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
Строение внешнего электронного слоя	2s22p5	3s23p5	4s24p5	5s25p5	6s26p5
Относительная электроотрицательность (ЭО)	4, 0	3, 0	2, 8	2, 5	~2, 2
Радиус атома, нм	0, 064	0, 099	0, 114	0, 133	–
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
t°кип.(°С)	-183	-34

 

· Общая электронная конфигурация внешнего энергетического уровня - nS²nP⁵.

· 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.

· Молекулы галогенов состоят из двух атомов: F₂, Cl₂, Br₂, I₂;

· С увеличением атомной массы окраска становится более темной, возрастают температуры плавления и кипения, а также плотность.

· Сила галогеноводородных кислот возрастает с увеличением атомного радиуса галогена в ряду: HF, HCl, HBr, HI.

· 6) Галогены могут образовывать соединения друг с другом (например, BrCl)

ФТОР И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ

Получение

Получают электролизом расплава гидрофторида калия KHF₂:

на аноде: 2F ^- - 2ē → F₂⁰

Химические свойства

F₂ - самый сильный окислитель из всех веществ:

· 2F₂ + 2H₂O → 4HF + O₂;

· H₂ + F₂ → 2HF (со взрывом);

· Cl₂ + F₂ → 2ClF

Фтористый водород

Физические свойства

Бесцветный газ, хорошо растворим в воде t°пл. = - 83, 5º C; t°кип. = 19, 5º C;

Получение:

Действием серной кислоты на фторид кальция:

CaF₂ + H₂SO₄ (конц.) → CaSO₄ + 2HF­

Химические свойства

· Раствор HF в воде - слабая электролит (плавиковая):

HF ↔ H⁺ + F ^-

Соли плавиковой кислоты – фториды;

· Плавиковая кислота растворяет стекло:

SiO₂ + 4HF → SiF₄↑ + 2H₂O;

SiF₄ + 2HF → H₂[SiF₆] гексафторкремниевая кислота

ХЛОР И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ

Физические свойства

Газ желто-зеленого цвета, tпл. = -101º C, tкип. = -34°С.

Получение

· Окислением ионов Cl ^- сильными окислителями:

MnO₂ + 4HCl → MnCl₂ + Cl₂↑ + 2H₂O;

2KMnO₄ + 16HCl → 2MnCl₂ + 5Cl₂↑ + 2KCl + 8H₂O;

K₂Cr₂O₇ + 14HCl → 2CrCl₃ + 2KCl + 3Cl₂↑ + 7H₂O;

· электролизом раствора NaCl (промышленный способ):

2NaCl + 2H₂O → H₂↑ + Cl₂↑ + 2NaOH

Химические свойства

Хлор - сильный окислитель. Взаимодействует:

· с металлами: 2Na + Cl₂ → 2NaCl; Ni + Cl₂ → NiCl₂; 2Fe + 3Cl₂ → 2FeCl₃;

· с неметаллами: H₂ + Cl₂ –^hν → 2HCl; 2P + 3Cl₂ → 2PCl_З;

· с водой: Cl₂ + H₂O → HCl + HСlO;

· со щелочами: Cl₂ + 2KOH –^{5º C}→  KCl + KClO + H₂O;

3Cl₂ + 6KOH –^{40º C}→ 5KCl + KClO_З + 3H₂O;

Cl₂ + Ca(OH)₂ → CaOCl₂ (хлорная известь) + H₂O;

· 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). tпл. = -114º C, tкип. = -85°С.

Получение

· Синтетический способ (промышленный): H₂ + Cl₂ → 2HCl;

· Гидросульфатный способ (лабораторный):

NaCl(тв.) + H₂SO₄(конц.) → NaHSO₄ + HCl↑

Химические свойства

· Раствор HCl в воде - соляная кислота - сильная кислота:

HCl → H⁺ + Cl^-

Реагирует:

· с металлами, стоящими в ряду напряжений до водорода:

2Al + 6HCl → 2AlCl₃ + 3H₂↑;

· с оксидами металлов: MgO + 2HCl → MgCl₂ + H₂O;

· с основаниями и аммиаком: HCl + KOH → KCl + H₂O;

3HCl + Al(OH)₃ → AlCl₃ + 3H₂O; HCl + NH₃ → NH₄Cl;

· 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

H–O–Cl

Физические свойства

Существует только в виде разбавленных водных растворов.

