Из учебника химии многие знают, что к галогенам относятся химические элементы периодической системы Менделеева из 17 группы в таблице.
С греческого переводится как рождение, происхождение. Практически все они высокоактивны, благодаря чему бурно реагируют с простыми веществами за исключением нескольких неметаллов. Что же такое галогены и каковы их свойства?
Вконтакте
Перечень галогенов
Галогены являются хорошими окислителями, по этой причине в природе их можно встретить только в каких-либо соединениях. Чем выше порядковый номер, тем химическая активность элементов этой группы меньше. К группе галогенов относятся нижеперечисленные элементы:
- хлор (Cl);
- фтор (F);
- иод (I);
- бром (Br);
- астат (At).
Последний разработан в институте ядерных исследований, который расположен в городе Дубна. Фтор относится к ядовитым газам бледно-жёлтого цвета. Хлор также ядовит. Это газ, имеющий довольно резкий и неприятный запах светло-зелёного цвета. Бром имеет красно-бурый окрас, это ядовитая жидкость, которая может даже поражать обоняние. Он очень летуч, поэтому его хранят в ампулах. Йод — кристаллическое легко возгоняющееся вещество тёмно-фиолетового цвета. Астат радиоактивен, цвет кристаллов: чёрный с синевой, период полураспада составляет 8,1 часа.
Высокая активность окисления галогенов падает от фтора к иоду. Самым активным из собратьев является фтор, который имеет свойство вступать в реакцию с любыми металлами, образуя соли , некоторые из них при этом самовоспламеняются, при этом выделяется огромное количество тепла. Без нагрева этот элемент реагирует почти со всеми неметаллами , реакции сопровождаются выделением некоторого количества теплоты (экзотермические).
С инертными газами фтор вступает во взаимодействие, при этом облучаясь (Хе + F 2 = XeF 2 + 152 кДж). Нагреваясь, фтор влияет на другие галогены, окисляя их. Имеет место формула: Hal 2 + F 2 = 2НalF, где Hal = Cl, Br, I, At, в случае, когда HalF степени окисления хлора, брома, иода и астата равны + 1.
Со сложными веществами фтор также взаимодействует довольно энергично. Следствием является окисление воды. При этом происходит взрывная реакция, которая коротко записывается формулой: 3F 2 + ЗН 2 О = OF 2 + 4HF + Н 2 О 2.
Хлор
Активность свободного хлора несколько меньше, в сравнении со фтором, но он также имеет хорошую способность вступать в реакцию. Это может происходить при взаимодействии со многими простыми веществами, за редким исключением в виде кислорода, азота, инертных газов. Он может бурно реагировать со сложными веществами , создавая реакции замещения, свойство присоединения углеводородов — это тоже присуще хлору. При нагреве происходит вытеснение брома или йода из соединений с водородом или металлами.
Своеобразные отношения у этого элемента с водородом. При комнатной температуре и без попадания света, хлор никак не реагирует на этот газ, но стоит его лишь нагреть или направить свет, произойдёт взрывная цепная реакция. Формула приведена ниже:
Cl 2 + h ν → 2Cl , Cl + Н 2 → HCl + Н, Н + Cl 2 → HCl + Cl , Cl + Н 2 → HCl + Н и т. д.
Фотоны, возбуждаясь, вызывают разложение на атомы молекул Cl 2, при этом возникает цепная реакция, вызывая появление новых частиц, которые инициируют начало следующей стадии. В истории химии это явление было исследовано. Русский химик и лауреат Нобелевской премии Семёнов Н.Н. в 1956 году занимался изучением цепной фотохимической реакции и внёс тем самым большой вклад в науку.
Хлор реагирует со многими сложными веществами, это реакции замещения и присоединения. Он хорошо растворяется в воде.
Cl 2 + Н 2 О = HCl + HClO - 25 кДж.
Со щелочами при нагреве хлор может диспропорционировать .
