Химические реакции галогенов с солями. Галогены: физические свойства, химические свойства

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.

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:

Свойства
Внешний вид при н.у.	Желтый газ	Желто-коричн. газ. Ядовит	Желто-зелен. газ.	Темно-красная жидкость	Бесцветная жидкость. Взрывоопасна	Бесцв. крист. вещество
Темп. пл., о С					(устойчивее остальных оксидов)	Разл. при t>350 o C
∆G o , кДж/моль
Строение молекул
	→ Усиление окислительной активности →

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.

		Внешний вид	Кисл.-осн. свойства		Названия кислот	Названия солей
		Существуют только в растворе	Слабые кислоты Амфотерное соед.		Фторноватистая Хлорноватистая Бромноватистая Иодноватистая	Гипофториты Гипохлориты Гипобромиты Гипоиодиты
			Кислота средн. силы		Хлористая
		Бесцв. кристаллы	Сильные кислоты		Хлорноватая Бромноватая Иодноватая
		Бесцв. жидкость Бесцв. кристаллы	Самая сильная кислота Слабая кислота		Ортоодная	Перхлораты Перброматы Периодаты

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).

Галогены – так обозначаются элементы химической таблицы Менделеева, расположенные в семнадцатой группе. Особенность в том, что они вступают в реакцию почти что со всеми веществами простого типа, исключая лишь определенные неметаллы. Так как они выступают в роли энергетических окислителей, в природе они смешиваются с другими веществами. Химическая активность галогенов напрямую зависит от порядкового номера.

Общие сведения о галогенах

Галогенами называют данные элементы: фтор, хлор, бром, йод и астат. Все они относятся к ярко выраженным неметаллам. Только лишь в йоде можно при определенных обстоятельствах обнаружить свойства, приписываемые металлам.

Изначально был использован термин «галоген» в 1811 году немецким ученым И. Швейггером, который дословно с греческого переводится как «солерод».

Будучи в основном состоянии электронная конфигурация атомов галогенов следующая – ns 2 np 5, где буквой n отмечается главное квантовое число или период. Если сравнить атом хлора с остальными галогенами, будет заметно, что его электроны слабо экранированы от ядра, из-за чего тот характеризуется высокой удельной электронной плотностью и меньшим радиусом, а также имеет большие значения энергии ионизации и электроотрицательности.

Фтор (F) – элемент, доступный в виде солей, которые рассеяны по разным горным породам. Наиболее важное соединение – минерал флюорит и плавиковый шпат. Также небезызвестен минерал криолит.

Хлор (Cl) – является наиболее распространенным галогеном. Его важнейшим природным соединением считается хлорид натрия, который применяется в качестве основного сырья, если нужно получить другие хлористые соединения. Хлорид натрия в большей массе распространен в водах морей и океанов, но встретить его можно и в некоторых озерах. Отыскать данный галоген можно и в твердом виде, так называемой каменной соли.

Бром (Br) – в условиях природы имеет вид солей натрия и калия в паре с хлористыми солями. Как правило, встречается в соленых озерах и морях.

Йод (J) – химический элемент, который также нередко встречается в морской воде, но в очень малых количествах, поэтому выделение его из влаги – процедура достаточно затруднительная. Заметим, что существует определенный вид морских водорослей – ламинарии, в их тканях происходит накопление йода. Из золы этих водорослей и добывается йод. Встретить йод можно и в буровых водах, пролегающих под землей.

Астат (At) – практически не встречаемый в условиях природы химический элемент. Чтобы его добыть, искусственно осуществляются ядерные реакции. У астата имеется самый долгоживущий изотоп, период полураспада которого составляет 8.3 часа.

Химические особенности галогенов

Задавая вопрос, галогены – что это такое, следует ответить, что это все элементы Менделеевской таблицы, где у каждого есть свой собственный показатель химической активности. При рассмотрении последней у фтора следует отметить, что она максимально высокая. Академик А.Е. Ферсман называет фтор всесъедающим. Так, если взять комнатную температуру, то в атмосфере фтора будут сгорать железо, свинец и щелочные металлы.

Важно! Фтор не оказывает никакого воздействия на определенные металлы (медь, никель), на поверхности которых образуется защитный слой в виде фторида. Но если нагреть фтор, реакция начнет появляться.

Отметим реакцию фтора на многие неметаллы, среди которых водород, йод, углерод, бор и другие. В условиях холода образуются соответствующие соединения, которые способны привести к взрыву или образованию пламени. Фтор не способен реагировать лишь на кислород, азот и углерод (последний должен быть в виде алмаза).

