Качественные реакции на

Лекция №9

Тема: Галогены.

План:

1. Общая характеристика VII группы, главной подгруппы «Галогены».

2. Получение хлора, брома, йода. Нахождение в природе.

3. Свойства галогенов : физические и химические.

4. Качественные реакции на хлорид - бромид-, иодид-ионы.

5. Применение хлора, брома, йода и их соединений.

6. Кислородные соединения галогенов.

1) VII группа, подгруппа «Галогены» - соль рождающие.

F общая форма внешнего уровня – ns² np⁵ , р-элемент.

CIнМе свойства ↓, Ме↑,

Br окислительные свойства ↓,

IRатома↓.

(At)

₉F1s² 2s² 2p⁵ ( отличие F от других галогенов заключается в том, что в атоме F нет на внешнем уровне свободных орбит, и невозможен переход ē, поэтому валентноть равна 1, а степень окисления -1. F – самый сильный окислитель.);

₁₇CI1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵ 3d⁰ ( валентные возможности атома ₁₇CI равна I, III, V, VII);

₃₅Br1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d¹⁰ 4s² 4p⁵ ;

₅₃I1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d¹⁰ 4s² 4p⁵ 4d¹⁰ 5s² 5p⁵

степень окисления: -1(с Ме и Н), 0 (в свободном состоянии), +1, +3, +5, +7( с кислородом);

Высший оксид: Г₂О₇ – кислотный;

Гидроксид: НГО₄ – кислота;

2) В природе: Na CI – каменная соль (поваренная), галит.

KCI*NaCI-сильвинит.

KCI*MgCI₂ *6Н₂О-карналлит.

Бромиды содержатся в морской воде, иодиды содержатся в морских водорослях, в буровых нефтяных водах.

1. Хлор получают:

· 4HCI+ MnO₂→ MnCI₂+CI₂↑+2H₂O в лаборатории при нагревании, (MnO₂-окислитель);

· 2NaCI(расплав)→2Na⁰+CI₂↑электролиз в промышленности.

2. Бром получают:

· 2KBr+CI₂→2KCI+Br₂ в промышленности.

· MnO₂+ 2KBr+ 2H₂SO₄→ MnSO₄+ Br ₂+ K₂SO₄+ 2H₂O в лаборатории (MnO₂-окислитель);

3. Йод получают:

· MnO₂+ 2KI+ 2H₂SO₄→ MnSO₄+ I₂ + K₂SO₄+ 2H₂O

3) Физические свойства хлора, брома и йода:

· CI₂ – газ, желто-зелёного цвета, растворяется в воде (хлорная вода), спирте, эфире, резкий запах, яд.

· Br₂ – жидкий, темно-бурого цвета, бром в воде (бромная вода), растворяется в меньшей степени, чем CI₂, легко растворяется в большинстве органических растворителей, резкий запах , ядовитый.

· I₂ – кристаллическое вещество серо-стального цвета с характерным запахом и металлическим блеском. При незначительном повышении температуры переходит в пар фиолетового цвета, малорастворим в воде, легко растворим в эфире, хлороформе, спирте и в конц. растворах иодидов. при охлаждении паров йода он превращается в кристаллы – сублимация( из газа→ в твёрдое);

Химические свойства:

· Галогены проявляют окислительные свойства:

1. Взаимодействие с металлами:Na + CI₂ → 2NaCI;

2Fe + 3CI₂ → 2FeCI₃;

2. Взаимодействие с водородом:

CI₂ + H₂ →_(свет) 2HCI(хлороводород);

Br₂ + H₂ → 2HBr (образуется водородное соединение);

Вытесняют менее активный галоген из их соединений:

2KBr + CI₂ → 2KCI + Br₂;

2KI + Br_{2 (более активный)} → 2KBr + I₂

4. Хлор вступает в реакции с некоторыми не металлами (бром и йод с не металлами практически не реагирует)

CI₂ + S → SCI₆^-1 ( c N₂, O_2, С непосредственно не взаимодействует);

4) HCI – хлороводород, газ с резким запахом, легко растворяется в воде с образованием соляной (хлороводородной) кислоты;

HBr – бромоводород, газ, при растворении в воде образует кислоту бромоводородную;

HI – йодоводород, газ, в водном растворе образуется йодоводородная кислота;

HCI, HI и HBr – «дымят» на воздухе.

Схожи по свойствам:

HCI→ HBr → HI – сила кислот увеличивается (сильные электролиты, кроме HF – плавиковая кислота):

· Взаимодействуют с металлами (до Н₂)

2HCI+Zn→ZnCI₂+H₂↑;

· Взаимодействуют с оксидами металлов:

2HBr+CuO→CuBr₂+H₂O;

· Взаимодействие с основаниями:

HI+NaOH→NaI+H₂O;

· Взаимодействие с солями более слабых кислот:

HC I +Na₂CO₃→ NaCI +H₂O+CO₂↑;

Качественные реакции на

· Хлорид-ион:HC I+ AgNO ₃→ AgCI↓ _{(белый осадок)}+HNO₃;

CI^- + Ag⁺→ AgCI↓ (_{белый твороженный осадок нерастворимый в H2O и HNO3, растворим в растворе аммиака: AgCI↓+ 2NH4OH → [Ag(NH3)]CI+2H2O)};

· Бромид-ион:HBr + AgNO₃ → AgBr↓ + HNO_{3 (светло-желтый осадок, нерастворим в воде);}

Br^- + Ag⁺ → AgBr↓;

[2KMnO₄ + 10KBr + 8H₂SO₄→_{(хлороформ)} 2MnSO₄ + 5Br₂ + 6K₂SO₄ + 8H₂O]^- (раствор буреет, слой хлороформа окрашивается в оранжевый цвет);

· Йодид-ион:HI + AgNO₃ → AgI↓+HNO_{3 (желтоватый осадок, не растворим ни в воде, ни в HNO3, ни в нашатырном спирте)};

· I^- + Ag⁺ → AgI↓;

· Качественная реакция на I₂ (c крахмалом): синее окрашивание;

5) Применение:

· Соединение хлора:NaCI - 0,9% раствор изотонический хлорида натрия (физ. раствор)для выравнивания и поддерживания норм. осматич. давления;

HCI (разведён.)-для больных с пониженной кислотностью;

KCI-раствор при нарушении сердечного ритма;

CaCI₂(безводн.)-испаряется как кровоостанавливающее средство при кровотечении, аллергических заболеваниях; как противоядие при отравлении солями магния;

HgCI₂(сумма)-ядовитое соединение (хранят в подкрашенном виде).Применяется наружно в больших разведениях (1:1000) в качестве бактерицидного средства.

· Соединения брома:бромид-ион оказывает успокаивающее действие на нервную

· Соединения йода: NaI как лекарственное средство при недостатке йода (при патологии щитовидной железы);

KI для лечения глазных заболеваний – катаракты, глаукомы, при отравлении солями ртути;

Раствор I₂ в водном растворе KI (р-р Люгеля)применяется для смазывания слизистых оболочек гортани и глотки, как антисептическое средство;

6) Кислородные соединения галогенов:

· +1:CI₂O → HCIO хлорноватистая → гипохлориты;

Br₂O → HBrO бромноватистая → гипобромиты;

I₂O → HIO иодноватистая → гипоиодиты;

· +3: CI₂O₃ → HCIO₂ хлористая → хлориты;

· +5: CI₂O₅ → HCIO₃ хлорноватая → хлораты;

Br₂O₅ → HBrO₃ бромноватая → броматы;

I₂O₅ → HIO₃ йодноватая → йодаты;

· +7:CI₂O₇ → HCIO₄ хлорная → перхлораты;

Br₂O₇ → HBrO₄ бромная → перброматы;

I₂O₇ → HIO₄ йодная → периодаты;

Для CI: HCI⁺¹O _{(слабая)} → HCI⁺³O₂ → HCI⁺⁵O₃ → HCI⁺⁷O_{4 (сильная)}

увеличивается увеличивается сила и устойчивость Кислот.

окислительная

активность.

HCIO₄ – HBrO₄ – HIO₄

уменьшается сила кислот, возрастает окислительная активность.

Соли NaCIO подвергаются гидролизу по аниону:

CIO^- + H⁺OH^- ↔ HCIO + OH^- (среда щелочная)

Na⁺ + CIO^- + HOH ↔ HCIO + OH^- + Na⁺

NaCIO + HOH ↔ HCIO + NaOH;

При взаимодействии хлора с водой образуется хлорноватистая кислота.

Хлорная вода:CI₂⁰ + H₂O → HCI^-1 + HCI⁺¹O

2HCIO _{(на свету)} → 2HCI + O₂↑

При добавлении щелочи – 2CI₂⁰ + 2Ca(OH)₂ → CaCI₂^-1 + Ca(CI⁺¹O)₂ + 2 H₂O (хлорная известь применяется для дезинфекции помещения);