Бром, йод и астат
Химическая активность брома чуть меньше, чем у вышеназванных фтора или хлора, однако она тоже довольно велика. Бром часто применяют в жидком виде. Он, как и хлор, очень хорошо растворяется в воде. Происходит частичная реакция с ней, позволяющая получать «бромную воду».
Химическая активность йода заметно отличается от остальных представителей этого ряда. Он почти не взаимодействует с неметаллами, а с металлами реакция идёт очень медленно и только при нагреве . При этом происходит большое поглощение тепла (эндотермическая реакция), которая сильно обратима. К тому же йод нельзя никаким образом растворить в воде , этого не достичь даже при нагреве, поэтому в природе не бывает «йодной воды». Йод можно растворить только в растворе йодида. При этом образуются комплексные анионы . В медицине такое соединение называется раствором Люголя.
Астат реагирует с металлами и водородом. В ряду галогенов химическая активность уменьшается по направлению от фтора к астату. Каждый галоген в ряду F - At способен вытеснять последующие элементы из соединений с металлами или водородом. Астат — самый пассивный среди этих элементов. Но ему присуще взаимодействие с металлами.
Применение
Химия прочно входит в нашу жизнь, внедряясь во все сферы. Человек научился применять галогены, а также его соединения на своё благо. Биологическое значение галогенов неоспоримо. Области применения их различны:
- медицина;
- фармакология;
- производство различных пластмасс, красителей и т. д.;
- сельское хозяйство.
Из природного соединение криолита, химическая формула которого выглядит следующим образом: Na3AlF6, получают алюминий . Соединения фтора нашли широкое распространение при производстве зубных паст . Фтор, как известно, служит для профилактики кариеса. Спиртовую настойку йода применяют для дезинфекции и обеззараживания ран .
Наиболее широкое применение в нашей жизни нашёл хлор. Область его применения довольно многообразна. Примеры использования:
- Производство пластмасс.
- Получение соляной кислоты.
- Производство синтетического волокна, растворителей, каучуков и др.
- Отбеливание тканей (льняных и хлопчатобумажных), бумаги.
- Обеззараживание питьевой воды. Но всё чаще для этой цели используется озон, так как применение хлора вредно для организма человека.
- Дезинфекция помещений
Нужно помнить, что галогены — очень токсичные вещества. Особенно ярко это свойство выражено у фтора. Галогены могут оказывать удушающее и воздействие на органы дыхания и поражать биологические ткани.
Огромную опасность могут иметь пары хлора, а также аэрозоль фтора, имеющий слабый запах, он может ощутиться при большой концентрации. Человек может получить эффект удушья. При работе с такими соединениями нужно соблюдать меры предосторожности.
Методы производства галогенов сложные и многообразные. В промышленности к этому подходят с определёнными требованиями, соблюдение которых неукоснительно соблюдаются.
относят фтор, хлор, бром, йод и астат. Они образуют VIIА-группу Периодической системы химических элементов.Химические элементы-галогены и образованные ими простые
вещества
На внешнем электронном слое атомов галогенов находятся 7 электронов.
Наименьший радиус атома среди всех галогенов имеет фтор, поэтому у него самая высокая (даже среди всех химических элементов) относительная электроотрицательность. По этой причине не существует веществ, в которых фтор имел бы положительную степень окисления, не говоря о высшей степени окисления, соответствующей номеру группы (+7). Для фтора возможны степени окисления только –1 и 0. Остальные галогены в соединении с более электроотрицательным кислородом могут образовывать вещества, в которых степень окисления их атомов положительна. Таким образом, для Cl, Br, I характерны степени окисления -1, 0, +1, +3, +5, +7.
Содержание галогенов в земной коре снижается от фтора к астату. Причем, если фтор, бром и йод можно отнести к распространенным химическим элементам, то содержание астата в земной коре крайне мало. Галогены входят в состав многих минералов. Исключение составляет астат. Астат обнаружен в продуктах радиоактивного распада урана.