Очень энергичная реакция замечена на сложные вещества. В атмосфере фтора сгорают даже довольно стойкие вещества в виде стекла (вата) и водяного пара. Следует заметить, что фтор нельзя растворить в воде, так как он способен ее энергично растворять.

Обратите внимание! Фтор является самым сильным окислителем.

Каждые галогенные соединения имеют свои особенности, так, у хлора также заметна высокая химическая активность, хоть и уступающая фтору. Данный элемент способен оказывать действие на все простые вещества, исключая лишь кислород, азот и благородные газы. В условиях высокой температуры следующие неметаллы: фосфор, мышьяк, кремний и сурьма, вступая в реакцию с хлором, выделяют большое количество тепла. В условиях комнатной температуры и без света хлор почти что не оказывает воздействия на водород, но если его нагреть или добавить яркий солнечный свет, реакция способна привести к взрыву.

Реакция хлора на воду следующая: образуется соляная и хлорноватистая кислота. Если в хлор внести фосфор, то последний загорится, в результате чего образуется трех,- и пятихлористый фосфор.

Чтобы получить хлор, необходимо осуществить электролиз концентрированных водных растворов NaCl. Со стороны угольного анода начнет выделяться хлор, а на катоде – водород. Используя хлор, получают хлористый водород и соляную кислоту, которая применяется с целью отбеливания бумаги и тканей и, если требуется обеззаразить питьевую воду.

Галогенные соединения с бромом имеют более низкую химическую активность, нежели с хлором. Бром с водородом соединяются лишь в условиях нагревания. Для получения брома необходимо окислить HBr. В промышленных условиях используются бромиды и хлористый раствор. На территории России основной источник брома – подземные буровые воды и насыщенные растворы определенных соляных озер.

У йода еще меньший показатель химической активности, которую имеют другие галогенные соединения. Несмотря на меньшую активность, данный элемент также способен вступать в реакцию со многими неметаллами в обычных условиях, в результате чего образуются соли (если обратить внимание, то слово «галоген» исходит от слов «рождение соли»).

Для реакции йода с водородом требуется довольно сильное нагревание. Сама реакция неполная, так как жидкий водород начинает разлагаться.

Сравнивая галогенные соединения, отмечается, что их активность становится меньше от фтора к астату. Особенность галогенов в том, что они вступают в реакцию со многими простыми веществами. В случае с металлами наблюдается быстрая реакция, при которой выделяется большое количество тепла.

Особенности добычи и использования галогенов

В естественных условиях галогены – анионы, поэтому для получения свободных галогенов применяется метод окисления электролизом или с использованием окислителей. К примеру, чтобы получить хлор, необходимо сделать гидролиз раствора поваренной соли. Галогенные соединения используются во многих отраслях:

• Фтор. Несмотря на большую реактивность, данный химический элемент находит частое применение в промышленности. К примеру, фтор – ключевой элемент тефлона и прочих фторполимеров. Также в виде органических химических веществ представим хлорфторуглероды, ранее используемые как хладагенты и пропелленты в аэрозолях. Впоследствии их прекратили применять, так как была вероятность, что они воздействуют на окружающую среду. Фтор часто встречается в составе зубной пасты, направленный на сохранение целостности зубов. Также данный галоген можно застать в глине, где он актуален для производства керамики;
• Хлор. Наиболее частое использование хлора – дезинфекция питьевой воды и бассейнов. А такое соединение, как гипохлорит натрия, – основной компонент отбеливателя. Промышленные структуры и лаборатории не обходятся без применения соляной кислоты. В состав поливинилхлорида также входит фтор, как и в другие полимеры, при помощи которых осуществляется изоляция труб, проводки и прочих коммуникаций. Нашлось хлору применение и в фармацевтике, где на его основе производятся лекарства, при помощи которых лечатся инфекции, аллергии и диабет. Как было отмечено выше, хлор хорошо дезинфицирует, поэтому с его помощью стерилизуется больничное оборудование;
• Бром. Главная особенность данного химического элемента в том, что он негорюч. По этой причине он успешно используется для подавления горения. Бром в составе с другими элементами в одно время шел для производства специальных средств для огорода, благодаря которым гибли все бактерии. Но со временем средство запретили с предлогом, что последнее оказывает негативное воздействие на озоновый слой планеты. Также бром актуален в таких сферах: производство бензина, изготовление фотопленки, огнетушителей и некоторых лекарств;
• Йод. Важный химический элемент, от которого зависит правильное функционирование щитовидной железы. Из-за нехватки йода в организме последняя может даже начать увеличиваться в размерах. Йод себя отлично зарекомендовал как антисептическое средство. Йод встречается в растворах, при помощи которых очищают раны;
• Астат. Данный галоген является не только редкоземельным, но и радиоактивным, по этой причине не находит особенного применения.