Получение

Получают растворением хлора в воде: Cl₂ + H₂O ↔ HCl + HClO

Химические свойства

HClO - слабая кислота и сильный окислитель:

· Разлагается, выделяя атомарный кислород:

HClO –^{на свету}→  HCl + O↑;

· Со щелочами образует соли – гипохлориты:

HClO + KOH → KClO + H₂O;

· HClO - сильный окислитель:

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 получают взаимодействием кислоты со щелочью:

HClO₂ + KOH → KClO₂ + H₂O

Кислота диспропорционирует согласно уравнению:

4HClO₂ → HCl + HClO₃ + 2ClO₂↑ + H₂O

 

Хлорноватая кислота HCl⁺⁵O₃

Физические свойства:

Устойчива только в водных растворах.

Получение

Получают действием на соли хлористой кислоты серной кислотой:

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 (40º 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. = 25º C, t°пл.= -101º C.

Получение

Взаимодействием перхлоратов щелочных металлов с серной кислотой:

KClO₄ + H₂SO₄ → KHSO₄ + HClO₄

Химические свойства

HClO₄ - очень сильная кислота и очень сильный окислитель; соли хлорной кислоты - перхлораты.

Хлорная кислота:

· Реагирует со щелочами: HClO₄ + KOH → KClO₄ + H₂O;

· 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; ρ = 3, 14 г/см³; t°пл. = -8º C; t°кип. = 58º C.

Получение

Окислением 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.

Бром реагирует:

· с металлами: 2Al + 3Br₂ → 2AlBr₃;

· с неметаллами: H₂ + Br₂ ↔ 2HBr; 2P + 5Br₂ → 2PBr₅;

· с водой и щелочами: Br₂ + H₂O ↔ HBr + HВrO;

Br₂ + 2KOH → KBr + KBrO + H₂O;

· с сильными восстановителями: Br₂ + 2HI → I₂ + 2HBr;

Br₂ + H₂S → S + 2HBr

Бромистый водород HBr

Физические свойства

Бесцветный газ, хорошо растворим в воде; tкип. = - 67°С; tпл. = -87°С.

Получение

· действием на бромиды раствором ортофосфорной кислоты:

2NaBr + H₃PO₄ –^{tº C} → Na₂HPO₄ + 2HBr↑;

· Гидролизом бромида фосфора: 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:

· С металлами, стоящими в ряду напряжения до водорода:

Mg + 2HBr → MgBr₂ + H₂↑;

· с оксидами металлов: CaO + 2HBr → CaBr₂ + H₂O;

· 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.

· 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. ρ = 4, 9 г/см³; tпл.= 114º C; tкип.= 185º C. Хорошо растворим в органических растворителях (спирте, CCl₄).

Получение

Окислением ионов I^- сильными окислителями:

Cl₂ + 2KI → 2KCl + I₂;

2KI + MnO₂ + 2H₂SO₄ → I₂ + K₂SO₄ + MnSO₄ + 2H₂O

Химические свойства

Иод взаимодействует:

· c металлами: 2Al + 3I₂ → 2AlI₃ ;

· c водородом: H₂ + I₂ ↔ 2HI;

· с сильными восстановителями: I₂ + SO₂ + 2H₂O → H₂SO₄ + 2HI;

I₂ + H₂S → S + 2HI;

· со щелочами: 3I₂ + 6NaOH → 5NaI + NaIO₃ + 3H₂O

Йодистый водород

Физические свойства

Бесцветный газ с резким запахом, хорошо растворим в воде, tкип. = - 35°С; tпл. = - 51°С.

Получение

Получают взаимодействием:

· иода с сероводородной кислотой:

I₂ + H₂S → S + 2HI;

· фосфора с иодом: 2P + 3I₂ + 6H₂O → 2H₃PO₃ + 6HI↑

Химические свойства

Раствор HI в воде - сильная йодистоводородная кислота:

HI → H⁺ + I ^-;

Соли йодистоводородной кислоты - йодиды (др. реакции HI см. св-ва HCl и HBr)

· HI - очень сильный восстановитель:

2HI + Cl₂ → 2HCl + I₂;

8HI + H₂SO₄(конц.) → 4I₂ + H₂S + 4H₂O;

5HI + 6KMnO₄ + 9H₂SO₄ → 5HIO₃ + 6MnSO₄ + 3K₂SO₄ + 9H₂O;

· Идентификация анионов I^- в растворе производят с помощью реакций:

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, tпл.= 110° С, хорошо растворимое в воде.

Получение

Получают взаимодействием иода с азотной кислотой:

3I₂ + 10HNO₃ → 6HIO₃ + 10NO↑ + 2H₂O

HIO₃ - сильная кислота (соли - йодаты) и сильный окислитель.

Йодная кислота H₅I⁺⁷O₆

Кристаллическое гигроскопичное вещество, хорошо растворимое в воде, tпл.= 130°С. Слабая кислота (соли - перйодаты); сильный окислитель.

Б. МЕТАЛЛЫ. ОБЩИЕ СВОЙСТВА

⇐ Предыдущая12345678910Следующая ⇒

Поделиться: