ГАЛОГЕНЫ

 

 

Общая характеристика

Фтор и его соединения

Хлор и его соединения

Бром и его соединения

Иод и его соединения

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

ГАЛОГЕНЫ

 

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

F

Cl

Br

I

At

Порядковый номер

9

17

35

53

85

Строение внешнего электронного слоя

2s22p5

3s23p5

4s24p5

5s25p5

6s26p5

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)

4,0

3,0

2,8

2,5

~2,2

Радиус атома, нм

0,064

0,099

0,114

0,133

Межъядерное расстояние в молекуле Э2, нм

0,142

0,199

0,228

0,267

Энергия связи в молекуле Э2 (25°С), кДж/моль

159

243

192

157

109

Степени окисления

-1

-1, +1, +3,
+4, +5, +7

-1, +1, +4,
+5, +7

-1, +1, +3,
+5, +7

Агрегатное состояние

Бледно-зел.
газ

Зел-желт.
газ

Бурая
жидкость

Темн-фиол.
 кристаллы

Черные
кристаллы

t°пл.(°С)

-219

-101

-8

114

227

t°кип.(°С)

-183

-34

58

185

317

r*см-3 )

1,51

1,57

3,14

4,93

Растворимость в воде (г / 100 г воды)

реагирует
с водой

2,5 : 1
по объему

3,5

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)

 

 

 

МЕНЮ

ВПЕРЕД

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

ГАЛОГЕНЫ

 

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:

 

2F- - 2ē ® F20

 

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[SiF6] гексафторкремниевая кислота

 

 

НАЗАД

МЕНЮ

ВПЕРЕД

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

ГАЛОГЕНЫ

 

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).

 

Кислородсодержащие кислоты хлора

 

Хлорноватистая кислота  HCl+1O

HOCl

 

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

 

3)      

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:

 

1)                                                                                                  

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.

 

1)                                                                                             

HClO4 + KOH ® KClO4 + H2O

 

2)     При нагревании хлорная кислота и ее соли разлагаются:

 

4HClO4  –® 4ClO2­ + 3O2­ + 2H2O

KClO4  –® KCl + 2O2­

 

 

НАЗАД

МЕНЮ

ВПЕРЕД

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

ГАЛОГЕНЫ

 

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

 

1)      

2NaBr + H3PO4  –t°®    Na2HPO4 + 2HBr­

 

2)                                                                                         

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.

 

 

НАЗАД

МЕНЮ

ВПЕРЕД

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

ГАЛОГЕНЫ

 

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:

H2 + I2 « 2HI

 

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

 

1)                                                                                                                     

I2 + H2S ® S + 2HI

 

2)                                                                                         

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.

 

 

НАЗАД

МЕНЮ

 

 

КОНЕЦ РАЗДЕЛА