Химические свойства галогенов.

Все галогены относятся к неметаллам и являются наиболее типичными представителями этого класса. Своеобразное строение внешних электронных оболочек говорит об их высокой ЭО, в связи с чем они легко образуют галогенид-ионы. Чаще всего галогены проявляют окислительные свойства, которые с увеличением заряда ядра понижаются от фтора к йоду. Эта взаимосвязь может быть выражена следующими уравнениями:

2 KCl + F₂ = Cl₂ + 2 KF

2 KBr + Cl₂ = Br₂ + 2 KCl

2 KI + Br₂ = 2 KBr + I₂

т.е. любой предыдущий галоген окисляет отрицательный ион каждого последующего галогена.

Фтор может быть только окислителем.

Свободные галогены, являясь исключительно активными, вступают во взаимодействие почти со всеми простыми веществами. Наиболее энергично протекает реакция взаимодействия галогенов с металлами (экзотермический процесс), например:

Cu + Cl₂ = CuCl₂ + O₂ (∆H < 0).

в-ль ок-ль

Галогены взаимодействуют и со многими неметаллами, например:

2 P + 3 Cl₂ = 2 PCl₃ + O₂

ок-ль

Химическая активность I₂ и Br₂ по отношению к неметаллам выражена слабее, чем у F₂ и Cl₂.

Окислительные свойства галогенов проявляются и в их взаимодействии со сложными веществами:

2 H₂O + 2 F₂ = 4 HF + O₂

ок-ль

Хлор частично гидролизуется водой с образованием хлорной воды:

H₂O + Cl₂ HCl + HClO

Хлорная вода на свету из зеленовато-желтой становится бесцветной, потому что разлагается и выделяет атомарный (активный) кислород:

HClO = HCl + O

атомарный кислород, способен убивать микроорганизмы и обесцвечивать краски.

Выводы:

ФТОР –	бледно-желтый газ.
ХЛОР –	газ желто-зеленого цвета с характерным удушливым запахом. Растворяется в воде (хлорная вода).
БРОМ –	жидкость темно-бурого цвета со зловонным запахом. В воде растворяется мало, лучше в органических растворителях.
ЙОД –	кристаллическое вещество серо-стального цвета с характерным блеском, при низком давлении возгоняется, не плавится, пары фиолетовые. Йод хорошо растворим в спирте и органических растворителях.

2. Все галогены относятся к неметаллам .

3. Чаще всего галогены проявляют окислительные свойства, которые с увеличением заряда ядра понижаются от фтора к йоду

4. Любой предыдущий галоген окисляет отрицательный ион каждого последующего галогена.

5.Фтор может быть только окислителем.

6.Свободные галогены вступают во взаимодействие :

с металлами ,

с неметаллами;

со сложными веществами:

7.Хлор частично гидролизуется водой с образованием хлорной воды:

H₂O + Cl₂ HCl + HClO

5.Важнейшие соединения хлора. Хлороводород, соляная кислота. Правило разбавления кислот, техника безопасности при работе с
хлороводородной кислотой. Хлориды, их получение и свойства.

Галогеноводородами называют вещества, образованные водородом и каким-либо галогеном: HF, HCl, HBr, HI.

Все галогеноводороды, кроме фтороводорода, бесцветные газы.

Фтороводород при обычных условиях – легковоспламеняющаяся жидкость – плавиковая кислота. Ее сравнительно высокая температура кипения обусловлена ассоциацией молекул HF.

Галогеноводороды обладают резким запахом, дымят на воздухе, раздражающе действуют на стенки дыхательных путей (особенно сильно – фторводород).

Молекулы галогеноводородов популярны, поэтому все галогеноводороды хорошо растворяются в воде, образуя кислоты с общей формулой НГ, диссоциирующие в водных растворах по схеме:

НГ H⁺ + Г^- HCl H⁺ + Cl^-

Соляная (хлороводородная) кислота – бесцветная жидкость с резким запахом, содержит 42 % HCl при 18⁰ С, хорошо растворяется в воде.

Соли галогеноводородных кислот по-разному ведут себя в воде. Большинство хлоридов хорошо растворимы в воде, мало растворимы хлориды Ag (I), Pb (II), Cu (I), Mg (I). Растворимость бромидов и йодидов сходна с растворимостью хлоридов.

Фториды же в основном малорастворимы в воде: хорошо растворяются лишь фториды Na, K, Al и Ag.

Поскольку ЭО в ряду F > Cl > Br > I уменьшается от фтора к йоду, то в молекуле HF электронная пара будет смещена в сторону галогена в наибольшей степени, а у HI – в наименьшей. В этой связи уменьшается и степень перекрывания взаимодействующих электронных облаков, что в свою очередь, приводит к ослаблению связи между водородом и галогеном в ряду:

HF → HCl → HBr → HI

Кроме кислотных свойств галогеноводородам присуща восстановительная способность. Чем менее прочно водородное соединение, тем больше его восстановительная активность. Восстановительная активность в наибольшей степени присуща йодистому водороду в йодистоводороднойкислоте, в наименьшей – хлористому и фтористому водороду в соответствующих им хлороводородной и плавиковой кислотах, т.е. она ослабевает в направлении, обратном возрастанию окислительной силы свободных галогенов.

Схема закономерных изменений некоторых свойств галогеноводородных соединений:

HF → HCl → HBr → HI

1. уменьшение прочности связи

2. уменьшение полярности связи

3. увеличение силы кислот

4. усиление восстановительных свойств

Вывод:

1.Галогеноводородами называют вещества, образованные водородом и каким-либо галогеном: HF, HCl, HBr, HI.

2.Все галогеноводороды, кроме фтороводорода, бесцветные газы.

3.Молекулы галогеноводородов полярны

4.Галогеноводороды хорошо растворяются в воде, образуя кислоты с общей формулой НГ, диссоциирующие в водных растворах по схеме:

НГ H⁺ + Г^- HCl H⁺ + Cl^-