солей иода - KIO3 и KIO4 - В Чили и Боливии.

3. Растворимость . Галогены обладают некоторой растворимостью в воде, однако, как и следовало ожидать, из-за ковалентного характера связи XX и малого заряда растворимость их невелика. Фтор настолько активен, что оттягивает электронную пару от кислорода воды, при этом выделяется свободный O2 и образуются OF2 и HF. Хлор менее активен, но в реакции с водой получается некоторое количество HOCl и HCl. Гидраты хлора (например, Cl2*8H2O) могут быть выделены из раствора при охлаждении. Иод проявляет необычные свойства при растворении в различных растворителях. При растворении небольших количеств иода в воде, спиртах, кетонах и других кислородсодержащих растворителях образуется раствор коричневого цвета (1%-ный раствор I2 в спирте обычный медицинский антисептик). Молекулы галогенов неполярны, галогены хорошо растворяются в спиртах, бензоле, простых эфирах. Фтор: в воде растворен быть не может, так как интенсивно с ней взаимодействует.

Хлор: растворимость в воде при 20оС - 2,5 л в 1 л воды. Раствор хлора в воде практически бесцветен и называется хлорной водой.

Бром: растворимость в воде при 20оС равна 0,02 г в 100 г воды. Раствор брома в воде - бромная вода - бурого цвета.

Иод: Растворимость в воде при 20оС равна 0,02 г в 100 г воды. Образующийся раствор светло-желтого цвета называется иодной водой. Значительно лучше, чем в воде, иод и бром растворяются в органических растворителях: четыреххлористом углероде, хлороформе, бензоле. Взаимодействие галогенов с водой - сложный процесс, включающий растворение, образование сольватов и диспропорционирование.

Фтор в отличие от других галогенов воду окисляет:

2H2O + 2F2 = 4HF + O2.

Однако при насыщении льда фтором при -400С образуется соединение HFO. Можно отметить два типа взаимодействия молекул воды с молекулами галогенов. К первому относится процесс образования клатратов, например, 8Cl2. 46H2O при замораживании растворов. Молекулы галогена в клатратах занимают свободные полости в каркасе из молекул H2O, связанных между собой водородными связями. Ко второму типу можно отнести гетеролитическое расщепление и окислительно-восстановительное диспропорционированиесостав продуктов взаимодействия в системе Cl2+H2O: растворенный в воде хлор (он преобладает), HCl, HClO, HClO3. При насыщении хлором холодной воды (0-20оС) часть молекул Cl2 диспропорционирует:

Cl2 + H2O = HCl + HClO,

при этом кислотность раствора постепенно увеличивается. Бром и иод взаимодействуют с водой аналогично хлору.

4. Молекулы HХ полярны. Полярность количественно характеризуется величиной дипольного момента. Дипольные моменты убывают в ряду HF-HI. С точки зрения МО ЛКАО полярность определяется различием энергий взаимодействующих 1s-атомной орбитали водорода и ns-, np-орбиталей атома галогена. Как отмечалось, в ряду F-Cl-Br-I эта разница, а также степень локализации электронов на атомах галогена и полярность молекул НХ уменьшаются. В стандартных условиях галогеноводороды - газы. С ростом массы и размеров молекул усиливается межмолекулярное взаимодействие и, как следствие, повышаются температуры плавления (Тпл) и кипения (Ткип). Однако для HF величины Тпл и Ткип, полученные экстраполяцией в ряду однотипных соединений HF-HCl-HBr-HI, оказываются существенно ниже, чем экспериментальные (табл.4). Аномально высокие температуры плавления и кипения объясняются усилением межмолекулярного взаимодействия за счет образования водородных связей между молекулами HF. Твердый HF состоит из зигзагообразных полимерных цепей. В жидком и газообразном HF вплоть до 60оС присутствуют полимеры от (HF)2 до (HF)6. Для HCl, HBr, HI образование водородных связей не характерно из-за меньшей электроотрицательности атома галогена. Растворимость в воде. Благодаря высокой полярности газообразные НХ хорошо растворимы в воде *) , например, в 1 объеме воды при 0оС растворяется 507 объемов HCl или 612 объемов HBr. При охлаждении из водных растворов выделены кристаллические гидраты HF. H2O, HCl. 2H2O и т.д., которые построены из соответствующих галогенидов оксония. В водных растворах НХ устанавливается протолитическое равновесие

HX + HOH = + H3O+ (X = F, Cl, Br, I), (1),

то есть эти растворы являются кислотами.

Водные растворы HCl, HBr и HI ведут себя как сильные кислоты. В разбавленных водных растворах HF является слабой кислотой (рКа = 3.2), что связано с высокой энергией связи H-F по сравнению с энергией связи H-О в молекуле воды. Однако при повышении концентрации HF выше 1 М сила кислоты увеличивается. Особенностью фтороводорода и плавиковой кислоты является способность разъедать стекло.

Восстановительные свойства галогеноводородов. С увеличением размера и уменьшением энергии ионизации атома галогена восстановительная способность в ряду HF-HCl-HBr-HI увеличивается (табл.5). Например, плавиковая HF и соляная HCl кислоты с концентрированной серной кислотой не взаимодействуют, а HBr и HI ею окисляются:

2HBr + H2SO4(конц) = Br2 + SO2 + 2H2O

8HI + H2SO4(конц) = 4I2 + H2S + 4H2O.

