ОПРЕДЕЛЕНИЕ
Галогены – элементы VIIА группы – фтор (F), хлор (Cl), бром (Br) и йод (I).
Электронная конфигурация внешнего энергетического уровня галогенов ns 2 np 5 . Поскольку, до завершения энергетического уровня галогенам не хватает всего 1-го электрона, в ОВР они чаще всего проявляют свойства окислителей. Степени окисления галогенов: от «-1» до «+7». Единственный элемент группы галогенов – фтор – проявляет только одну степень окисления «-1» и является самым электроотрицательным элементом.
Молекулы галогенов двухатомны: F 2 , Cl 2 , Br 2 , I 2 . С ростом заряда ядра атома химического элемента, т.е. при переходе от фтора к йоду окислительная способность галогенов снижается, что подтверждается способностью вытеснения нижестоящих галогенов вышестоящими из галогеноводородных кислот и их солей:
Br 2 + 2HI = I 2 + 2HBr
Cl 2 + 2KBr = Br 2 + 2KCl
Физические свойства галогенов
При н.у. фтор – газ светло-желтого цвета, обладающий резким запахом. Ядовит. Хлор – газ светло-зеленого цвета, также как и фтор имеет резкий запах. Сильно ядовит. При повышенном давлении и комнатной температуре легко переходит в жидкое состояние. Бром – тяжелая жидкость красно-бурого цвета с характерным неприятным резким запахом. Жидкий бром, а также его пары сильно ядовиты. Бром плохо растворяется в воде и хорощо в неполярных растворителях. Йод – твердое вещество темно-серого цвета с металлическим блеском. Пары йода имеют фиолетовый цвет. Йод легко возгоняется, т.е. переходит в газообразное состояние из твердого, при этом минуя жидкое состояние.
Получение галогенов
Галогены можно получить при электролизе растворов или расплавов галогенидов:
MgCl 2 = Mg + Cl 2 (расплав)
Наиболее часто галогены получают по реакции окисления галогенводородных кислот:
MnO 2 + 4HCl = MnCl 2 + Cl 2 +2H 2 O
K 2 Cr 2 O 7 + 14HCl = 3Cl 2 + 2KCl +2CrCl 3 +7H 2 O
2KMnO 4 +16HCl = 2MnCl 2 +5Cl 2 +8H 2 O +2KCl
Химические свойства галогенов
Наибольшей химической активностью обладает фтор. Большинство химических элементов даже при комнатной температуре взаимодействует с фтором, выделяя большое количество теплоты. Во фторе горит даже вода:
2H 2 O + 2F 2 =4HF + O 2
Свободный хлор менее реакционноспособен, чем фтор. Он непосредственно не реагирует с кислородом, азотом и благородными газами. Со всеми остальными веществами он взаимодействует подобно фтору:
2Fe + Cl 2 = 2FeCl 3
2P + 5Cl 2 = 2PCl 5
При взаимодействии хлора с водой на холоде происходит обратимая реакция:
Cl 2 + H 2 O↔HCl +HClO
Смесь, представляющую собой продукты реакции, называют хлорной водой.
При взаимодействии хлора с щелочами на холоде образуются смеси хлоридов и гипохлоритов:
Cl 2 + Ca(OH) 2 = Ca(Cl)OCl + H 2 O
При растворении хлора в горячем растворе щелочи происходит реакция:
3Cl 2 + 6KOH=5KCl +KClO 3 +3H 2 O
Бром, как и хлор растворяется в воде и, частично реагируя с ней, образует так называемую «бромную воду», тогда как йод в воде практически нерастворим.
Йод существенно отличается по химической активности от остальных галогенов. Он не реагирует с большинством неметаллов, а с металлами медленно реагирует только при нагревании. Взаимодействие йода с водородом происходит только при сильном нагревании, реакция является эндотермической и сильно обратимой:
Н 2 + I 2 = 2HI - 53 кДж.
