Галогены

9 Июн

В группу галогенов входят фтор, хлор, бром, иод и астат. Эти элементы составляют VII группу периодической системы Д. И. Менделеева. Электронная конфигурация внешнего слоя у атомов этих элементов ns2np5, где n – номер периода. Всего во внешнем электронном слое атомов галогенов 7 электронов, что предопределяет свойство галогенов присоединять электрон.

Галогены являются сильными окислителями, непосредственно взаимодействуют почти со всеми металлами и неметаллами, за исключением кислорода, углерода, азота и благородных газов. Связь в галогенидах щелочных и щелочноземельных металлов ионная, в остальных – ковалентная.

Галогены образуют двухатомные непрочные молекулы. Легкость распада молекул галогенов на атомы – одна из причин их высокой химической активности.

В свободном состоянии галогены состоят из двухатомных молекул: F2, Cl2, Br2, I2. Астат – радиоактивный элемент и может быть получен только искусственным путем.

От фтора к иоду изменяются физические свойства галогенов: растет плотность, увеличиваются размеры атомов, повышаются температуры кипения и плавления.

С увеличением порядкового номера окислительная способность галогенов в свободном состоянии падает. Поэтому каждый предыдущий галоген вытесняет последующий из его соединений с металлами и водородом, например:

2КСl + F2 = 2КF + Cl2

Фтор – самый активный неметалл. Он проявляет только одну степень окисления –1, непосредственно реагирует почти со всеми металлами (даже с золотом и платиной), а также с неметаллами. Раствор фтороводорода в воде называют плавиковой кислотой, а ее соли называются фторидами. Химическим путем фтор получить невозможно, поэтому используется исключительно электролиз.

Хлор, бром и иод проявляют степень окисления  –1 и +1. Степень окисления –1 наиболее характерна для галогенов.

Из-за высокой химической активности галогены в природе существуют только в связанном виде.

Хлор впервые был получен в 1774 г. шведским химиком К. Шееле. Хлор – газ желтоватого цвета с резким запахом, в 2,5 раза тяжелее воздуха. Температура плавления – 101°C, кипения – 34,1°C. Неплохо растворим в воде – один объем воды поглощает примерно 2,5 объемов хлора. Хлор очень ядовит.

Хлор широко используется в промышленности для отбелки тканей, получения соляной кислоты, белильной извести, ядохимикатов, для обеззараживания питьевой воды.

Получение

Фтор получают электролизом расплава гидрофторида калия KHF2 (разлагается лишь HF):

2HF → H2 + F2

Анод:  2F – 2ē → F2

В промышленности хлор в основном получают электролизом водного раствора хлорида натрия:

2NaCl + 2Н2О → Н2↑ + 2NaОН + Сl2

В лаборатории хлор получают действием различных окислителей на соляную кислоту:

МnО2 + 4НСl → МnСl2 + Сl2↑ + 2Н2О

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

K2Cr2O7 + 14HCl → 2CrCl3 + 2KCl + 3Cl2­ + 7H2O

Аналогично получают бром и иод, окисляя НВr, НI или их соли:

6КВr + К2Сr2О7 +7Н24 → ЗВr2 + Сr2(SО4)3 + 4К24 + 7Н2О.

Химические свойства F2

Все галогены проявляют высокую окислительную активность, которая уменьшается при переходе от фтора к йоду.

Фтор — самый активный из галогенов, реагирует со всеми металлами без исключения, многие из них в атмосфере фтора самовоспламеняются, выделяя большое количество теплоты:

2Аl + 3F2 → 2АlF3

2Fе + 3F2 → 2FеF3

Без нагревания фтор реагирует и со многими неметаллами (H2, S, С, Si, Р) — все реакции при этом сильно экзотермические:

Н2 + F2 → 2НF (со взрывом)

Si + 2F2 → SiF4(г)

При нагревании фтор окисляет все другие галогены (их степень окисления  +1):

Cl2 + F2 → 2ClF

При облучении фтор реагирует даже с инертными (благородными) газами:

Хе + F2 → ХеF2

Взаимодействие фтора со сложными веществами также протекает очень энергично:

3F2 + ЗН2О → F2О↑ + 4НF + Н2О2 (со взрывом)

Химические свойства Сl2

Свободный хлор реагирует со всеми простыми веществами, за исключением кислорода, азота и благородных газов:

2Аl + ЗСl2 → 2АlСl3(кр)

2Fе + ЗСl2 → 2FeСl3(кр)

Si + 2Сl2 → SiCl4(ж)

Н2 + Сl2 → 2НСl(г)

Реакция замещения и присоединения с углеводородами:

СН3-СН3 + Сl2 → СН3-СН2Сl + НСl,

СН2=СН2 + Сl2 → СН2Cl – СН2Сl.

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

Сl2 + 2НВr → 2НСl + Вr2,

Сl2 + 2НI → 2НСl + I2,

Сl2 + 2КВr → 2КСl + Вr2

Обратимо реагирует с водой:

Сl2 + Н2О↔ НСl + НСlO (хлорная  вода)

С щелочами:

Сl2 + 2NаОН → NаСl + NаСlO + Н2О (на холоде),

ЗСl2 + 6КОН → 5КСl + КClO3 + ЗН2О (при нагревании).

Химические свойства Br2

По химической активности бром занимает промежуточное положение между хлором и иодом.  Взаимодействует со многими простыми веществами:

2Аl + ЗВr2 → 2АlВr3(кр)

Si +2Вr2 → SiBr4(ж)

Н2 + Вr2 → 2НВr(г)

Бром, так же, как и хлор, растворяется в воде, и, частично реагируя с ней, образует так называемую «бромную воду»:

Br2 + H2O = HBr + HBrO

При растворении в растворах щелочей на холоду происходит образование бромида и гипобромита

2NaOH + Br2 =NaBr + NaBrO + H2O

При повышенных температурах (около 100°С) – бромида и бромата:

6NaOH + 3Br2 = 5NaBr + NaBrO3 + 3H2O.

При реакции брома с растворами иодидов выделяется свободный иод:
Br2+ 2KI = I2+ 2KBr.

С органическими веществами, имеющими двойную или тройную связь. Обесцвечивание бромной воды – качественная реакция на непредельное соединение:
C2H4 + Br2 = C2H4Br2.

Химические свойства I2

Йод существенно отличается по химической активности от остальных галогенов. Он не реагирует с большинством неметаллов, а с металлами медленно реагирует только при нагревании.

Взаимодействие же йода с водородом происходит только при сильном нагревании, реакция является эндотермической и сильно обратимой:

Н2 + I2 ↔2НI

Йод практически в воде не растворим и не способен ее окислять даже при нагревании; по этой причине не существует «йодной воды».

Но йод способен растворяться в растворах иодидов с образованием комплексных анионов:

I2 + I → I3.

Образующийся раствор называется раствором Люголя.

Сероводород H2S, тиосульфат натрия Na2S2O3 и другие восстановители восстанавливают его до I :

I2 + H2S = S + 2HI

Хлор и другие сильные окислители в водных растворах переводят его в IO3 :

5Cl2 + I2 + 6H2O = 2HIO3 + 10НСl

Адсорбируясь на крахмале, йод окрашивает его в темно-синий цвет- качественная реакция на йод.

Таким образом, химиче­ская активность галогенов последовательно уменьшается от фтора к йоду. Каждый галоген в ряду F – I может вытеснять после­дующий из его соединений с водородом или металлами, т.е. каждый галоген в виде простого вещества способен окислять галогенид-ион любого из последующих галогенов.

galogeny-f-cl-br-i-ximicheskie-svojstva-poluchenie xlor-cl-ximicheskie-svojstva-poluchenie

Поделиться в соц. сетях

Опубликовать в Одноклассники

Комментарии: