Кислородосодержащие кислоты галогенов

ЛЕКЦИЯ №25.

ГАЛОГЕНЫ.

План.

1. Общая характеристика галогенов.
2. Нахождение в природе.
3. Получение.
4. Физические свойства.
5. Химические свойства.
6. Водородные соединения галогенов.
7. Кислородные соединения хлора.
8. Применение.

К галогенам относятся элементы главной подгруппы VII группы – фтор, хлор, бром, йод, астат.

Первые 4 элемента в виде соединений встречаются в природе. Астат получают только искусственным путём (он неустойчив, радиоактивен). Этим объясняется то, что свойства астата изучены недостаточно. В пределах каждого периода галогены являются наиболее электроотрицательными. На внешней электронной оболочке галогенов по 7 электронов.

₉F 1s²2s²2p⁵

₁₇Cl 1s²2s²2p⁶3s²3p⁵

₃₅Br 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s²4p⁵

₅₃J 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s²4p⁶4d¹⁰5s²5p⁵

Имеют одинаковое строение внешней оболочки. Наиболее типичная степень окисления для галогенов (–1). Для фтора (-1) всегда. Другие галогены проявляют степень окисления 0, +1, +2, +3, +5, +7 и (-1).

В подгруппе галогенов сверху вниз с увеличением радиуса атома восстановительные свойства усиливаются, окислительные (неметаллические) ослабевают. Самый активный по окислительным свойствам – это фтор (не обладает вообще восстановительными свойствами).

Молекулы галогенов двухатомны: F₂, Cl₂, Br₂, J₂.

Кислородные соединения: Cl₂O₇, Br₂O₇, J₂O₇.

Водородные соединения: HF, HBr, HJ.

Распространение галогенов в природе.

Из галогенов наиболее распространён хлор. Самые распространённые минералы, содержащие хлор NaCl – поваренная соль, КCl• NaCl – карналлит, КCl•MgCl•6Н₂О, КCl – сильвинит. Вода морей и океанов содержит 0,8 – 3,5% натрия хлорида. Крупные месторождения натрия хлорида в соляных озёрах Баскунчак, Эльтон.

Следующим по распространению является фтор, который встречается чаще в виде плавикового шпата СаF₂, а так же в минерале криолите – Na₃AlF₆.

Бромиды всегда сопутствуют соединениям хлора, а так же содержатся в морской воде, в «рапе» солёных озёр, например, Сакского в Крыму в виде MgBr₂, оз. Майнаки.

Иод содержится в виде соединений в чилийской селитре; в морской воде.

Водоросли: бурые и морская капуста – ламинария способны извлекать иод и накапливать его в своих тканях. Содержится иод в виде калия иодида в водах нефтяных скважин.

Биологическая роль галогенов.

При недостатке йода в пище, воде у человека развиваются заболевания щитовидной железы (зоб, базедова болезнь и т. д.)

Для предотвращения заболевания в районах, где отсутствует иод, пищевые продукты – хлеб, воду, поваренную соль – иодируют.

Фтор содержится в организме человека и животных. Он входит в состав костей и зубной эмали, недостаток вызывает кариес зубов. Среди растений богаты фтором лук и чечевица.

Кислородные соединения хлора.

Хлор непосредственно с кислородом не соединяется. Кислородосодержащие кислоты малоустойчивы. Наибольшее значение имеют соли хлорноватистой и хлористой кислот.

HClO – хлорноватистая кислота.

Соли называются гипохлориты.

Слабая кислота.

Неустойчива, разлагается: HClO = HCl + O.

Хлорная известь.

Получение:

2Са(ОН)₂ + 2Cl₂⁰ = Са(ClO)₂ + СаCl₂ + 2Н₂О

Действие:

Са(ClO)₂ + СО₂ + 2Н₂О = СаCО₃ + 2НСlО

На этой реакции основан отбеливающий и дезинфицирующий эффект хлорной извести.

Са(ClO)₂ - белый или слегка сероватый порошок с запахом хлора, частично растворим в воде.

Х ранят в плотно закрытой таре. Используется для дезинфекции, для отбеливания ткани, бумаги.

HClO₃ – хлорноватая кислота.

Соли называются хлораты

Сильный электролит, существует лишь в 40 –50% растворах:

t

3HClO₃ = НСlО₄ + 2 ClO₂ + Н₂О

В 1786г. французский учёный Бертолле установил формулу хлората калия КClO₃ и она была названа бертолетовой солью. КClO₃ – сильный окислитель, при растирании её с порошком серы или красного фосфора реакция сопровождается взрывом.