Примеры решения задач
ПРИМЕР 1
Задание | Рассчитайте объем хлора (н. у.), который прореагировал с иодидом калия, если при этом образовался йод массой 508 г | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Решение | Запишем уравнение реакции:
Cl 2 + 2KI = I 2 + 2KCl Найдем количество вещества образовавшегося йода: v(I 2)=m(I 2)/M(I 2) v(I 2)=508/254=2 моль По уравнению реакции количество вещества хлора. 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
1) Общая электронная конфигурация внешнего энергетического уровня - nS2nP5. 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 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 электролиз раствора NaCl (промышленный способ): 2NaCl + 2H2O ® H2 + Cl2 + 2NaOH Химические свойства Хлор - сильный окислитель. 1) Реакции с металлами: 2Na + Cl2 ® 2NaCl 2) Реакции с неметаллами: H2 + Cl2 –hn® 2HCl 3) Реакция с водой: Cl2 + H2O « HCl + HClO 4) Реакции со щелочами: Cl2 + 2KOH –5°C® KCl + KClO + H2O 5) Вытесняет бром и йод из галогеноводородных кислот и их солей. Cl2 + 2KI ® 2KCl + I2 Соединения хлора Физические свойства Бесцветный газ с резким запахом, ядовитый, тяжелее воздуха, хорошо растворим в воде (1: 400). 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 5) с солями: CaCO3 + 2HCl ® CaCl2 + H2O + CO2 Образование белого осадка хлорида серебра, нерастворимого в минеральных кислотах используется в качестве качественной реакции для обнаружения анионов Cl- в растворе. 2Fe + 3Cl2 ® 2FeCl3 Большинство хлоридов растворимы в воде (за исключением хлоридов серебра, свинца и одновалентной ртути). Хлорноватистая кислота HCl+1O 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 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 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 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 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 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 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 3) Реагирует с водой и щелочами: Br2 + H2O « HBr + HBrO 4) Реагирует с сильными восстановителями: Br2 + 2HI ® I2 + 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 5) с солями: MgCO3 + 2HBr ® MgBr2 + H2O + CO2 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 Из кислородных кислот брома известны слабая бромноватистая HBr+1O и сильная бромноватая HBr+5O3. Йод I2 - открыт Б. Куртуа в 1811 г. Физические свойства Кристаллическое вещество темно-фиолетового цвета с металлическим блеском. Получение Окисление ионов I- сильными окислителями: Cl2 + 2KI ® 2KCl + I2 Химические свойства 1) c металлами: 2Al + 3I2 ® 2AlI3 2) c водородом: 3) с сильными восстановителями: I2 + SO2 + 2H2O ® H2SO4 + 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- Соли йодистоводородной кислоты - йодиды (др. реакции HI см. св-ва HCl и HBr) 2) HI - очень сильный восстановитель: 2HI + Cl2 ® 2HCl + I2 3) Идентификация анионов I- в растворе: NaI + AgNO3 ® AgI¯ + NaNO3 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. 1. Общая характеристика галогенов . Строение атомов и степени окисления галогенов в соединениях. Характер изменения атомных радиусов, энергий ионизации, сродства к электрону и электроотрицательности в ряду F - At. Характер химических связей галогенов с металлами и неметаллами. Устойчивость высших валентных состояний галогенов. Особенности фтора. 1. с. 367-371; 2. с. 338-347; 3. с. 415-416; 4. с. 270-271; 7. с. 340-345. 2. Строение молекул и физические свойства простых веществ галогенов . Характер химической связи в молекулах галогенов. Физические свойства галогенов: агрегатное состояние, температуры плавления и кипения в ряду фтор – астат, растворимость в воде и в органических растворителях. 1. с. 370-372; 2. с. 340-347; 3. с. 415-416; 4. с. 271-287; 8. с. 367-370. 