Соли галогенов (галогениды) входят в состав морской воды.
Галогены – элементы VII группы – фтор, хлор, бром, йод, астат (астат мало изучен в связи с его радиоактивностью). Галогены – ярко выраженные неметаллы. Лишь йод в редких случаях обнаруживает некоторые свойства, схожие с металлами.
В невозбужденном состоянии атомы галогенов имеют общие электронную конфигурацию: ns2np5. Это значит, что галогены имеют 7 валентных электронов, кроме фтора.
Физические свойства галогенов: F2 – бесцветный, трудно сжижающийся газ; Cl2 – желто-зеленый, легко сжижающийся газ с резким удушливым запахом; Br2 – жидкость красно-бурого цвета; I2 – кристаллическое вещество фиолетового цвета.
Водные растворы галогеноводородов образуют кислоты. НF – фтороводородная (плавиковая); НCl – хлороводородная (соляная); НBr – бромоводородная; НI – йодоводородная. Силы кислот сверху вниз снижаются. Плавиковая кислота является самой слабой в ряду галогеново-дородных кислот, а йодоводородная – самой сильной. Это объясняется тем, что энергия связи Нг сверху уменьшается. В том же направлении уменьшается и прочность молекулы Н Г, что связано с ростом межъядерного расстояния. Растворимость малорастворимых солей в воде тоже уменьшается:
Слева направо растворимость галогенидов уменьшается. АgF хорошо растворим в воде. Все галогены в свободном состоянии – окислители . Сила их как окислителей снижается от фтора к йоду. В кристаллическом, жидком и газообразном состоянии все галогены существуют в виде отдельных молекул. Атомные радиусы возрастают в том же направлении, что приводит к повышению температуры плавления и кипения. Фтор диссоциирует на атомы лучше йода. Электродные потенциалы при переходе вниз по подгруппе галогенов снижаются. У фтора самый высокий электродный потенциал. Фтор – самый сильный окислитель . Любой вышестоящий свободный галоген вытеснит нижестоящий, находящийся в состоянии отрицательного однозарядного иона в растворе.
Химические свойства галогенов
1. Взаимодействие с ксеноном. Наибольшей химической активностью обладает фтор, это сильнейший окислитель, который реагирует даже с инертными газами:
2F 2 + Xe = XeF 4 .
2. Взаимодействие с металлами. Все галогены взаимодействуют практически со всеми простыми веществами, наиболее энергично протекает реакция с металлами. Фтор при нагревании реагирует со всеми металлами, включая золото и платину, на холоде взаимодействует с щелочными металлами, свинцом и железом. Хлор, бром и йод при обычных условиях реагируют со щелочными металлами, а при нагревании – с медью, железом и оловом. В результате взаимодействия образуются галогениды, которые являются солями:
2М + nHal 2 = 2MHal n .
3. Взаимодействие с водородом. При обычных условиях фтор реагирует с водородом в темноте со взрывом, взаимодействие с хлором протекает на свету, бром и йод реагируют только при нагревании, причем реакция с йодом обратима.
Н 2 + Hal 2 = 2НHal.
Галогены в этой реакции проявляют окислительные свойства.
4. Взаимодействие с неметаллами. С кислородом и азотом галогены непосредственно не взаимодействуют, реагируют с серой, фосфором, кремнием, проявляя окислительные свойства, химическая активность у брома и йода выражена слабее, чем у фтора и хлора:
2P + 3Cl 2 = 2PCl 3 ;
Si + 2F 2 = SiF 4 .
5. Взаимодействие с водой. Галогены реагируют со многими сложными веществами. С водой фтор и остальные галогены реагируют по-разному:
F 2 + H 2 O = 2HF + O или
3F 2 + 3H 2 O = OF 2 + 4HF + H 2 O 2 ;
Hal + H 2 O = HHal + HHalO.