Сжигание хлора с водородом является основным промышленным способом получения HCl. Бром и иод реагируют с водородом более спокойно, однако выход невелик, поскольку равновесие Н2 + Х2 = 2НХ (Х = Br, I) смещено влево. Газообразные НХ выделяются при действии нелетучих сильных кислот на твердые ионные галогениды металлов: (на практике пользуются 70-85%-ным р-ром серной к-ты, т.к. реакция идет на поверхности кристаллов соли. Если брать конц. к-ту, осаждается NaHSO4. При использовании разб серной к-ты значительная часть HCl остается в р-ре. Выделяющийся HCL сушат над конц. серной к-той. Оксид фосфора для этого непригоден так как взаимодействует с HCL: P4O10 + 12HCL = 4POCL3 + 6H2O

CaF2 + H2SO4(конц) = CaSO4 + 2HF

NaCl + H2SO4(конц) = NaHSO4 + HCl

Большинство галогенидов неметаллов относятся к соединениям с ковалентной связью и гидролизуются с выделением соответствующего галогеноводорода, например,

SiCl4 + 4H2O = SiO2. 2H2O + 4HCl

Галогеноводороды образуются также при галогенировании органических соединений, например:

RH +Cl2 = RCl + HCl

Соляную кислоту получают растворением газообразного хлороводорода в воде. Хлороводород получают сжиганием водорода в хлоре. В лабораторных условиях используется разработанный ещё алхимиками способ, заключающийся в действии крепкой серной кислоты на поваренную соль:

NaCl + H2SO4(конц.) (150 °C) > NaHSO4 + HCl^

При температуре выше 550 °C и избытке поваренной соли возможно взаимодействие:

NaCl + NaHSO4 (>550 °C) = Na2SO4 + HCl^

Хлороводород прекрасно растворим в воде. Так, при 0 °C 1 объём воды может поглотить 507 объёмов HCl, что соответствует концентрации кислоты 45 %. Однако при комнатной температуре растворимость HCl ниже, поэтому на практике обычно используют 36-процентную соляную кислоту.

Промышленность.

Применяют в гидрометаллургии и гальванопластике (травление, декапирование), для очистки поверхности металлов при паянии и лужении, для получения хлоридов цинка, марганца, железа и др. металлов. В смеси с ПАВ используется для очистки керамических и металлических изделий (тут необходима ингибированная кислота) от загрязнений и дезинфекции. В пищевой промышленности зарегистрирована в качестве регулятора кислотности, пищевой добавки E507. Применяется для изготовления зельтерской (содовой) воды.

Медицина

Составная часть желудочного сока; разведенную соляную кислоту ранее назначали внутрь главным образом при заболеваниях, связанных с недостаточной кислотностью желудочного сока.

5. Гипогалогенитные кислотыHXO

Гипогалогенитные кислоты являются слабыми. Растворы гипогалогенитов имеют сильно щелочную реакцию, а пропускание через них СО2 приводит к образованию кислоты, например,

NaClO + H2O + CO2 = NaHCO3 + HClO.

Высокую окислительную способность гипохлоритов иллюстрируют следующие реакции:

NaСlO +2NaI + H2O = NaCl + I2 + 2NaOH

2NaClO + MnCl2 + 4NaOH = Na2MnO4 + 4NaCl + 2H2O.

Из оксокислот HXO2 известны лишь хлористая кислота HClO2. Она не образуется при диспропорционировании HClO. Водные растворы HClO2 получают обработкой Вa(ClO2)2 серной кислотой с последующим отфильтровыванием осадка BaSO4:

Оксокислоты HXO3 более устойчивы, чем HXO (см. реакции 1, 3-5, 7). Хлорноватая HClO3 кислота получены в растворах с концентрацией ниже 30%. Растворы HClO3 получают действием разбавленной H2SO4 на растворы cоответствующих солей, например,

При концентрации растворов выше 30% кислоты HBrO3 и HClO3 разлагаются со взрывом. Водные растворы HXO3 являются сильными кислотами, соли более устойчивы к нагреванию, чем соответствующие кислоты. В частности, некоторые из иодатов встречаются в природе в виде минералов, например, лаутарит NaIO3. При нагревании твердого КСIO3 до 500оС возможно диспропорционирование 4KClO3 3KClO4 +KCl,

Хлорная кислота (Тпл.= -102оС, Ткип.= 90оС) получена в индивидуальном состоянии нагреванием твердой соли КClO4 с концентрированной H2SO4 с последующей отгонкой при пониженном давлении:

КClO4 ,тв.+ H2SO4,конц HClO4 + KHSO4

HClO4 легко взрывается при контакте с органическими веществами. Хлорная кислота - одна из сильных кислот. Бесцветная концентрированная HClO4 даже при комнатной температуре синтеза темнеет из-за образования оксидов хлора с более низкими степенями окисления. Устойчивость солей выше, чем соответствующих оксокислот HXO4. Кристаллы солей, например, KClO4, построены из ионов K+ и ClО, электростатическое взаимодействие которых увеличивает энергию кристаллической решетки и повышает стабильность.

6. Гипогалогенитные кислоты HXO известны лишь в разбавленных водных растворах. Их получают взаимодействием галогена с суспензией оксида ртути:

2X2 + 2HgO + H2O = HgO. HgХ2+2HOX.

Следует отметить особенность соединения HOF. Оно образуется при пропускании фтора над льдом при -400С и конденсацией образующегося газа при температуре ниже 0оС.

