zabika.ru 1


Галогены

Галогены, т.е «рождающие соли», - групповое название элементов VIIA- группы периодической системы, к которым относятся фтор F, хлор Cl, ,бром Br, иод I, астат Аt. Все галогены являются неметаллами.

Валентность F(I), Cl(I,III,V,VII), Br(I,III,V,VII), I(I,III,V,VII)

Степени окисления в соединениях: фтор(-1), хлор(-1,+1,+3,+4,+5,+6,+7), бром(-1,+1, +3, +5,+6), йод(=-1,+1,+4,+5,+7)

С ростом заряда ядра атома неметаллические свойства атомов галогенов ослабевают.

В каждом периоде соответствующий галоген является элементом с наиболее выраженными неметаллическими свойствами.

Неметаллические свойства атомов галогенов ослабевают от фтора к йоду.

Фтор - самый электроотрицательный галоген и элемент вообще. В соединениях с другими элементами фтор проявляет единственную степень окисления, равную -1, так что все его бинарные соединения следует называть фторидами. Например: О+2F2-1 – дифторид кислорода (но не оксид фтора).

Хлор и фтор при стандартных условиях-газы, бром-жидкость, йод-кристаллический. В твёрдом состоянии все галогены образуют молекулярную кристаллическую решётку.

Химические свойства фтора:

1.Вытесняет кислород из воды и оксида кремния(IV):

2О+2F2=4НF+О2

SiO2+2F2=SiF4+O2

2.Плавиковая кислота(НF) взаимодействует с SiO2, входящим в состав стекла(поэтому эту кислоту нельзя хранить в стеклянной посуде в отличии от других галогеноводородных кислот)

SiO2+4НF=SiF4+2Н2O

3.Вышестоящие галогены по группе вытесняют из солей нижестоящие галогены:

2КВr+Cl2=2KCl+Br2

2KI+Br2=2KBr+I2


Соединения галогенов:

NaCl-каменная(поваренная) соль, KCl∙NaCl – сильвинит, CaF2 –плавиковый шпат, KCl∙MgCl2∙6H2O- карналлит

Галогеноводороды (соединения галогенов с водородом)

Хорошо растворимы в воде(НF-неограниченно), водные растворы галогеноводородов –кислоты. Сила кислот возрастает в ряду: HCl→HI

Хлороводород и фтороводород можно получить в реакциях солей с концентрированной серной кислотой при нагревании:

NaCl(тв.)+H2SO4(конц.)=NaHSO4+HCl↑

NaCl(тв.)+NaHSO4(тв.)=Na2SO4(тв.)+НСl↑

CaF2(тв.)+H2SO4(конц.)=СaSO4+2HF↑

Однако HBr и HI при этом не образуются, ибо данные галогеноводороды окисляются концентрированной серной кислотой (НF и HCl в этих условиях не окисляются) до свободных галогенов при нагревании:

2HBr+H2SO4(конц.)=Br2+SO2↑+2H2O

8HI+H2SO4(конц.)=4I2+H2S↑+4H2O

Поэтому реакцию между иодидами, бромидами металлов и концентрированной серной кислотой описываются, например(при нагревании):

2NaBr(тв.)+2H2SO4(конц.)=2Na2SO4+SO2↑+Br2+2H2O

8NaI(тв.)+5H2SO4(конц.)=4Na2SO4+H2S↑+4I2+4H2O

Хлор

Жёлто-зелёный газ с неприятным, удушливым запахом, ядовит. При отравлении хлором рекомендуют нюхать смесь равных объёмов этилового спирта и раствора аммиака с его массовой долей 10%.

В одном объёме воды при температуре 20 градусов растворяется 2-4 объёмов хлора. Раствор хлора в воде называется хлорной водой.

Получение хлора:

1.Электролиз расплава или водного раствора NaCl:


2NaCl=2Na+Cl2(расплав)

2NaCl+2H2O=Cl2+H2+2NaOH

2.Действие окислителей на концентрированную соляную кислоту:

MnO2+4HCl=MnCl2+Cl2+2H2O (при нагревании)

2KMnO4+16HCl=2MnCl2+5Cl2+2KCl+8H2O

KClO3+6HCl=KCl+3H2O+3Cl2

K2Cr2O7+14HCl=2CrCl3+3Cl2+2KCl+7H2O (при нагревании)

Химические свойства хлора:

1.С металлами:

2Sb+3Cl2=2SbCl3 ((или SbСl5)

2Fe+3Cl2=2FeCl3

2K+Cl2=2KCl

Cu+Cl2=CuCl2

2Au+3Cl2=2AuCl3

C бромом и йодом реагирует медь и алюминий:

Cu+Br2=CuBr2 2Al+3I2=2AlI3

2.С неметаллами (кроме О2, С, N2, благородных газов)

H2+Cl2=2HCl

2P(красн.) + 3Сl2=2PCl3

Si+2Cl2=SiCl4

Cl2+3F2=2ClF3 (ClF, ClF5)

5Cl2+I2+6H2O=2HIO3+10HCl

3. C водой

в холодном растворе: Cl2+H2O=HCl+HClO (хлорноватистая кислота)

при температуре 70-80 градусов: 3Cl2+3H2O=5HCl+HClO3 (хлорноватая кислота)

4.С Растворами щелочей

а) холодным раствором: Сl2+2KOH=KCl+KClO(гипохлорит калия)+H2O

б) горячий: 3Сl2+6KOH=5KCl+KClO3 (хлорат калия)+3H2O

5. Хлор окисляет сложные вещества, в составе которых есть катион или анион с промежуточной или низшей степенью окисления (при нагревании):


2NH3+3Cl2=N2+6HCl

2FeCl2+Cl2=2FeCl3

Na2SO3+Cl2+H2O=Na2SO4+2HCl

6. С оксидом углерода(II) : СO+Cl2=COCl2 (фосген-ядовитый газ удушающего действия)

*7.С органическими веществами: (это для 9 класса)

CH4+Cl2→HCl+CH3Cl (при освещении)

СH2=CH2+Cl2→CH2-CH2

ǀ ǀ

Cl Cl (дихлорэтан)

Хлороводород

Бесцветный газ с резким запахом, очень хорошо растворим в воде.

Получение HCl

1.Сульфатный (при нагревании)

NaCl (тв.)+H2SO4(конц.)=NaHSO4+HCl↑

или

2NaCl+H2SO4=Na2SO4

2.Синтетический способ( нагревание или освещение)

H2+Cl2=2HCl↑

3.Хлорирование углеводородов (при освещении): C2H6+Cl2=C2H5Cl+HCl↑

Химические свойства:

1.С аммиаком (при этом полученная соль создают белый дым-качественная реакция на NH3 и HCl) : NH3+HCl=NH4Cl (хлорид аммония)

2. Окисляется кислородом: 4HCl+O2=Cl2+2H2O

3.С органическими веществами: С2Н5ОН+НСl=С2Н5Сl+Н2О

Соляная ( хлороводородная) кислота

Предельная массовая доля равна примерно 42%, в продажу поступает кислота с w=36%. Соляная кислота – сильная, одноосновная бескислородная кислота, в разбавленном водном растворе диссоциирует необратимо.


Химические свойства:

1.С основными и амфотерными оксидами:

CuO+2HCl=CuCl2+H2O

Al2O3+6HCl=CuCl2+H2O

2.Cо щелочами и со слабыми основаниями:

KOH+HCl=KCl+H2O

NH3∙H2O+HCl=NH4Cl+H2O

Cu(OH)2+2HCl=CuCl2+2H2O

3.Вступает с солями в том случае, если образуется осадок, газ, слабый электролит:

K2CO3+2HCl=2KCl+H2O+CO2

Na2SiO3+2HCl=2NaCl+H2SiO3

AgNO3+HCl=AgCl↓+HNO3 (качественная реакция на хлорид-ионы, образуется белый творожистый осадок – AgCl)

4. С металлами, расположенными в электрохимическом ряду до водорода:

Zn+2HCl=ZnCl2+H2

Fe+2HCl=FeCl2+H2

*для обнаружения других галоген-ионов используют тоже нитрат серебра: АgCl-белый, AgBr-светло-жёлтый, AgI-жёлтый.

Ионы F- обнаруживаются с помощью ионов Са2+:

2KF+CaCl2=CaF2↓ (белый)+2NaCl

Соли галогенов:

KClO3-хлорат калия, или бертолетова соль. Обладает выраженными окислительными свойствами:

KClO3+6HCl=KCl+3Cl2+3H2O

Химизм горения спички (красный фосфор входит в состав боковой поверхности коробка, а бертолетова соль-в состав головки спички):

5KClO3+6P=5KCl+3P2O5