Эта реакции является реакцией диспропорционирования, где галоген одновременно является окислителем и восстановителем.
6. Взаимодействие со щелочами. Также галогены диспропорционируют в растворах щелочей:
Cl 2 + KOH = KClO + KCl (на холоде);
3Cl 2 + 6KOH = KClO 3 + 5KCl + 3Н 2 О (при нагревании).
Гипобромид-ион существует только при температуре ниже 0 °С, гипойодит-ион в растворах не существует.
7. Взаимодействие с сероводородом. Галогены способны отнимать водород от других веществ:
H 2 S + Br 2 = S + 2HBr.
8. Реакция замещения водорода в предельных углеводородах:
CH 4 + Cl 2 = CH 3 Cl + HCl.
9. Реакция присоединения к непредельным углеводородам:
C 2 H 4 + Cl 2 = C 2 H 4 Cl 2 .
10. Взаимное замещение галогенов. Реакционная способность галогенов снижается при переходе от фтора к йоду, поэтому предыдущий элемент вытесняет последующий из галогеноводородных кислот и их солей:
2KI + Br 2 = 2KBr+ I 2 ;
2HBr + Cl 2 = 2HCl + Br 2 .
ХЛОР
История открытия:
Впервые хлор был получен в 1772 г. Шееле, описавшим его выделение при взаимодействии пиролюзита с соляной кислотой в своём трактате о пиролюзите:
4HCl + MnO 2 = Cl 2 + MnCl 2 + 2H 2 O
Шееле отметил запах хлора, схожий с запахом царской водки, его способность
взаимодействовать с золотом и киноварью, а также его отбеливающие свойства.
Однако Шееле, в соответствии с господствовавшей в химии того времени теории
флогистона, предположил, что хлор представляет собой дефлогистированную соляную
кислоту, то есть оксид соляной кислоты.
Бертолле и Лавуазье предположили, что хлор является оксидом элемента мурия,
однако попытки его выделения оставались безуспешными вплоть до работ Дэви,
которому электролизом удалось разложить поваренную соль на натрий и хлор.
Название элемента происходит от греческогоclwroz
- "зелёный".
Нахождение в природе, получение:
Природный
хлор представляет собой смесь двух изотопов 35 Cl
и 37 Cl. В земной коре
хлор - самый распространённый галоген. Поскольку хлор очень активен, в природе
он встречается только в виде соединений в составе минералов: галита NaCl,
сильвина KCl, сильвинита KCl · NaCl, бишофита MgCl 2 ·6H 2 O,
карналлита KCl·MgCl 2 ·6Н 2 O, каинита KCl·MgSO 4 ·3Н 2 О.
Самые большие запасы хлора содержатся в составе солей вод морей и океанов.
В промышленных масштабах хлор получают вместе с гидроксидом натрия и водородом
при электролизе раствора поваренной соли:
2NaCl + 2H 2 О => H 2 +
Cl 2 + 2NaOH
Для рекуперации хлора из хлороводорода, являющегося побочным продуктом при
промышленном хлорировании органических соединений используется процесс Дикона
(каталитическое окисление хлороводорода кислородом воздуха):
4HCl + O 2 = 2H 2 O
+ 2Cl 2
В лабораториях обычно используют процессы, основанные на окислении
хлороводорода сильными окислителями (например, оксидом марганца (IV),
перманганатом калия, дихроматом калия):
2KMnO 4 + 16HCl = 5Cl 2 + 2MnCl 2 + 2KCl +8H 2 O
K 2 Cr 2 O 7 +
14HCl = 3Cl 2 + 2CrCl 3 + 2KCl + 7H 2 O
Физические свойства:
При нормальных условиях хлор - жёлто-зелёный газ с удушающим запахом. Хлор заметно растворяется в воде ("хлорная вода"). При 20°C в одном объеме воды растворяется 2,3 объема хлора. Температура кипения = -34°C; температура плавления = -101°C, плотность (газ, н.у.) = 3,214 г/л.
Химические свойства
На внешнем электронном уровне атома хлора находятся 7 электронов (s 2 p 5), поэтому он легко присоединяет электрон, образуя анион Сl - . Благодаря наличию незаполненного d-уровня в атоме хлора могут появляться 1, 3, 5 и 7 неспаренных электронов, поэтому в кислородсодержащих соединениях он может иметь степень окисления +1, +3, +5 и +7.
В отсутствии влаги хлор довольно инертен, но в присутствии даже следов влаги активность его резко возрастает. Он хорошо взаимодействует с металлами:
2 Fе + 3 Сl 2 = 2 FеСl 3 (хлорид железа (III));
Cu + Сl 2 = СuСl 2 (хлорид меди (II))
и многими неметаллами:
Н 2 + Сl 2 = 2 НСl (хлороводород);
2 S + Сl 2 = S 2 Cl 2 (хлорид серы (1));
Si + 2 Сl 2 = SiСl 4 (хлорид кремния. (IV));
2 Р + 5 Сl 2 = 2 РСl 5 (хлорид фосфора (V)).
С кислородом, углеродом и азотом хлор в непосредственное взаимодействие не вступает.
При растворении хлора в воде образуется 2 кислоты: хлороводородная, или соляная, и хлорноватистая:
Сl 2 + Н 2 О = НСl + HClO.
При взаимодействии хлора с холодными растворами щелочей образуются соответствующие соли этих кислот:
Сl 2 + 2 NaOН = NaСl + NaClО + Н 2 О.
Полученные растворы называются жавелевой водой, которая, как и хлорная вода, обладает сильными окислительными свойствами благодаря наличию иона ClO - и применяется для отбеливания тканей и бумаги. С горячими растворами щелочей хлор образует соответствующие соли соляной и хлорноватой кислот:
3 Сl 2 + 6 NаОН = 5 NаСl + NаСlO 3 + 3 Н 2 О;
3 Сl 2 + 6 КОН = 5 КСl + КСlO 3 + 3 Н 2 О.
Образовавшийся хлорат калия называется бертолетовой солью.
При нагревании хлор легко взаимодействует со многими органическими веществами. В предельных и ароматических углеводородах он замещает водород, образуя хлорорганическое соединение и хлороводород, а к непредельным присоединяется по месту двойной или тройной связи.
При очень высокой температуре хлор полностью отбирает водород у углерода. При этом образуются хлороводород и сажа. Поэтому высокотемпературное хлорирование углеводородов всегда сопровождается сажеобразованием.
Хлор - сильный окислитель, поэтому легко взаимодействует со сложными веществами, в состав которых входят элементы, способные окисляться до более высокого валентного состояния:
2 FеСl 2 + Сl 2 = 2 FеСl 3 ;
Н 2 SO 3 + Сl 2 + Н 2 О = Н 2 SО 4 + 2 НСl.
Важнейшие соединения:
Хлороводород HCl
- бесцветный газ, на воздухе дымит
вследствие образования с парами воды капелек тумана. Обладает резким запахом,
сильно раздражает дыхательные пути. Содержится в вулканических газах и водах, в
желудочном соке. Химические свойства зависят от того, в каком состоянии он
находится (может быть в газообразном, жидком состоянии или в растворе). Раствор
HCl называетсясоляной
(хлороводородной) кислотой
. Это сильная кислота, вытесняет более слабые
кислоты из их солей. Соли -хлориды
- твёрдые кристаллические вещества с
высокими температурами плавления.
Ковалентные хлориды
-
соединения хлора с неметаллами, газы, жидкости или легкоплавкие твёрдые
вещества, имеющие характерные кислотные свойства, как правило легко
гидролизующиеся водой с образованием соляной кислоты:
PCl 5 + 4H 2 O
= H 3 PO 4 +
5HCl
Оксид хлора(I) Cl 2 O.