F2,газ + H2Oлед HOF + HF

HOF, в частности, не образует солей, а при его взаимодействии с водой появляется пероксид водорода:

HOF + H2O = H2O2 + HF

Гипогалогенитные кислоты являются слабыми. При переходе от хлора к иоду по мере увеличения радиуса и уменьшения

электроотрицательности атом галогена слабее смещает электронную плотность от атома кислорода и, тем самым, слабее поляризует связь Н-О. В результате кислотные свойства в ряду HClO - HBrO - HIO ослабляютсяИз оксокислот HXO2 известны лишь хлористая кислота HClO2. Она не образуется при диспропорционировании HClO. Водные растворы HClO2 получают обработкой Вa(ClO2)2 серной кислотой с последующим отфильтровыванием осадка BaSO4:

Ba(ClO2)2 + H2SO4 = BaSO4 + 2HClO2.

HClO2 является кислотой средней силы: рКа = 2.0 (табл.7). Хлориты используют для отбеливания. Их получают мягким восстановлением ClO2 в щелочной среде:

2СlO2 + Ba(OH)2 + H2O2 = Ba(ClO2)2 + 2H2O + O2

2СlO2 + PbO + 2NaOH = PbO2 + 2NaClO2 + H2O.

Бромит бария удалось синтезировать по реакции:

Ba(BrO)2 + 2Br2 + 4KOH Ba(BrO2)2 +4KBr + 2Н2О.

Оксокислоты HXO3 более устойчивы, чем HXO (см. реакции 1, 3-5, 7 в 9.3). Хлорноватая HClO3 и бромноватая HBrO3 кислоты получены в растворах с концентрацией ниже 30%, а твердая йодноватая HIO3 выделена как индивидуальное вещество.

Растворы HClO3 и HBrO3 получают действием разбавленной H2SO4 на растворы cоответствующих солей, например,

Ba(ClO3)2 + H2SO4 = 2HClO3 + BaSO4 .

Водные растворы HXO3 являются сильными кислотами. В ряду HClO3-HBrO3-HIO3 наблюдается некоторое уменьшение силы кислот (табл.10). Это можно объяснить тем, что с ростом размера атома галогена прочность кратной связи О уменьшается, что приводит к уменьшению полярности связи H-O и уменьшению легкости отрыва от нее водорода молекулами воды. метаиодная кислота HIO4 и некоторые ее соли известны, иод(VII) из-за роста радиуса в ряду Сl-Br-I и повышения его координационного числа образует, главным образом, гидроксопроизводные состава (HO)5IO H5IO6, в которых атом иода октаэдрически окружен атомом кислорода и пятью гидроксильными группами

Бромная кислота HBrO4 известна лишь в растворах (не выше 6М), получаемых подкислением перброматов NaBrO4, которые, в свою очередь, удалось синтезировать окислением броматов фтором в разбавленных щелочных растворах (броматы можно окислить до перброматов с помощью XeF2 или электролитически) :

NaBrO3 + F2 + 2NaOH = NaBrO4 + 2NaF +H2O .

Хлорная кислота - одна из сильных кислот. По силе к ней приближается бромная кислота.Иодная кислота существует в нескольких формах, главными из которых являются ортоиодная H5IO6 и метаиодная HIO4 кислоты. Ортоиодная кислота образуется в виде бесцветных кристаллов при осторожном упаривании раствора, образующегося при обменной реакции

Ba3(H2IO6)2 + 3H2SO4 = 3BaSO4 + 2H5IO6.

Устойчивость солей выше, чем соответствующих оксокислот HXO4. Кристаллы солей, например, KClO4, построены из ионов K+ и ClО,

электростатическое взаимодействие которых увеличивает энергию кристаллической решетки и повышает стабильность.

8. В водородных оединениях Н2Э элементы имеют степень окисления (-2)Темодинамическая активность уменьшается от Н2О до Н2Те (по эн. Гибса) В обычных условиях - это ядовитые газы с неприятным запахом. Т. плавл. в ряду Н2S H2Se H2Te увелич, т.к. с увеличением числа электронов и размеров молекул усиливается ван-дер-ваальсово взаим. Вода имеет аномально выскоие темп. кипения и плавления для этой группы, т.к. за счёт водородных связей молекул взаим между её молекулами оч сильное. В расворах ведут себя как двухосн кислоты. Сила кислот в ряду от Н2О до Н2Те возрастает. Восстановительная способность тоже возрастает из-за увеличенияэтома происходит ослабление связей H - Э.

Хи­ми­че­ские эле­мен­ты-га­ло­ге­ны и об­ра­зо­ван­ные ими про­стые

ве­ще­ства

На внеш­нем элек­трон­ном слое ато­мов га­ло­ге­нов на­хо­дят­ся 7 элек­тро­нов.

Наи­мень­ший ра­ди­ус атома среди всех га­ло­ге­нов имеет фтор, по­это­му у него самая вы­со­кая (даже среди всех хи­ми­че­ских эле­мен­тов) от­но­си­тель­ная элек­тро­от­ри­ца­тель­ность. По этой при­чине не су­ще­ству­ет ве­ществ, в ко­то­рых фтор имел бы по­ло­жи­тель­ную сте­пень окис­ле­ния, не го­во­ря о выс­шей сте­пе­ни окис­ле­ния, со­от­вет­ству­ю­щей но­ме­ру груп­пы (+7). Для фтора воз­мож­ны сте­пе­ни окис­ле­ния толь­ко –1 и 0. Осталь­ные га­ло­ге­ны в со­еди­не­нии с более элек­тро­от­ри­ца­тель­ным кис­ло­ро­дом могут об­ра­зо­вы­вать ве­ще­ства, в ко­то­рых сте­пень окис­ле­ния их ато­мов по­ло­жи­тель­на. Таким об­ра­зом, для Cl, Br, I ха­рак­тер­ны сте­пе­ни окис­ле­ния -1, 0, +1, +3, +5, +7.

Со­дер­жа­ние га­ло­ге­нов в зем­ной коре сни­жа­ет­ся от фтора к аста­ту. При­чем, если фтор, бром и йод можно от­не­сти к рас­про­стра­нен­ным хи­ми­че­ским эле­мен­там, то со­дер­жа­ние аста­та в зем­ной коре крайне мало. Га­ло­ге­ны вхо­дят в со­став мно­гих ми­не­ра­лов. Ис­клю­че­ние со­став­ля­ет астат. Астат об­на­ру­жен в про­дук­тах ра­дио­ак­тив­но­го рас­па­да урана.

Соли га­ло­ге­нов (га­ло­ге­ни­ды) вхо­дят в со­став мор­ской воды.

Галогены – элементы VII группы – фтор, хлор, бром, йод, астат (астат мало изучен в связи с его радиоактивностью). Галогены – ярко выраженные неметаллы. Лишь йод в редких случаях обнаруживает некоторые свойства, схожие с металлами.

В невозбужденном состоянии атомы галогенов имеют общие электронную конфигурацию: ns2np5. Это значит, что галогены имеют 7 валентных электронов, кроме фтора.

Физические свойства галогенов: F2 – бесцветный, трудно сжижающийся газ; Cl2 – желто-зеленый, легко сжижающийся газ с резким удушливым запахом; Br2 – жидкость красно-бурого цвета; I2 – кристаллическое вещество фиолетового цвета.

Водные растворы галогеноводородов образуют кислоты. НF – фтороводородная (плавиковая); НCl – хлороводородная (соляная); НBr – бромоводородная; НI – йодоводородная. Силы кислот сверху вниз снижаются. Плавиковая кислота является самой слабой в ряду галогеново-дородных кислот, а йодоводородная – самой сильной. Это объясняется тем, что энергия связи Нг сверху уменьшается. В том же направлении уменьшается и прочность молекулы Н Г, что связано с ростом межъядерного расстояния. Растворимость малорастворимых солей в воде тоже уменьшается:

Слева направо растворимость галогенидов уменьшается. АgF хорошо растворим в воде. Все галогены в свободном состоянии – окислители . Сила их как окислителей снижается от фтора к йоду. В кристаллическом, жидком и газообразном состоянии все галогены существуют в виде отдельных молекул. Атомные радиусы возрастают в том же направлении, что приводит к повышению температуры плавления и кипения. Фтор диссоциирует на атомы лучше йода. Электродные потенциалы при переходе вниз по подгруппе галогенов снижаются. У фтора самый высокий электродный потенциал. Фтор – самый сильный окислитель . Любой вышестоящий свободный галоген вытеснит нижестоящий, находящийся в состоянии отрицательного однозарядного иона в растворе.

Химические свойства галогенов

1. Взаимодействие с ксеноном. Наибольшей химической активностью обладает фтор, это сильнейший окислитель, который реагирует даже с инертными газами:

2F 2 + Xe = XeF 4 .

2. Взаимодействие с металлами. Все галогены взаимодействуют практически со всеми простыми веществами, наиболее энергично протекает реакция с металлами. Фтор при нагревании реагирует со всеми металлами, включая золото и платину, на холоде взаимодействует с щелочными металлами, свинцом и железом. Хлор, бром и йод при обычных условиях реагируют со щелочными металлами, а при нагревании – с медью, железом и оловом. В результате взаимодействия образуются галогениды, которые являются солями:

2М + nHal 2 = 2MHal n .

3. Взаимодействие с водородом. При обычных условиях фтор реагирует с водородом в темноте со взрывом, взаимодействие с хлором протекает на свету, бром и йод реагируют только при нагревании, причем реакция с йодом обратима.

Н 2 + Hal 2 = 2НHal.

Галогены в этой реакции проявляют окислительные свойства.

4. Взаимодействие с неметаллами. С кислородом и азотом галогены непосредственно не взаимодействуют, реагируют с серой, фосфором, кремнием, проявляя окислительные свойства, химическая активность у брома и йода выражена слабее, чем у фтора и хлора:

2P + 3Cl 2 = 2PCl 3 ;

Si + 2F 2 = SiF 4 .

5. Взаимодействие с водой. Галогены реагируют со многими сложными веществами. С водой фтор и остальные галогены реагируют по-разному:

F 2 + H 2 O = 2HF + O или

3F 2 + 3H 2 O = OF 2 + 4HF + H 2 O 2 ;

Hal + H 2 O = HHal + HHalO.

Эта реакции является реакцией диспропорционирования, где галоген одновременно является окислителем и восстановителем.

6. Взаимодействие со щелочами. Также галогены диспропорционируют в растворах щелочей:

Cl 2 + KOH = KClO + KCl (на холоде);

3Cl 2 + 6KOH = KClO 3 + 5KCl + 3Н 2 О (при нагревании).

Гипобромид-ион существует только при температуре ниже 0 °С, гипойодит-ион в растворах не существует.

7. Взаимодействие с сероводородом. Галогены способны отнимать водород от других веществ:

H 2 S + Br 2 = S + 2HBr.

8. Реакция замещения водорода в предельных углеводородах:

CH 4 + Cl 2 = CH 3 Cl + HCl.

9. Реакция присоединения к непредельным углеводородам:

C 2 H 4 + Cl 2 = C 2 H 4 Cl 2 .

10. Взаимное замещение галогенов. Реакционная способность галогенов снижается при переходе от фтора к йоду, поэтому предыдущий элемент вытесняет последующий из галогеноводородных кислот и их солей:

2KI + Br 2 = 2KBr+ I 2 ;

2HBr + Cl 2 = 2HCl + Br 2 .

ХЛОР

История открытия:

Впервые хлор был получен в 1772 г. Шееле, описавшим его выделение при взаимодействии пиролюзита с соляной кислотой в своём трактате о пиролюзите:

4HCl + MnO 2 = Cl 2 + MnCl 2 + 2H 2 O

Шееле отметил запах хлора, схожий с запахом царской водки, его способность взаимодействовать с золотом и киноварью, а также его отбеливающие свойства. Однако Шееле, в соответствии с господствовавшей в химии того времени теории флогистона, предположил, что хлор представляет собой дефлогистированную соляную кислоту, то есть оксид соляной кислоты.
Бертолле и Лавуазье предположили, что хлор является оксидом элемента мурия, однако попытки его выделения оставались безуспешными вплоть до работ Дэви, которому электролизом удалось разложить поваренную соль на натрий и хлор.
Название элемента происходит от греческогоclwroz - "зелёный".

Нахождение в природе, получение:

Природный хлор представляет собой смесь двух изотопов 35 Cl и 37 Cl. В земной коре хлор - самый распространённый галоген. Поскольку хлор очень активен, в природе он встречается только в виде соединений в составе минералов: галита NaCl, сильвина KCl, сильвинита KCl · NaCl, бишофита MgCl 2 ·6H 2 O, карналлита KCl·MgCl 2 ·6Н 2 O, каинита KCl·MgSO 4 ·3Н 2 О. Самые большие запасы хлора содержатся в составе солей вод морей и океанов.
В промышленных масштабах хлор получают вместе с гидроксидом натрия и водородом при электролизе раствора поваренной соли:

2NaCl + 2H 2 О => H 2 + Cl 2 + 2NaOH

Для рекуперации хлора из хлороводорода, являющегося побочным продуктом при промышленном хлорировании органических соединений используется процесс Дикона (каталитическое окисление хлороводорода кислородом воздуха):

4HCl + O 2 = 2H 2 O + 2Cl 2
В лабораториях обычно используют процессы, основанные на окислении хлороводорода сильными окислителями (например, оксидом марганца (IV), перманганатом калия, дихроматом калия):
2KMnO 4 + 16HCl = 5Cl 2 + 2MnCl 2 + 2KCl +8H 2 O
K 2 Cr 2 O 7 + 14HCl = 3Cl 2 + 2CrCl 3 + 2KCl + 7H 2 O

Физические свойства:

При нормальных условиях хлор - жёлто-зелёный газ с удушающим запахом. Хлор заметно растворяется в воде ("хлорная вода"). При 20°C в одном объеме воды растворяется 2,3 объема хлора. Температура кипения = -34°C; температура плавления = -101°C, плотность (газ, н.у.) = 3,214 г/л.

Химические свойства

На внешнем электронном уровне атома хлора находятся 7 электронов (s 2 p 5), поэтому он легко присоединяет электрон, образуя анион Сl - . Благодаря наличию незаполненного d-уровня в атоме хлора могут появляться 1, 3, 5 и 7 неспаренных электронов, поэтому в кислородсодержащих соединениях он может иметь степень окисления +1, +3, +5 и +7.

В отсутствии влаги хлор довольно инертен, но в присутствии даже следов влаги активность его резко возрастает. Он хорошо взаимодействует с металлами:

2 Fе + 3 Сl 2 = 2 FеСl 3 (хлорид железа (III));

Cu + Сl 2 = СuСl 2 (хлорид меди (II))

и многими неметаллами:

Н 2 + Сl 2 = 2 НСl (хлороводород);

2 S + Сl 2 = S 2 Cl 2 (хлорид серы (1));

Si + 2 Сl 2 = SiСl 4 (хлорид кремния. (IV));

2 Р + 5 Сl 2 = 2 РСl 5 (хлорид фосфора (V)).

С кислородом, углеродом и азотом хлор в непосредственное взаимодействие не вступает.

При растворении хлора в воде образуется 2 кислоты: хлороводородная, или соляная, и хлорноватистая:

Сl 2 + Н 2 О = НСl + HClO.

При взаимодействии хлора с холодными растворами щелочей образуются соответствующие соли этих кислот:

Сl 2 + 2 NaOН = NaСl + NaClО + Н 2 О.

Полученные растворы называются жавелевой водой, которая, как и хлорная вода, обладает сильными окислительными свойствами благодаря наличию иона ClO - и применяется для отбеливания тканей и бумаги. С горячими растворами щелочей хлор образует соответствующие соли соляной и хлорноватой кислот:

3 Сl 2 + 6 NаОН = 5 NаСl + NаСlO 3 + 3 Н 2 О;

3 Сl 2 + 6 КОН = 5 КСl + КСlO 3 + 3 Н 2 О.

Образовавшийся хлорат калия называется бертолетовой солью.

При нагревании хлор легко взаимодействует со многими органическими веществами. В предельных и ароматических углеводородах он замещает водород, образуя хлорорганическое соединение и хлороводород, а к непредельным присоединяется по месту двойной или тройной связи.

При очень высокой температуре хлор полностью отбирает водород у углерода. При этом образуются хлороводород и сажа. Поэтому высокотемпературное хлорирование углеводородов всегда сопровождается сажеобразованием.

Хлор - сильный окислитель, поэтому легко взаимодействует со сложными веществами, в состав которых входят элементы, способные окисляться до более высокого валентного состояния:

2 FеСl 2 + Сl 2 = 2 FеСl 3 ;

Н 2 SO 3 + Сl 2 + Н 2 О = Н 2 SО 4 + 2 НСl.