3. Химические свойства галогенов . Причины высокой химической активности галогенов и её изменение по группе. Отношение к воде, растворам щелочей, к металлам и неметаллам. Влияние температуры на состав продуктов диспропорционирования галогенов в растворах щелочей. Особенности химии фтора. Природные соединения галогенов. Принципы промышленных и лабораторных способов получения галогенов. Применение галогенов. Физиологическое и фармакологическое действие галогенов и их соединений на живые организмы. Токсичность галогенов и меры предосторожности при работе с ними. 1. с. 372-374, с. 387-388; 2. с. 342-347; 3. с. 416-419; 4. с. 276-287; 7. с.340-345, с. 355; 8. с. 380-382. Простые вещества галогены, в отличие от водорода, очень активны. Для них наиболее характерны окислительные свойства, которые в ряду F 2 – At 2 постепенно ослабевают. Самый активный из галогенов - фтор: в его атмосфере самовоспламеняются даже вода и песок! Галогены энергично реагируют с большинством металлов, с неметаллами, со сложными веществами. 4. Получение и применение галогенов . 1. с. 371-372; 2. с. 345-347; 3. с. 416-419; 4. с. 275-287; 7. с.340-345; 8. с. 380-382. Все способы получения галогенов основаны на реакциях окисления галогенид-анионов различными окислителями: 2Гал -1 -2е - = Гал Галогены в промышленности получают электролизом расплавов (F 2 и Cl 2) или водных растворов (Cl 2) галогенидов; вытеснением менее активных галогенов более активными из соответствующих галогенидов (I 2 - бромом; I 2 или Br 2 - хлором) Галогены в лаборатории получают окислением галогеноводородов (HCl, HBr) в растворах сильными окислителями (KMnO 4 , K 2 Cr 2 O 7 , PbO 2 , MnO 2 , KClO 3); окислением галогенидов (NaBr, KI) указанными окислителями в кислой среде (H 2 SO 4). Бинарные соединения галогенов1. Соединения с водородом (галогеноводороды) . Характер химической связи в молекулах. Полярность молекул. Физические свойства, агрегатное состояние, растворимость в воде. Характер изменения температур плавления и кипения в ряду HF – HI. Ассоциация молекул фтороводорода. Термическая устойчивость галогеноводородов. Реакционная способность. Кислотные свойства, особенности плавиковой кислоты. Восстановительные свойства. Общие принципы получения галогеноводородов: синтез из простых веществ и из галогенидов. Хлороводород и соляная кислота. Физические и химические свойства. Способы получения. Применение соляной кислоты. Роль соляной кислоты и хлоридов в процессах жизнедеятельности. Галогениды. 1. с. 375-382; 2. с. 347-353; 3. с. 419-420; 4. с. 272-275, с. 289-292; 7. с.354-545; 8. с. 370-373, с. 374-375. 2 . Соединения галогенов с кислородом. 1. с. 377-380; 2. с. 353-359; 3. с. 420-423; 4. с. 292-296; 7. с.350-354; 8. с. 375-376, с. 379. 3. Соединения с другими неметаллами. 1. с. 375-381; 2. с. 342-345; 4. с. 292-296; 7. с.350-355. 4 . Соединения с металлами . 2. с. 342; 4. с. 292-296; 7. с.350-355. Многоэлементные соединения галогенов 1. Кислородсодержащие кислоты хлора и их соли. Хлорноватистая, хлористая, хлорноватая и хлорная кислоты. Изменение кислотных свойств, устойчивости и окислительных свойств в ряду HClO – HClO 4 . Принципы получения этих кислот. Гипохлориты, хлориты, хлораты и перхлораты. Термическая устойчивость и окислительные свойства. Общие принципы получения солей. Применение солей. Хлорная известь. Бертоллетова соль. Перхлорат аммония. 1. с. 382-387; 2. с. 353-359; 3. с. 423; 4. с. 292-296; 7. с.350-354; 8. с. 375-378. 2 . Кислородсодержащие кислоты брома и иода и их соли . 1. с. 382-387; 2. с. 353-359; 3. с. 423; 4. с. 292-296; 7. с.350-354; 8. с. 379-380. 3 . Применение галогенов и их важнейших соединений 1. с. 387-388; 2. с. 345-347; 3. с. 419-423; 4. с. 272-296; 8. с. 380-382. 4 . Биологическая роль соединений галогенов 1. с. 387-388; 2. с. 340-347; 3. с. 419-423; 4. с. 272-296; 8. с. 380-382. Взаимосвязь важнейших соединений хлора: ![]() Лекция 3. Кислородные соединения галогенов Оксиды галогенов. Применение галогенов и их соединений. 1. Оксиды галогенов Галогены образуют ряд соединений с кислородом. Но эти соединения неустойчивы, ∆G o >0, они легко взрываются при нагревании и в присутствии органических соединений. Их получают только косвенным путем. Относительно устойчивы следующие кислородные соединения галогенов:
Также известны Cl 2 O 3 , Br 2 O 3 , BrO 2 , Br 2 O 5 , I 2 O 4 , I 2 O 6 . Получение. OF 2 (оксид фтора, или правильнее – фторид кислорода) – сильнейший окислитель. Его получают действием F 2 на охлажденный разбавленный раствор щелочи: Оксиды хлора и йода можно получить по реакциям: Химические свойства: Термически неустойчивы: Все соединения галогенов с кислородом (кроме OF 2) – кислотные оксиды. Cl 2 O, Cl 2 O 7 , I 2 O 5 при взаимодействии с водой образуют кислоты: ClO 2 , Cl 2 O 6 (С.О.=+4, +6 – неустойчивы) при взаимодействии с водой диспропорционируют: Оксиды галогенов – окислители: OF 2 содержит O +2 – очень сильный окислитель: Оксиды с промежуточной степени окисления галогена диспропорционируют: Кислородсодержащие кислоты галогенов Все кислородсодержащие кислоты галогенов хорошо растворимы в воде. HClO 4 , HIO 3 и H 5 IO 6 известны в свободном виде, остальные нестойки, существуют только в разбавленный водных растворах. Наиболее стабильны соединения в С.О. -1 и +5.
Сравнение силы кислот Строение кислородных кислот хлора: Изменение свойств в ряду кислородных кислот хлора можно показать схемой: Эта закономерность характерна не только для хлора, но и для брома и иода. При возрастании степени окисления галогена увеличивается заряд иона, это усиливает притяжение его к O 2- , и затрудняет диссоциацию по типу основания. Вместе с этим увеличивается отталкивание положительный ионов H + и Э n + , это облегчает диссоциацию по типу кислоты. Рис. 1. Схема фрагмента молекулы Э(ОН) n HOCl – амфотерное соединение: может диссоциировать и по типу кислоты, и по типу основания: В ряду ClO - - ClO 2 - - ClO 3 - - ClO 4 - увеличивается устойчивость кислот и анионов. Это объясняется увеличением числа электронов, принимающих участие в образовании связей: Кратность связи =1 Кратность связи=1,5 d(Cl-O)=0,170 нм d(Cl-O)=0,145 нм С увеличением количества атомов кислорода в кислотах, увеличивается экранирование Cl, поэтому окислительная способность палает. Таким образом, в ряду НClO → НClO 2 → НClO 3 → HClO 4 усиливается сила кислот; увеличивается устойчивость кислот; уменьшается окислительная способность. Сила кислородсодержащих кислот в ряду HOCl-HOBr-HOI уменьшается из-за увеличения ковалентного радиуса и ослабления связи O-Hal: К д 5∙10 -8 2∙10 -9 2∙10 -10 Окислительные свойства уменьшаются В ряду HCO-HBrO-HIO увеличивается устойчивость кислот. Например, при нагревании или действии света они разлагаются: , ∆G о (кДж) HClO, HBrO, HIO Получение. Фторноватистую кислоту получают при помощи реакций: . (при н.у.)!!! Хлорноватистую кислоту получают гидролизом хлора (НСl удаляют действием СaCO 3): Равновесие устанавливается, когда прореагирует 30% хлора. HClO и HBrO получают разложением гипохлоритов и гипобромитов: 2. HClO 2 получают из солей: 3. HHalO 3 получают: Из солей: Окислением галогенов сильными окислителями: 4. HClO 4 , H 5 IO 6 из солей: Химические свойства Разлагаются при нагревании и на свету: Сильные окислители (все кислоты - более сильные окислители, чем их соли): Хлорная кислоты – слабый окислитель только в концентрированных растворах: Соли оксокислот более устойчивы, чем кислоты. Их устойчивость растет с увеличением степени окисления. Химические свойства солей: 1. Хлораты и перхлораты распадаются только при нагревании: 2. Они, как и кислоты, являются окислителями (но более слабыми, чем их кислоты): Получение солей: МеHalO получают пропусканием галогегенов через холодный раствор щелочи, соды, поташа: МеHalO 3 получают пропусканием галогенов через горячие (60-70 о С) растворы щелочей: МеClO 4 и Ме 5 IO 6 окислением хлоратов и иодатов при электролизе или слабым нагреванием: 7. Применение Фтор Плавиковая кислота используется для травления стекла, удаления остатков песка с металлического литья, в химическом синтезе. В ядерной промышленности применяют UF 6 . В качестве хладагентов используют CF 2 Cl 2 . В металлургии применяют CaF 2 . Фторопроизводное этилена тетрафторэтилен в результате полимеризации дает ценный полимер – тефлон, устойчив к химическим реагентам и незаменим в производстве веществ особой чистоты, для изготовления аппаратуры. Фторопроизводные материалы – в медицине, заменители кровеносных сосудов и сердечных клапанов. Изделия из фторопластов широко применяются в авиационной, электротехнической, атомной и др. отраслях. Хлор Хлор необходим для синтеза в органическом и полимерном синтезе. Методом хлорной металлургии получают кремний и тугоплавкие цветные металлы (титан, ниобий, тантал и др.). Применяется как окислитель и для стерилизации питьевой воды. Соляная кислота и галогениды используется в металлургической, текстильной и пищевой промышленности. HClO применяется как бактерицидное и отбеливающее средство. Выделяющийся при растворении кислоты атомарный кислород обесцвечивает красители и убивает микробы: Жавелевая вода – это смесь хлорида и гипохлорита калия, ее получают действием щелочи на «хлорную воду», она обладает отбеливающими свойствами: Белильная или хлорная известь – белый порошок с резким запахом, применяется как отбеливающее и дезинфицирующее средство: Бром Используется в органическом синтезе. В фотографическом деле используется AgBr. Соединения брома применяются для производства лекарств. I 2 необходим для металлургии, его применяют как антисептическое и дезинфицирующее средство. Йод замещает атомы водорода в молекулах белков микроорганизмов, что приводит к их гибели: Для деревообработки применяют KI. Cоединения иода применяются для производства лекарств, в пищевых добавках (NaI), для синтеза и в химическом анализа (иодометрия). Атом водорода имеет электронную формулу внешнего (и единственного) электронного уровня 1s 1 . С одной стороны, по наличию одного электрона на внешнем электронном уровне атом водорода похож на атомы щелочных металлов. Однако, ему, так же как и галогенам не хватает до заполнения внешнего электронного уровня всего одного электрона, поскольку на первом электронном уровне может располагаться не более 2-х электронов. Выходит, что водород можно поместить одновременно как в первую, так и в предпоследнюю (седьмую) группу таблицы Менделеева, что иногда и делается в различных вариантах периодической системы: С точки зрения свойств водорода как простого вещества, он, все-таки, имеет больше общего с галогенами. Водород, также как и галогены, является неметаллом и образует аналогично им двухатомные молекулы (H 2). В обычных условиях водород представляет собой газообразное, малоактивное вещество. Невысокая активность водорода объясняется высокой прочностью связи между атомами водорода в молекуле, для разрыва которой требуется либо сильное нагревание, либо применение катализаторов, либо и то и другое одновременно. Взаимодействие водорода с простыми веществамис металламиИз металлов водород реагирует только с щелочными и щелочноземельными! К щелочным металлам относятся металлы главной подгруппы I-й группы (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr), а к щелочно-земельным — металлы главной подгруппы II-й группы, кроме бериллия и магния (Ca, Sr, Ba, Ra) При взаимодействии с активными металлами водород проявляет окислительные свойства, т.е. понижает свою степень окисления. При этом образуются гидриды щелочных и щелочноземельных металлов, которые имеют ионное строение. Реакция протекает при нагревании: Следует отметить, что взаимодействие с активными металлами является единственным случаем, когда молекулярный водород Н 2 является окислителем. с неметалламиИз неметаллов водород реагирует только c углеродом, азотом, кислородом, серой, селеном и галогенами! Под углеродом следует понимать графит или аморфный углерод, поскольку алмаз — крайне инертная аллотропная модификация углерода. При взаимодействии с неметаллами водород может выполнять только функцию восстановителя, то есть только повышать свою степень окисления: Взаимодействие водорода со сложными веществамис оксидами металловВодород не реагирует с оксидами металлов, находящихся в ряду активности металлов до алюминия (включительно), однако, способен восстанавливать многие оксиды металлов правее алюминия при нагревании: c оксидами неметалловИз оксидов неметаллов водород реагирует при нагревании с оксидами азота, галогенов и углерода. Из всех взаимодействий водорода с оксидами неметаллов особенно следует отметить его реакцию с угарным газом CO. Смесь CO и H 2 даже имеет свое собственное название – «синтез-газ», поскольку из нее в зависимости от условий могут быть получены такие востребованные продукты промышленности как метанол, формальдегид и даже синтетические углеводороды: c кислотамиС неорганическими кислотами водород не реагирует! Из органических кислот водород реагирует только с непредельными, а также с кислотами, содержащими функциональные группы способные к восстановлению водородом, в частности альдегидные, кето- или нитрогруппы. c солямиВ случае водных растворов солей их взаимодействие с водородом не протекает. Однако при пропускании водорода над твердыми солями некоторых металлов средней и низкой активности возможно их частичное или полное восстановление, например: Химические свойства галогеновГалогенами называют химические элементы VIIA группы (F, Cl, Br, I, At), а также образуемые ими простые вещества. Здесь и далее по тексту, если не сказано иное, под галогенами будут пониматься именно простые вещества. Все галогены имеют молекулярное строение, что обусловливает низкие температуры плавления и кипения данных веществ. Молекулы галогенов двухатомны, т.е. их формулу можно записать в общем виде как Hal 2 . Следует отметить такое специфическое физическое свойство йода, как его способность к сублимации или, иначе говоря, возгонке . Возгонкой , называют явление, при котором вещество, находящееся в твердом состоянии, при нагревании не плавится, а, минуя жидкую фазу, сразу же переходит в газообразное состояние. Электронное строение внешнего энергетического уровня атома любого галогена имеет вид ns 2 np 5 , где n – номер периода таблицы Менделеева, в котором расположен галоген. Как можно заметить, до восьмиэлектронной внешней оболочки атомам галогенов не хватает всего одного электрона. Из этого логично предположить преимущественно окисляющие свойства свободных галогенов, что подтверждается и на практике. Как известно, электроотрицательность неметаллов при движении вниз по подгруппе снижается, в связи с чем активность галогенов уменьшается в ряду: F 2 > Cl 2 > Br 2 > I 2 Взаимодействие галогенов с простыми веществамиВсе галогены являются высокоактивными веществами и реагируют с большинством простых веществ. Однако, следует отметить, что фтор из-за своей чрезвычайно высокой реакционной способности может реагировать даже с теми простыми веществами, с которыми не могут реагировать остальные галогены. К таким простым веществам относятся кислород, углерод (алмаз), азот, платина, золото и некоторые благородные газы (ксенон и криптон). Т.е. фактически, фтор не реагирует лишь с некоторыми благородными газами. Остальные галогены, т.