Химические свойства галогенов

Элементы главной подгруппы VII группы. Галогены.

Свойства 9F 17Cl 35Br 53I 85At
Возможные степени окисления -1, 0 -1,0, +1, +3, +5, +7, (+7 для брома не характерна) -1, 0, +1 известно
           
Агрегатное состояние (н. у.), цвет газ сетло-зеленый газ желто-зеленый жидкость красно-коричневая тв. вещество черно-фиолетовое тв. вещество радиоактивный элемент

Приведены конфигурации внешних электронных уровней атомов соответствующих элементов. Конфигурации остальных электронных уровней совпадают с таковыми для благородных газов, завершающих предыдущий период и указанных в скобках.

Распространение в природе и минералы

Вприроде встречаются в виде солей. Фтор - CaF2 - флюорит, 3Сa3(PO4)2× CaF2 - фтороапатит, NaCl - самородная и в воде соляных озер, остальные NaГ и КГ - морская вода, водоросли.

В живом организме NaCl - плазма крови, HCl - желудочный сок, I - гормоны щитовидной железы, F - зубы.

Физические свойства

Все галогены имеют резкий запах, очень токсичны, вдыхание их даже в небольших дозах вызывает раздражение дыхательных путей и слизистой оболочки горла и носа. (Молекулы иода удерживаются в решетке за счет сил Ван-дер-Ваальса. Эти силы слабые и они тем больше, чем больше радиус. Отсюда возгонка иода при небольшом нагревании.)

Общая характеристика

Электронная конфигурация ns2np5

До завершения внешнего уровня им не хватает 1 е- , поэтому принимая 1 электрон Г являются окислителями и ст. окисления -1, 0 (свободный атом):

Г + е- → Г- (окислители) Окислительные свойства от F к At уменьшаются.

Все элементы, кроме F могут проявлять положительные степени окисления +1, +3, +5, +7, так как у них есть свободные (вакантные) d-орбитали:

Г - е- → Г+ (восстановители)

Г - 3 е- → Г3+

Г - 5 е- → Г5+

Г - 7 е- → Г7+

В подгруппе галогенов (↓) уменьшаются неметаллические и окислительные свойства, и соответственно, увеличиваются металлические и восстановительные свойства.

Химические свойства галогенов

Галогены очень активны, вступают во взаимодействие почти со всеми веществами. Наибольшей активностью обладает фтор. Он непосредственно реагирует со всеми элементами периодической системы, кроме кислорода и благородных газов (He, Ar, Ne)

Химические свойства галогенов - student2.ru S + F2 → SF4 при низких температурах

P + F2 → PF5

Fe + F2 → FeF3

Cr + F2 → CrF3 (Большинство металлов даже при комнатной температуре загорается в его атмосфере, выделяя большое количество теплоты)

Фтор соединяется с водородом со взрывом, даже в темноте: H2 + F2 → HF

При нагревании фтор окисляет все другие галогены:

Г2 + F2 → ГF

где Г = Cl, Br, I, причем в соединениях ГF степени окисления хлора, брома и иода равны 1+.

Фтор взаимодействует со сложными веществами очень энергично:

SiO2 (речной песок) + F2 → SiF4 + O2

Он окисляет воду, при этом реакция носит взрывной характер:

H2O + F2 → HF + O

Параллельно идут следующие реакции:

2 O → O2

O + H2O → H2O2

O + O2 → O3

O + F2 → OF2

(у кислорода положительная степень окисления +2, фторид кислорода)

F2 + NaOH → NaF + OF2 + H2O

Свободный хлор также очень реакционноспособен, хотя его активность и меньше, чем у фтора. Он непосредственно реагирует со всеми простыми веществами, за исключением кислорода, азота и благородных газов, например:

Cu + Cl2 → CuCl2 (kt – вода) Хлор окислитель

Feпорошок + Сl2 → FeCl3

P + Сl2 → PCl5 + РСl3 (белый дым и даже воспламенение)

Sbизмельчённая + Сl2 → SbCl5

Хлор взаимодействует с водородом:

H2 + Cl2 → HCl

При комнатной температуре хлор с водородом не реагирует; при нагревании эта реакция протекает, но оказывается сильно обратимой, а при мощном облучении протекает необратимо (со взрывом) по цепному механизму.

Хлор способен при нагревании вытеснять бром или йод из их соединений с водородом или металлами:

Химические свойства галогенов - student2.ru

Правило: вышестоящий галоген окисляет нижестоящий, (т.е. с большей атомной массой).

Хлор может быль и восстановителем, но только по отношению ко фтору:

F2 + Cl2 → ClF, ClF3, ClF5, ClF7

Хлор, растворяясь в воде и частично реагируя с ней, образует равновесную смесь веществ, называемую хлорной водой.

Cl2 + H2O ↔ HCl + HClO (равновесие реакции смещено влево)

Cl2 + H2Oгор ↔ HCl + HClO3

Хлор в левой части последнего уравнения имеет степень окисления 0. В результате реакции у одних атомов хлора степень окисления стала1- (в НС1), у других1+ (в хлорноватистой кислоте НОС1). Такая реакция — пример реакции самоокисления-самовосстановления, или диспропорционирования.

Хлор может таким же образом реагировать (диспропорционировать) со щелочами:

Сl2 + NaOH → NaCl + NaClO + H2O

гипохлорит Na

Сl2 + KOH → KCl + KClO + H2O

Раствор хлора в щёлочи называется жавелевой водой.

Сl2 + KOH → KCl + KClO3 + H2O при t > 350 C образуется хлорат калия или так называемая бертолетова соль.

При взаимодействии хлора с гашёной известью Ca(OH)2 образуется хлорная (белильная) известь:

Сl2 + Ca(OH)2 → CaCl2 + Ca(ClO)2 + H2O

Сl2 + Ca(OH)2 Химические свойства галогенов - student2.ru CaOCl2 тоже белильная известь с большим содержанием активного хлора.

Бром, йод, астат – полные электронные аналоги. Окислительные свойства выражены слабее, так как ат. радиус увеличивается ↓, т.е. им труднее присоединять электроны.

Взаимодействие Br2 и J2 с водородом, вероятно, также включает цепные процессы. Реакция с бромом протекает медленно, а с йодом идёт лишь при нагревании и не доходит до конца – в системе устанавливается равновесие.

H2 + Br2 ↔ HBr

H2 + I2 ↔ HIразлагается на H2 и I2

Al + I2 Химические свойства галогенов - student2.ru AlI3 (kt – вода, реакция протекает с выделение тепла и света).

Ранее отмечалось, что хлор, бром и йод могут отдавать электроны, т.е. быть восстановителями:

I2 + HNO3 → NO + HIO3 + H2O

(HNO3 только окислитель, max ст. окисления)

Бром, так же как и хлор, растворяется в воде и, частично реагируя с ней, образует так называемую “бромную воду”

Br2 + H2O ↔ HBr + HBrO (равновесие реакции смещено влево)

I2 + H2O ↔ HI + HIO (практически не взаимодействует)

HIO → HI + HIO3

I2 + H2O ↔ HI + HIO3 йодноватая

Br2 + NaOH → NaBr + NaBrO + H2O

гипобромит Na

I2 + NaOH → NaI + NaIO3 + H2O

йодат Na

Получение галогенов

Галогены получают из соединений, которые содержат галогенид-ион. Общая реакция получения галогенов: 2Г- - 2 е- → Г2

Фтор в промышленности и в лаборатории получают электролизом расплавов их солей, например KHF2:

Анод «+»: 2F- - 2 е- → F2

Катод «-»: 2H+ +2 е- → H2

Хлор в промышленности получают электролизом расплава или водного раствора NaCl.

а) Электролиз водного раствора хлорида натрия

NaCl → Na+ + Cl- этих ионов много

H2O ↔ H+ + OH- слабый электролит

Катод: Na+, H+ Анод: Cl-, OH-

2H+ +2 е- → H2 2Cl- - 2 е- → Cl2

или 2H2O + 2е- → H2 + 2OH-

Суммарное уравнение электролиза:

NaCl + H2O Химические свойства галогенов - student2.ru H2+ Cl2+ NaOH

б) электролиз расплава хлорида натрия

Анод «+»:2Cl- - 2 е- → Cl2

Катод «-»: 2Na+ +2 е- → 2 Na

NaCl(тв) Химические свойства галогенов - student2.ru Na+ Cl2

В лаборатории хлор получают действием различных окислителей на концентрированную соляную кислоту, например:

Химические свойства галогенов - student2.ru

Другие окислители: KMnO4, K2Cr2O7, KClO3, PbO2, CrO3.

Восстановитель – HCl концентрированная.

Бром и иод в промышленности, как правило, получают химическим способом, например по реакции замещения:

КГ + Cl2 → Г2 + KCl (Г = Br, J)

В лаборатории их получают окислением бромидов или йодидов в кислой среде сильными окислителями:

KMnO4 + H2SO4 + NaBr → Br2 + Na2SO4 + MnSO4 + H2O + K2SO4

Для лабораторных работ

В органических растворителях хлор имеет зелёный цвет, бром – оранжевый, иод – малиновый.

Соединения галогенов

Водородные соединения

HF НС1 HBr HI

фтороводород…

Все галогеноводороды при обычных условиях бесцветные газы с раздражающим слизистую оболочку запахом. Химическая связь, осуществляемаяв их молекулах, — ковалентная полярная, причем полярность связи в ряду HF — НС1 — HBr — HI падает. Прочность связи также уменьшается в этом ряду. Вследствие своей полярности все галогеноводороды, в отличие от галогенов, хорошо растворимы в воде.

При растворении галогеноводородов в воде происходит их диссоциация на ионы и образуются растворы соответствующих галогеноводородных кислот. Причем при растворении HI, HBr и НС1 диссоциируют почти полностью, поэтому образующиеся кислоты относятся к числу сильных. В отличие от них фтороводородная (плавиковая) кислота является слабой. Это объясняется ассоциацией молекул HF вследствие возникновения между ними водородных связей. Таким образом, сила кислот увеличивается от HF к НI.

Химические свойства галогенов - student2.ru HF — НС1 — HBr — HI

Сила кислот увеличивается

Увеличиваются восстановительные свойства

Чем больше ат. радиус, тем связь становится слабее, тем сильнее кислота.

Поскольку отрицательные ионы галогеноводородных кислот могут проявлять только восстановительные свойства (все галогенид ионы имеют на внешнем уровне 8 е-, s2p6, они могут только отдавать е-) , то при взаимодействии этих кислот с металлами окисление последних может происходить только за счет ионов Н+. Поэтому кислоты HГ реагируют только с металлами, стоящими в ряду напряжений левее водорода.

В отличие от других галогеноводородных кислот плавиковая кислота взаимодействует с оксидом кремния (IV):

Химические свойства галогенов - student2.ru

Так как оксид кремния входит в состав стекла, то плавиковая кислота разъедает стекло, и поэтому в лабораториях ее хранят в сосудах из полиэтилена или тефлона.

Наши рекомендации