Важнейшие соединения:

Хлороводород HCl - бесцветный газ, на воздухе дымит вследствие образования с парами воды капелек тумана. Обладает резким запахом, сильно раздражает дыхательные пути. Содержится в вулканических газах и водах, в желудочном соке. Химические свойства зависят от того, в каком состоянии он находится (может быть в газообразном, жидком состоянии или в растворе). Раствор HCl называетсясоляной (хлороводородной) кислотой . Это сильная кислота, вытесняет более слабые кислоты из их солей. Соли -хлориды - твёрдые кристаллические вещества с высокими температурами плавления.
Ковалентные хлориды - соединения хлора с неметаллами, газы, жидкости или легкоплавкие твёрдые вещества, имеющие характерные кислотные свойства, как правило легко гидролизующиеся водой с образованием соляной кислоты:

PCl 5 + 4H 2 O = H 3 PO 4 + 5HCl

Оксид хлора(I) Cl 2 O. , газ буровато-желтого цвета с резким запахом. Поражает дыхательные органы. Легко растворяется в воде, образуя хлорноватистую кислоту.
Хлорноватистая кислота HClO . Существует только в растворах. Это слабая и неустойчивая кислота. Легко разлагается на соляную кислоту и кислород. Сильный окислитель. Образуется при растворении хлора в воде. Соли -гипохлориты , малоустойчивы (NaClO*H 2 O при 70 °C разлагается со взрывом), сильные окислители. Широко используется для отбеливания и дезинфекциихлорная известь , смешанная соль Ca(Cl)OCl
Хлористая кислота HClO 2 , в свободном виде неустойчива, даже в разбавленном водном растворе она быстро разлагается. Кислота средней силы, соли -хлориты , как правило, бесцветны и хорошо растворимы в воде. В отличие от гипохлоритов, хлориты проявляют выраженные окислительные свойства только в кислой среде. Наибольшее применение (для отбелки тканей и бумажной массы) имеет хлорит натрия NaClO 2 .
Оксид хлора(IV) ClO 2 , - зеленовато-желтый газ с неприятным (резким) запахом, ...
Хлорноватая кислота , HClO 3 - в свободном виде нестабильна: диспропорционирует на ClO 2 и HClO 4 . Соли -хлораты ; из них наибольшее значение имеют хлораты натрия, калия, кальция и магния. Это сильные окислители, в смеси с восстановителями взрывоопасны. Хлорат калия (бертолетова соль ) - KClO 3 , использовалась для получения кислорода в лаборатории, но из-за высокой опасности её перестали применять. Растворы хлората калия применялись в качестве слабого антисептика, наружного лекарственного средства для полоскания горла.
Хлорная кислота HClO 4 , в водных растворах хлорная кислота - самая устойчивая из всех кислородсодержащих кислот хлора. Безводная хлорная кислота, которую получают при помощи концентрированной серной кислоты из 72%-ной HСlO 4 мало устойчива. Это самая сильная одноосновная кислота (в водном растворе). Соли -перхлораты , применяются как окислители (твердотопливные ракетные двигатели).

Применение:

Хлор применяют во многих отраслях промышленности, науки и бытовых нужд:
- В производстве поливинилхлорида, пластикатов, синтетического каучука;
- Для отбеливания ткани и бумаги;
- Производство хлорорганических инсектицидов - веществ, убивающих вредных для посевов насекомых, но безопасных для растений;
- Для обеззараживания воды - "хлорирования";
- В пищевой промышленности зарегистрирован в качестве пищевой добавки E925;
- В химическом производстве соляной кислоты, хлорной извести, бертолетовой соли, хлоридов металлов, ядов, лекарств, удобрений;
- В металлургии для производства чистых металлов: титана, олова, тантала, ниобия.

Биологическая роль и токсичность:

Хлор относится к важнейшим биогенным элементам и входит в состав всех живых организмов. У животных и человека, ионы хлора участвуют в поддержании осмотического равновесия, хлорид-ион имеет оптимальный радиус для проникновения через мембрану клеток. Ионы хлора жизненно необходимы растениям, участвуя в энергетическом обмене у растений, активируя окислительное фосфорилирование.

Хлор в виде простого вещества ядовит, при попадании в лёгкие вызывает ожог лёгочной ткани, удушье. Раздражающее действие на дыхательные пути оказывает при концентрации в воздухе около 0,006 мг/л (т.е. в два раза выше порога восприятия запаха хлора). Хлор был одним из первых химических отравляющих веществ, использованных Германией в Первую Мировую войну.

УПРАЖНЕНИЯ

1. В сосуде, имеется смесь водорода и хлора. Как изменится давление в сосуде при пропускании через смесь электрической искры?

Решение:

При пропускании искры газы реагируют по уравнению:

Н 2 + Сl 2 = 2НСl.

В результате этой реакции общее количество молекул в газовой фазе не изменяется, поэтому давление в сосуде также остается неизменным.

2. Газ, выделившийся при действии 2,0 г цинка на 18,7 мл 14,6%-ной соляной кислоты (плотность раствора 1,07 г/мл), пропустили при нагревании над 4,0 г оксида меди (II). Чему равна масса полученной твердой смеси?

Решение:

При действии цинка на соляную кислоту выделяется водород:

Zn + 2НСl = ZnСl 2 + Н 2 ,

который при нагревании восстанавливает оксид меди (II) до меди:

СuО + Н 2 = Си + Н 2 О.

Найдем количества веществ в первой реакции: m(р-ра НСl) = 18,7 . 1,07 = 20,0 г. m(НСl) = 20,0 . 0,146 = 2,92 г. v(НСl) = 2,92/36,5 = 0,08 моль. v(Zn) = 2,0/65 = 0,031 моль. Цинк находится в недостатке, поэтому количество выделившегося водорода равно:v(Н 2) = v(Zn) = 0,031 моль.

Во второй реакции в недостатке находится водород, поскольку v(СuО) = 4,0/80 = 0,05 моль. В результате реакции 0,031 моль СuО превратится в 0,031 моль Сu, и потеря массы составит:

m(СuО) — m(Сu) = 0,031 . 80 — 0,031 . 64 = 0,50 г.

Масса твердой смеси СuО с Сu после пропускания водорода со­ставит 4,0-0,5 = 3,5 г.

Ответ. 3,5 г.

__________________________________________________________________

3. Напишите уравнения реакций, которые могут про­исходить при действии концентрированной серной кислоты на все твердые галогениды калия. Возможны ли эти реакции в вод­ном растворе?

Решение:

При действии концентрированной серной кислоты на фторид и хлорид калия при нагревании выделяются, соответ­ственно,фтороводород и хлороводород:

КF + Н 2 SО 4(конц) = НF + КНSО 4 ,

КСl + Н 2 SО 4(конц) = НCl + КНSО 4 .

Бромоводород и иодоводород — сильные восстановители и легко окисляются серной кислотой до свободных галогенов, при этом НBrвосстанавливает серную кислоту до SО 2 , а НI (как бо­лее сильный восстановитель) — до Н 2 S:

2КВr + 2Н 2 SО 4(конц) = Вr 2 + SO 2 + К 2 SО 4 + 2Н 2 О,

8КI + 5Н 2 SО 4(конц) = 4I 2 + Н 2 S + 4К 2 SО 4 + 4Н 2 О.

В водном растворе серная кислота уже не является сильным окислителем. Кроме того, все галогеноводородные кислоты — сильные (за исключением плавиковой кислоты), и серная кислота не может вытеснять их из солей. В водном растворе возможна единственная обменная реакция:

2КF + Н 2 SО 4 = 2НF + К 2 SО 4 .

Признак реакции — образование малодиссоциирующего вещества (слабой плавиковой кислоты).

__________________________________________________________________

4. Составьте уравнения следующих реакций:

1) FеSО 4 + КClO 3 + Н 2 SО 4 → …

2) FеSО 4 + КClO 3 + КОН → …

3) I 2 + Ва(ОН) 2 → …

4) КВr + КВrО 3 + Н 2 SО 4 → …

Решение:

1) СlO 3 — — сильный окислитель, восстанавливается до Сl — ; Fе 2+ — восстановитель, окисляется до Fе 3+ (Fе 2 (SО 4) 3):

6FеSО 4 + КClO 3 + 3Н 2 SО 4 = 3Fе 2 (SО 4) 3 + КСl + 3Н 2 О.

2) СlO 3 — — окислитель, восстанавливается до Сl — , Fе 2+ — восстано­витель, окисляется в до Fе 3+ (Fе(ОН) 3):

6FеSО 4 + КClO 3 + 12КОН + 3Н 2 О = 6Fе(ОН) 3 ↓ + КСl + 6К 2 SO 4 .

3) Как и все галогены (кроме фтора), иод в щелочной среде диспропорционирует:

6I 2 + 6Ва(ОН) 2 = 5ВаI 2 + Ва(IO 3) 2 + 6Н 2 О.

4) Бромид-ион — сильный восстановитель и окисляется бромат-ионом в кислой среде до брома:

5КВr + КВrО 3 + 3Н 2 SО 4 = 3Вr 2 + 3К 2 SО 4 + 3Н 2 О.

Эта реакция обратна реакции диспропорционирования галогенов в щелочной среде.

__________________________________________________________________

5. После нагревания 22,12 г перманганата калия образовалось 21,16 г твердой смеси. Какой максимальный объем хлора (н.у.) можно получить при действии на образовавшуюся смесь 36,5%-ной соляной кислоты (плотность 1,18 г/мл). Какой объем кислоты при этом расходуется?

Решение:

При нагревании перманганат калия разлагается:

Масса смеси уменьшается за счет выделившегося кислорода: v(О 2) = m/ М = (22,12-21,16) / 32 = 0,03 моль. В результате реакции также образовались 0,03 моль К 2 МnО 4 , 0,03 моль МnО 2 и израсходовано 0,06 моль КМnО 4 . Перманганат калия разложился не весь. После реакции он остался в смеси в количестве v(КMnО 4) = 22,12/158 — 0,06 = 0,08 моль.

Все три вещества, находящиеся в конечной смеси (КМnО 4 , К 2 МnО 4 , МnО 2), — сильные окислители и при нагревании окисляют соляную кислоту до хлора:

Общее количество хлора, который выделился в этих трех реакциях, равно: v(Сl 2) = (0,08 . 5/2) + (0,03 . 2) + 0,03 = 0,29 моль, а объем составляет V(Сl 2) = 0,29 . 22,4 = 6,50 л.

Количество израсходованного хлороводорода равно: v(НСl) = (0,08 . 16/2) + (0,03 . 8) + (0,03 . 4) = 0,96 моль,

m(НСl) = v . M = 0,96 . 36,5 = 35,04 г,

m(р-ра НСl) = m(НСl)/ω(НСl) = 35,04/0,365 = 96,0 г,

V(р-ра НСl) = т/ρ= 96,0/1,18 = 81,4 мл.

Ответ. V(Сl 2) = 6,50 л, V(р-ра НСl) = 81,4 мл.

________________________________________________________________

ЗАДАНИЯ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО РЕШЕНИЯ

1. Какой из галогенов является самым активным и какой – наименее активным окислителем.