2КClO₃ +3S = 3 SО2 + 2КCl

КClO₃ – кровяной яд, растворяет красные кровяные тельца. Применяется в спичечном производстве, пиротехнике, в сельском хозяйстве – гербециды.

Применение.

Cl₂ – хлор применяется для отбеливания хлопчатобумажных тканей и бумаги. Для дезинфекции питьевой воды на 1м³ её используется 1,5г хлора. Используется хлор для получения соляной кислоты, хлоридов, хлорной извести, пластмасс, красителей, лекарств.

Применение в медицине.

1. NaCl – поваренная соль.

0,9% раствор натрия хлорида – физиологический раствор, для выравнивания осмотического давления в организме.

1. Кальция хлорид СаCl₂•6Н₂О – как кровоостанавливающее в хирургии для повышения свёртывания крови. В терапии – при лечении воспаления лёгких, бронхита, плеврита.
2. Сулема HgCl₂ – раствор для дезинфекции белья, одежды, промывание стен, предметов ухода за больными, при лечении кожных заболеваний. Очень ядовита, окрашена в розовый цвет.
3. HCl – кислота хлористоводородная (см. карточку).
4. Hg₂Cl₂ – каломель (см. карточку).
5. NaBr – натрия бромид – успокоительное при неврозах.
6. КBr - калия бромид – успокоительное при неврозах.
7. J₂ – иод в виде 5 – 10% спиртового раствора в качестве дезинфицирующего средства; ранозаживляющее.
8. КJ – калия иодид (см. карточку) для лечения глазных заболеваний – катаракты, глаукомы, как иодистый препарат.

Кислородосодержащие кислоты галогенов.

1. Кислородосодержащие кислоты хлора и названия их солей.

HClO – хлорноватистая – гипохлорит

HClO₂ – хлористая – хлорит

HClO₃ – хлорноватая – хлорат

HClO₄ – хлорная – перхлорат

Важнейшие соли:

Са(ClO)₂ – хлорная известь

КClO₃ – бертолетова соль

2. Кислородосодержащие кислоты брома и названия их солей.

HBrO – бромноватистая – гипобромит

HBrO₂ – бромистая – бромит

HBrO₃ – бромноватая – бромат

HBrO₄ – бромная – пербромат

3. Кислородосодержащие кислоты иода и названия их солей.

HJO – иодноватистая – гипоиодит

HJO₂ – иодистая – иодит

HJO₃ – иодноватая – иодат

HJO₄ – иодная – периодат

Физические свойства галогенов
Хлор	Бром	Иод
Газ жёлто-зелёного цвета, удушливый, «хлорос» - зелёный. В 2,5 раза тяжелее воздуха. При температуре (-50º) – переходит в жидкость. Растворим в воде, спирте, эфире. Ядовит.	Жидкость тёмно-бурого цвета. Легко испаряется. Пары в 6 раз тяжелее воздуха, обладают зловонным, удушливым запахом. «Bromos» - зловонный. Малорастворим в воде. Вызывает ожоги кожи, пары – ядовиты. Растворим в бензоле, хлороформе, бензине.	Кристаллическое вещество серо-стального цвета с характерным блеском. При нагревании иод не плавясь превращается в фиолетовые пары (возгонка). Пары – ярко-фиолетового цвета. Малорастворим в воде, вызывает ожоги кожи, ядовит. Растворим хорошо в растворе калия иодида, ещё лучше в спирте.
Получение
1. Электролиз раствора натрия хлорида, 1879г. – русские учёные Ф. Ващук, Н. Глухов. 2. В лаборатории: (Шееле) tº а)MnO2+4HCl=MnCl2+Cl2+2H2O tº б)KClO3+6HCl=3Cl2↑+KCl+3H2O   в)2KMnO4+16HCl=5Cl2↑+MnCl2+2KCl+ +8H2O	1. Из рапы соляных озёр:   MgBr2 + Cl2 = Br2 + MgCl2   2. В лаборатории: tº MnO2+2KBr+2H2SO4=MnSO4+Br2+ +K2SO4+2H2O	1. Из вод нефтяных скважин: 2KJ + Cl2 = J2 +2KCl   2. В лаборатории: tº MnO2+2KJ+2H2SO4=MnSO4+J2+ +K2SO4+2H2O
Химические свойства хлора, брома, иода(в сравнении)
Хлор	Бром	Иод
1. Взаимодействие с металлами: со всеми – Cl2 + Cu = CuCl2   2. Взаимодействие с неметаллами (кроме углерода, азота, кислорода):   2Р +3Cl2 = 2РCl2 свет Cl2 + Н2 = 2НCl↑   3. Взаимодействие с водой: Cl2 + Н2О = НCl + НClО хлорноватистая   4. Взаимодействие со щелочами: а) на холоде 2NaOH+Cl2=NaCl+NaClO+H2O гипохлорит б) при нагревании 6КОН+3Cl2=5КCl+КClО3+3Н2О хлорат   5. С солями менее активных галогенов: 2KBr + Cl2 = Br2 + 2KCl 2KJ + Cl2 = J2 + 2KCl   Хлор соединяется на свету с оксидом углерода: СО + Cl2 = СОCl2 (фосген – ядовитый газ)	1. Взаимодействие с металлами: менее активно – 2K + Br2 = 2KBr   2. Взаимодействие с неметаллами (кроме углерода, азота, кислорода):   2Р + 3Br2 = 2PBr3 tº Br2 + H2 =2HBr tº<200º 3. Взаимодействие с водой: Br2 + H2O = HBr + HBrO бромноватистая   4. Взаимодействие со щелочами: а) на холоде 2NaOH+Br2=NaBr+NaBrO+H2O гипобромит б) при нагревании 6КОН+3Br2=5КBr+КBrО3+3Н2О бромат   5. С солями менее активных галогенов: 2KJ + Br2 = J2 + 2KBr	1. Взаимодействие с металлами: не со всеми менее активно – Fe + J2 = FeJ2   2. Взаимодействие с неметаллами (кроме углерода, азота, кислорода):   2P + 3J2 = 2PJ3 tº H2 +J2 = 2HJ tº>200º 3. Взаимодействие с водой: J2 + H2O = HJ + HJO иодноватистая   4. Взаимодействие со щелочами: а) на холоде J2+2KOH=KJ+KJO+H2O гипоиодит б) при нагревании 3J2+6KOH=5KJ+KJO3+3H2O иодат
ВЫВОД: наиболее активен по химическим свойствам хлор.
Водородные соединения галогенов
1. Получение: t=450º 1ст. NaCl+H2SO4=HCl↑+NaHSO4 (конц.) t=700-800º 2ст. NaCl+NaHSO4=HCl↑+Na2SO4 (используется NaCl илиNH4Cl)   2. Физические свойства:	1. Получение:   1ст. 2Р + 3Br2 = 2PBr3     2ст. PBr3 + 3Н2О = 3HBr↑ + H3PO3     2. Физические свойства:	1. Получение:   PJ3 + 3H2O = 3HJ↑ + H3PO3   2. Физические свойства:
Бесцветные газы с резким запахом, дымящие во влажном воздухе, легко растворимы в воде с образованием кислот:
HCl – хлористоводородная кислота HCl ↔ Н+ + Cl- HCl – бесцветная жидкость с резким запахом Соли называются хлориды	HBr – бромистоводородная кислота HBr ↔ Н+ + Br- Сильный электролит Соли – бромиды	HJ – иодистоводородная кислота HJ ↔ Н+ + J- Сильный электролит Соли – иодиды
Хлор	Бром	Иод
Качественная реакция на галогенид-ион с нитратом серебра.
HCl + AgNO3 = AgCl↓ + HNO3 белый творожистый Ag+ + Cl- = AgCl↓ AgCl+2NH4OH=[Ag(NH3)2]Cl+2H2O [Ag(NH3)2]Cl+2HNO3=AgCl↓+2NH4NO3 белый	1. KBr + AgNO3 = AgBr↓ + KNO3 желтоватый творожистый темнеющий Br- + Ag+ = AgBr↓ 2. Cl2 + 2KBr = Br2↓ + 2KCl в присутствии хлороформа окрашивается в золотисто- жёлтый цвет	1. KJ + AgNO3 = AgJ↓ + KNO3 жёлтый J- + Ag+ = AgJ↓ 2. Cl2 + 2KJ = J2 + 2KCl в присутствии хлороформа окрашивается в фиолетовый цвет

Домашнее задание:

Г. М. Чернобельская «Общая химия», Москва, «Медицина», 1991 г.; стр. 128-146.

Вопросы для закрепления:

1.Особенности электронного строения неметаллов.

2. Как изменяются свойства неметаллов в группах и периодах?

3.Назовите качественные реакции на галогенид анионы.