Галогены и их физические свойства

Наличие тех или иных химических и физических свойств напрямую зависит от строения атома элемента. По большей части, у всех галогенов схожие свойства, но все же имеются определенные особенности:

• Фтор. Элемент в виде светло-зеленого газа с ядовитыми свойствами;
• Хлор. Желто-зеленый газ, также ядовитый, с резким, удушливым и неприятным запахом. Элемент способен легко растворяться в воде, из-за чего образуется хлорная вода;
• Бром. Выступает в качестве единственного жидкого неметалла. Это тяжелый элемент, выполненный в красно-буром цвете. Если поместить бром в какой-либо сосуд, стенки последнего окрасятся в красно-бурый цвет, выделяемый с парами галогена. Запах брома тяжелый и неприятный. Для хранения брома используются специальные склянки, имеющие притертые пробки и колпаки. Важно заметить, что последние не должны быть сделаны из резины, так как элемент способен легко разъесть этот материал;
• Йод. Темно-серое кристаллическое вещество, в парах имеющее фиолетовый цвет. Обычные условия не дают возможность привести йод в состояние плавления, а тем более кипения, так как даже слабое нагревание элемента приводит к его возгонке: когда он из твердого переходит в газообразное состояние. Этим свойством обладает не только йод, но и некоторые другие вещества. Это свойство пригодилось при очистке веществ от примесей. Йод – один из тех элементов, которые плохо растворяются в воде. Последняя получает светло-желтый цвет. Особенно хорошо йод способен растворяться в спирте, в результате чего начали делать 5-10% йодный раствор, называемый йодной настойкой.

Галогенные соединения и их роль в организме человека

При выборе зубной пасты многие обращают внимание на состав: есть ли в нем фтор. Данный компонент добавляется не просто так, ведь именно он способствует построению зубной эмали и костей, а также способен сделать зубы более стойкими к кариесу. Процессы обмена веществ также не обходятся без помощи фтора.

В организме человека немаловажное значение играет также хлор, активно участвующий в сохранении водно-солевого баланса, а также поддерживающий осмотическое давление. Благодаря хлору, эффективнее функционирует обмен веществ, построение тканей. Лучшему пищеварению способствует именно соляная кислота, без которой невозможно было бы переваривать пищу.

Хлор обязателен для человеческого организма и должен поступать в него в определенных количествах. Если пренебрегать нормой поступления элемента в организм, можно столкнуться с отеками, головными болями и прочими неприятными ощущениями.

Бром в небольших количествах находится в мозге, почках, крови и печени. В медицине бром – отличное средство успокоительного типа. Однако его необходимо давать в строгих пропорциях, так как последствия у передозировки не лучшие: угнетенное состояние нервной системы.

Йод строго необходим щитовидной железе, помогая последней активно бороться с поступающими в организм бактериями. Если в организме человека недостаточно йода, может начаться заболевание щитовидной железы.

В качестве вывода отметим, что галогены необходимы не только для реализации многих повседневных вещей, но и для эффективного функционирования нашего организма. Данные химические элементы имеют определенные особенности, которые находят свое применение в различных отраслях человеческой жизнедеятельности.

Видео

Фтор может быть только окислителем, что легко объяснить его положением в периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева. Это сильнейший окислитель, окисляющий даже некоторые благородные газы:

2F 2 +Хе=XeF 4

Высокую химическую активность фтора следует объяснить

о на разрушение молекулы фтора требуется намного меньше энергии, чем ее выделяется при образовании новых связей.

Так, вследствие малого радиуса атома фтора неподеленные электронные пары в молекуле фтора взаимно сталкиваются и ослабевает

Галогены взаимодействуют почти со всеми простыми веществами.

1. Наиболее энергично протекает реакция с металлами. При нагревании фтор взаимодействует со всеми металлами (в том числе с золотом и платиной); на холоду реагирует с щелочными металлами, свинцом, железом. С медью, никелем реакция на холоду не протекает, поскольку на поверхности металла образуется защитный слой фторида, предохраняющий металл от дальнейшего окисления.

Хлор энергично реагирует с щелочными металлами, а с медью, железом и оловом реакция протекает при нагревании. Аналогично ведут себя бром и иод.

Взаимодействие галогенов с металлами является экзотерми­ческим процессом и может быть выражена уравнением:

2М+nHaI 2 =2МНаI DH<0

Галогениды металлов являются типичными солями.

Галогены в этой реакции проявляют сильные окислительные свойства. При этом атомы металла отдают электроны, а атомы галогена принимают, например:

2. При обычных условиях фтор реагирует с водородом в тем­ноте со взрывом. Взаимодействие хлора с водородом протекает на ярком солнечном свету.

Бром и водород взаимодействуют только при нагревании, а иод с водородом реагирует при сильном нагревании (до 350°С), но этот процесс обратимый.

Н 2 +Сl 2 =2НСl Н 2 +Br 2 =2НBr

Н 2 +I 2 « 350° 2HI

Галоген в данной реакции является окислителем.

Как показали исследования, реакция взаимодействия водо­рода с хлором на свету имеет следующий механизм.

Молекула Сl 2 поглощает квант света hv и распадается на неор­ганические радикалы Сl . . Это служит началом реакции (первона­чальное возбуждение реакции). Затем она продолжается сама со­бой. Радикал хлора Сl . реагирует с молекулой водорода. При этом образуется радикал водорода Н. и НСl. В свою очередь радикал водорода Н. реагирует с молекулой Сl 2 , образуя НСl и Сl . и т.д.

Сl 2 +hv=Сl . +Сl .

Сl . +Н 2 =НСl+Н.

Н. +Сl 2 =НСl+С1 .

Первоначальное возбуждение вызвало цепь последователь­ных реакций. Такие реакции называются цепными. В итоге полу­чается хлороводород.

3. Галогены с кислородом и азотом непосредственно не взаи­модействуют.

4. Хорошо реагируют галогены с другими неметаллами, на­пример:

2Р+3Сl 2 =2РСl 3 2Р+5Сl 2 =2РСl 5 Si+2F 2 =SiF 4

Галогены (кроме фтора) не реагируют с инертными газами. Химическая активность брома и иода по отношению к неме­таллам выражена слабее, чем у фтора и хлора.

Во всех приведенных реакциях галогены проявляют окисли­тельные свойства.

Взаимодействие галогенов со сложными веществами. 5. С водой.

Фтор реагирует с водой со взрывом с образованием атомарного кислорода:

H 2 O+F 2 =2HF+O

Остальные галогены реагируют с водой по следующей схеме:

Гал 0 2 +Н 2 О«НГал -1 +НГал +1 О

Эта реакция является реакцией диспропорционирования, когда галоген является одновременно и восстановителем, и окис­лителем, например:

Сl 2 +Н 2 O«НСl+НСlO

Cl 2 +H 2 O«H + +Cl - +HClO

Сl°+1e - ®Сl - Cl°-1e - ®Сl +

где НСl - сильная соляная кислоты; НСlO - слабая хлорноватис­тая кислота

6. Галогены способны отнимать водород от других веществ, скипидар+С1 2 = НС1+углерод

Хлор замещает водород в предельных углеводородах: СН 4 +Сl 2 =СН 3 Сl+НСl

и присоединяется к непредельным соединениям:

С 2 Н 4 +Сl 2 =С 2 Н 4 Сl 2

7. Реакционная способность галогенов снижается в ряду F-Сl - Br - I. Поэтому предыдущий элемент вытесняет последую­щий из кислот типа НГ (Г - галоген) и их солей. В этом случае активность убывает: F 2 >Сl 2 >Br 2 >I 2

Применение

Хлор применяют для обеззараживания питьевой воды, отбел­ки тканей и бумажной массы. Большие количества его расходу­ются для получения соляной кислоты, хлорной извести и др. Фтор нашел широкое применение в синтезе полимерных материалов - фторопластов, обладающих высокой химической стойкостью, а также в качестве окислителя ракетного топлива. Некоторые со­единения фтора используют в медицине. Бром и иод - сильные окислители, используются при различных синтезах и анализах веществ.

Большие количества брома и иода расходуются на изготовле­ние лекарств.

Галогеноводороды

Соединения галогенов с водородом НХ, где X - любой га­логен, называются галогеноводородами. Вследствие высокой электроотрицательности галогенов связующая электронная пара смещена в их сторону, поэтому молекулы этих соединений полярны.

Галогеноводороды - бесцветные газы, с резким запахом, легко растворимы в воде. При 0°С в 1 объеме воды растворяете 500 объемов НС1, 600 объемов HBr и 450 объемов HI. Фтороводород смешивается с водой в любых соотношениях. Высокая раство­римость этих соединений в воде позволяет получать концентриро-

Таблица 16. Степени диссоциации галогеноводородных кислот

ванные растворы. При растворении в воде галогеноводороды диссоциируют по типу кислот. HF относится к слабо диссоциированным соединениям, что объясняется особой прочностью связи в куле. Остальные же растворы галогеноводородов относятся к числу сильных кислот.

HF - фтороводородная (плавиковая) кислота НС1 - хлороводородная (соляная) кислота HBr - бромоводородная кислота HI - иодоводородная кислота

Сила кислот в ряду HF - НСl - HBr - HI возрастает, что объясняется уменьшением в том же направлении энергии связи и увеличением межъядерного расстояния. HI - самая сильная кислота из ряда галогеноводородных кислот (см. табл. 16).

Поляризуемость растет вследствие того, что вода поляризует

больше ту связь, чья длина больше. I Соли галогеноводородных кислот носят соответственно следующие названия: фториды, хлориды, бромиды, иодиды.

Химические свойства галогеноводородных кислот

В сухом виде галогеноводороды не действуют на большинство металлов.

1. Водные растворы галогеноводородов обладают свойствами бескислородных кислот. Энергично взаимодействуют со многими металлами, их оксидами и гидроксидами; на металлы, стоящие в электрохимическом ряду напряжений металлов после водорода, не действуют. Взаимодействуют с некоторыми солями и газами.

Фтороводородная кислота разрушает стекло и силикаты:

SiO 2 +4HF=SiF 4 +2Н 2 O

Поэтому она не может храниться в стеклянной посуде.

2. В окислительно-восстановительных реакциях галогеноводородные кислоты ведут себя как восстановители, причем восста­новительная активность в ряду Сl - , Br - , I - повышается.

Получение

Фтороводород получают действием концентрированной серной кислоты на плавиковый шпат:

CaF 2 +H 2 SO 4 =CaSO 4 +2HF­

Хлороводород получают непосредственным взаимодействием водорода с хлором:

Н 2 +Сl 2 =2НСl

Это синтетический способ получения.

Сульфатный способ основан на реакции концентрированной

серной кислоты с NaCl.

При небольшом нагревании реакция протекает с образовани­ем НСl и NaHSO 4 .

NaCl+H 2 SO 4 =NaHSO 4 +HCl­

При более высокой температуре протекает вторая стадия ре­акции:

NaCl+NaHSO 4 =Na 2 SO 4 +HCl­

Но аналогичным способом нельзя получить HBr и HI, т.к. их соединения с металлами при взаимодействии с концентрировав-

ной серной кислотой окисляются, т.к. I - и Br - являются сильны­ми восстановителями.

2NaBr -1 +2H 2 S +6 O 4(к) =Br 0 2 +S +4 O 2 ­+Na 2 SO 4 +2Н 2 O

Бромоводород и иодоводород получают гидролизом PBr 3 и PI 3: PBr 3 +3Н 2 O=3HBr+Н 3 PO 3 PI 3 +3Н 2 О=3HI+Н 3 РO 3

Галогениды

Галогениды металлов являются типичными солями. Харак­теризуются ионным типом связи, где ионы металла имеют поло­жительный заряд, а ионы галогена отрицательный. Имеют крис­таллическую решетку.

Восстановительная способность галогенидов повышается в ряду Сl - , Br - , I - (см. §2.2).

Растворимость малорастворимых солей уменьшается в ряду AgCl - AgBr - AgI; в отличие от них, соль AgF хорошо раство­рима в воде. Большинство же солей галогеноводородных кислот хорошо растворимы в воде.

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 веществами

с металлами

Из 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 неметаллами

Из 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 веществами

с оксидами металлов

Водород 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 неметаллов

Из 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 кислотами

С 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 солями

В 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 галогенов

Галогенами 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 веществами

Все 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 неметаллами

водородом

При 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:

фосфором

Взаимодействие 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:

серой

Фтор 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 металлами

Как 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 веществами

Реакции замещения с галогенами

Более 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 водой

Вода 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 щелочей

Фтор 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.