2. Напишите формулы известных оксидов хлора и назовите их.

3. Приведите примеры солей, образованных кислородсодержащими кислотами хлора. Назовите эти соли.

4. В виде каких соединений хлор встречается в природе.

5. Какая реакция является качественной реакцией на хлорид-ион.

6. Во сколько раз хлор тяжелее воздуха.

7. Закончите уравнения реакций:

8. Как осуществить следующие превращения:

9. Смешали 1л хлора и 2 л водорода (н.у.). Сколько граммов хлороводорода можно получить из такой смеси. Чему будет равен объем смеси после реакции.

10. Какой объем хлора может быть получен при взаимодействии 2 моль хлороводорода и 3 моль оксида марганца ( IV ).

ВИДЕО ОПЫТ

Галогены – элементы VII группы – фтор, хлор, бром, йод, астат (астат мало изучен в связи с его радиоактивностью). Галогены – ярко выраженные неметаллы. Лишь йод в редких случаях обнаруживает некоторые свойства, схожие с металлами.

В невозбужденном состоянии атомы галогенов имеют общие электронную конфигурацию: ns2np5 . Это значит, что галогены имеют 7 валентных электронов, кроме фтора.

Физические свойства галогенов: F2 – бесцветный, трудно сжижающийся газ; Cl2 – желто-зеленый, легко сжижающийся газ с резким удушливым запахом; Br2 – жидкость красно-бурого цвета; I2 – кристаллическое вещество фиолетового цвета.

Водные растворы галогеноводородов образуют кислоты. НF – фтороводородная (плавиковая); НCl – хлороводородная (соляная); НBr – бромоводородная; НI – йодоводородная. Силы кислот сверху вниз снижаются. Плавиковая кислота является самой слабой в ряду галогеново-дородных кислот, а йодоводородная – самой сильной. Это объясняется тем, что энергия связи Нг сверху уменьшается. В том же направлении уменьшается и прочность молекулы Н Г, что связано с ростом межъядерного расстояния. Растворимость малорастворимых солей в воде тоже уменьшается:

Слева направо растворимость галогенидов уменьшается. АgF хорошо растворим в воде. Все галогены в свободном состоянии – окислители . Сила их как окислителей снижается от фтора к йоду. В кристаллическом, жидком и газообразном состоянии все галогены существуют в виде отдельных молекул. Атомные радиусы возрастают в том же направлении, что приводит к повышению температуры плавления и кипения. Фтор диссоциирует на атомы лучше йода. Электродные потенциалы при переходе вниз по подгруппе галогенов снижаются. У фтора самый высокий электродный потенциал. Фтор – самый сильный окислитель . Любой вышестоящий свободный галоген вытеснит нижестоящий, находящийся в состоянии отрицательного однозарядного иона в растворе.

20. Хлор. Хлороводород и соляная кислота

Хлор (Cl) – стоит в 3-м периоде, в VII группе главной подгруппы периодической системы, порядковый номер 17, атомная масса 35,453; относится к галогенам.

Физические свойства: газ желто-зеленого цвета с резким запахом. Плотность 3,214 г/л; температура плавления -101 °C; температура кипения -33,97 °C, При обычной температуре легко сжижается под давлением 0,6 МПа. Растворяясь в воде, образует хлорную воду желтоватого цвета. Хорошо растворим в органических растворителях, особенно в гексане (C6H14), в четырех-хлористом углероде.

Химические свойства хлора: электронная конфигурация: 1s22s22p63s22p5. На внешнем уровне 7 электронов. До завершения уровня нужен 1 электрон, который хлор принимает, проявляя степень окисления -1. Существуют и положительные степени окисления хлора вплоть до + 7. Известны следующие оксиды хлора: Cl2O, ClO2, Cl2O6 и Cl2O7. Все они неустойчивы. Хлор – сильный окислитель. Он непосредственно реагирует с металлами и неметаллами:

Реагирует с водородом. При обычных условиях реакция идет медленно, при сильном нагревании или освещении – со взрывом, по цепному механизму:

Хлор взаимодействует с растворами щелочей, образуя соли – гипохлориты и хлориды:

При пропускании хлора в раствор щелочи образуется смесь растворов хлорида и гипохлорита:

Хлор – восстановитель: Cl2 + 3F2 = 2ClF3.

Взаимодействие с водой:

Хлор не взаимодействует непосредственно с углеродом, азотом и кислородом.

Получение: 2NaCl + F2 = 2NaF + Cl2.

Электролиз: 2NaCl + 2H2O = Cl2 + H2 + 2NaOH.

Нахождение в природе: содержится в составе минералов: галит (каменная соль), сильвин, бишофит; морская вода содержит хлориды натрия, калия, магния и других элементов.

Хлороводород HCl . Физические свойства: бесцветный газ, тяжелее воздуха, хорошо растворим в воде с образованием соляной кислоты.

Получение: в лаборатории:

В промышленности: сжигают водород в струе хлора. Далее хлороводород растворяют в воде, и получают соляную кислоту (см. выше).

Химические свойства : соляная кислота – сильная, одноосновная, взаимодействует с металлами, стоящими в ряду напряжений до водорода: Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2.

Как восстановитель реагирует с оксидами и гидроксидами многих металлов.

Вам также может быть интересно

Что такое самоиндукция — объяснение простыми словами

1). Индуктивность (или коэффициент самоиндукции ) - коэффициент пропорциональности между электрическим током,...

Готовим вкусный растворимый кофе дома Как сделать вкусный кофе из растворимого

Ритм жизни человека не всегда позволяет ему делать то, что хочется. Иногда вместо чашки хорошего натурального...