е. хлор, бром и йод, также являются активными веществами, однако менее активными, чем фтор. Они реагируют практически со всеми простыми веществами, кроме кислорода, азота, углерода в виде алмаза, платины, золота и благородных газов. Взаимодействие галогенов с неметалламиводородомПри взаимодействии всех галогенов с водородом образуются галогеноводороды с общей формулой HHal. При этом, реакция фтора с водородом начинается самопроизвольно даже в темноте и протекает со взрывом в соответствии с уравнением: Реакция хлора с водородом может быть инициирована интенсивным ультрафиолетовым облучением или нагреванием. Также протекает со взрывом: Бром и йод реагируют с водородом только при нагревании и при этом, реакция с йодом является обратимой: фосфоромВзаимодействие фтора с фосфором приводит к окислению фосфора до высшей степени окисления (+5). При этом происходит образование пентафторида фосфора: При взаимодействии хлора и брома с фосфором возможно получение галогенидов фосфора как в степени окисления + 3, так и в степени окисления +5, что зависит от пропорций реагирующих веществ: При этом в случае белого фосфора в атмосфере фтора, хлора или жидком броме реакция начинается самопроизвольно. Взаимодействие же фосфора с йодом может привести к образованию только триодида фосфора из-за существенно меньшей, чем у остальных галогенов окисляющей способности: серойФтор окисляет серу до высшей степени окисления +6, образуя гексафторид серы: Хлор и бром реагируют с серой, образуя соединения, содержащие серу в крайне не свойственных ей степенях окисления +1 и +2. Данные взаимодействия являются весьма специфичными, и для сдачи ЕГЭ по химии умение записывать уравнения этих взаимодействий не обязательно. Поэтому три нижеследующих уравнения даны скорее для ознакомления: Взаимодействие галогенов с металламиКак уже было сказано выше, фтор способен реагировать со всеми металлами, даже такими малоактивными как платина и золото: Остальные галогены реагируют со всеми металлами кроме платины и золота: Реакции галогенов со сложными веществамиРеакции замещения с галогенамиБолее активные галогены, т.е. химические элементы которых расположены выше в таблице Менделеева, способны вытеснять менее активные галогены из образуемых ими галогеноводородных кислот и галогенидов металлов: Аналогичным образом, бром и йод вытесняют серу из растворов сульфидов и или сероводорода: Хлор является более сильным окислителем и окисляет сероводород в его водном растворе не до серы, а до серной кислоты: Взаимодействие галогенов с водойВода горит во фторе синим пламенем в соответствии с уравнением реакции: Бром и хлор реагируют с водой иначе, чем фтор. Если фтор выступал в роли окислителя, то хлор и бром диспропорционируют в воде, образуя смесь кислот. При этом реакции обратимы: Взаимодействие йода с водой протекает в настолько ничтожно малой степени, что им можно пренебречь и считать, что реакция не протекает вовсе. Взаимодействие галогенов с растворами щелочейФтор при взаимодействии с водным раствором щелочи опять же выступает в роли окислителя: Умение записывать данное уравнение не требуется для сдачи ЕГЭ. Достаточно знать факт о возможности такого взаимодействия и окислительной роли фтора в этой реакции. В отличие от фтора, остальные галогены в растворах щелочей диспропорционируют, то есть одновременно и повышают и понижают свою степень окисления. При этом, в случае хлора и брома в зависимости от температуры возможно протекание по двум разным направлениям. В частности, на холоду реакции протекают следующим образом: а при нагревании: Йод реагирует с щелочами исключительно по второму варианту, т.е. с образованием йодата, т.к. гипоиодит не устойчив не только при нагревании, но также при обычной температуре и даже на холоду. |