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)

 
 
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- - 2e ® 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
 
 
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
H–O–Cl
 
Физические свойства
 
Существует только в виде разбавленных водных растворов.
 
Получение
 
Cl2 + H2O « HCl + HClO
 
Химические свойства
 
HClO - слабая кислота и сильный окислитель:
 

      1)     Разлагается, выделяя атомарный кислород

 
HClO  –на свету® HCl + O­
 

      2)     Со щелочами дает соли - гипохлориты

 
HClO + KOH ® KClO + H2O
 

      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  –t°® 4ClO2­ + 3O2­ + 2H2O
KClO4  –t°® KCl + 2O2­
 
БРОМ И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ
 
Бром Br2 - открыт Ж. Баларом в 1826 г.
 
Физические свойства
 
Бурая жидкость с тяжелыми ядовитыми парами; имеет неприятный запах; r= 3,14 г/см3; t°пл. = -8°C; t°кип. = 58°C.
 
Получение
 
Окисление ионов Br -  сильными окислителями:
 
MnO2 + 4HBr ® MnBr2 + Br2 + 2H2O
Cl2 + 2KBr ® 2KCl + Br2
 
Химические свойства
 
В свободном состоянии бром - сильный окислитель; а его водный раствор - "бромная вода" (содержащий 3,58% брома) обычно используется в качестве слабого окислителя.
 

      1)     Реагирует с металлами:

2Al + 3Br2 ® 2AlBr3
 

      2)     Реагирует с неметаллами:

H2 + Br2 « 2HBr
2P + 5Br2 ® 2PBr5
 

      3)     Реагирует с водой и щелочами :

Br2 + H2O « HBr + HBrO
Br2 + 2KOH ® KBr + KBrO + H2O
 

      4)     Реагирует с сильными восстановителями:

Br2 + 2HI ® I2 + 2HBr
Br2 + H2S ® S + 2HBr
 
Бромистый водород HBr
 
Физические свойства
 
Бесцветный газ, хорошо растворим в воде; t°кип. = -67°С; t°пл. = -87°С.
 
Получение
 

      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.
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.

 

 

 

Другие записи

10.06.2016. Растворимость твердых веществ
Растворимость веществ, являющихся твердыми при температуре растворения, выражена через массовый коэффициент растворимости k (в граммах безводного вещества на 100 г воды). Как правило, растворимость приведена…
10.06.2016. Растворимость газообразных и жидких веществ
Приведена растворимость жидких веществ (отмечено рядом с формулой) и газов (остальные вещества). Растворимость выражена массовым коэффициентом растворимости k (в граммах вещества на 100 г воды)б объемным…
10.06.2016. Подгруппа углерода
УГЛЕРОД Аллотропия Алмаз Кристаллическое вещество, прозрачное, сильно преломляет лучи света, очень твёрдое, не проводит электрический ток, плохо проводит тепло, r = 3,5 г/см3; t°пл. = 3730°C; t°кип. = …
10.06.2016. Кислотно-основные индикаторы
Приведены распространенные в лабораторной практике кислотно-основные индикаторы в порядке возрастания значений рН, вызывающих изменение окраски. Первая окраска соответствует значениям рН до интервала,…
10.06.2016. Водород
Водород H - первый элемент в периодической системе, самый распространённый элемент во Вселенной (92%); в земной коре массовая доля водорода составляет всего 1%.Впервые выделен в чистом виде Г. Кавендишем…