, газ буровато-желтого цвета с резким
запахом. Поражает дыхательные органы. Легко растворяется в воде, образуя
хлорноватистую кислоту.
Хлорноватистая кислота HClO
. Существует только в растворах. Это слабая и
неустойчивая кислота. Легко разлагается на соляную кислоту и кислород. Сильный
окислитель. Образуется при растворении хлора в воде. Соли -гипохлориты
, малоустойчивы
(NaClO*H 2 O при 70 °C разлагается со взрывом), сильные окислители.
Широко используется для отбеливания и дезинфекциихлорная известь
, смешанная соль
Ca(Cl)OCl
Хлористая кислота HClO 2
, в свободном виде неустойчива, даже в
разбавленном водном растворе она быстро разлагается. Кислота средней силы, соли
-хлориты
, как правило,
бесцветны и хорошо растворимы в воде. В отличие от гипохлоритов, хлориты
проявляют выраженные окислительные свойства только в кислой среде. Наибольшее
применение (для отбелки тканей и бумажной массы) имеет хлорит натрия NaClO 2 .
Оксид хлора(IV) ClO 2
, - зеленовато-желтый газ с неприятным
(резким) запахом, ...
Хлорноватая кислота
, HClO 3 - в свободном виде нестабильна:
диспропорционирует на ClO 2 и
HClO 4 . Соли -хлораты
; из них наибольшее значение имеют
хлораты натрия, калия, кальция и магния. Это сильные окислители, в смеси с
восстановителями взрывоопасны. Хлорат калия (бертолетова соль
) - KClO 3 ,
использовалась для получения кислорода в лаборатории, но из-за высокой
опасности её перестали применять. Растворы хлората калия применялись в качестве
слабого антисептика, наружного лекарственного средства для полоскания горла.
Хлорная кислота HClO 4
, в водных растворах хлорная кислота -
самая устойчивая из всех кислородсодержащих кислот хлора. Безводная хлорная
кислота, которую получают при помощи концентрированной серной кислоты из
72%-ной HСlO 4 мало
устойчива. Это самая сильная одноосновная кислота (в водном растворе). Соли -перхлораты
,
применяются как окислители (твердотопливные ракетные двигатели).
Применение:
Хлор применяют во
многих отраслях промышленности, науки и бытовых нужд:
- В производстве поливинилхлорида, пластикатов, синтетического каучука;
- Для отбеливания ткани и бумаги;
- Производство хлорорганических инсектицидов - веществ, убивающих вредных для
посевов насекомых, но безопасных для растений;
- Для обеззараживания воды - "хлорирования";
- В пищевой промышленности зарегистрирован в качестве пищевой добавки E925;
- В химическом производстве соляной кислоты, хлорной извести, бертолетовой
соли, хлоридов металлов, ядов, лекарств, удобрений;
- В металлургии для производства чистых металлов: титана, олова, тантала,
ниобия.
Биологическая роль и токсичность:
Хлор относится к важнейшим биогенным элементам и входит в состав всех живых организмов. У животных и человека, ионы хлора участвуют в поддержании осмотического равновесия, хлорид-ион имеет оптимальный радиус для проникновения через мембрану клеток. Ионы хлора жизненно необходимы растениям, участвуя в энергетическом обмене у растений, активируя окислительное фосфорилирование.
Хлор в виде простого вещества ядовит, при попадании в лёгкие вызывает ожог
лёгочной ткани, удушье. Раздражающее действие на дыхательные пути оказывает при
концентрации в воздухе около 0,006 мг/л (т.е. в два раза выше порога восприятия
запаха хлора). Хлор был одним из первых химических отравляющих веществ,
использованных Германией в Первую Мировую войну.
УПРАЖНЕНИЯ
1. В сосуде, имеется смесь водорода и хлора. Как изменится давление в сосуде при пропускании через смесь электрической искры?
Решение:
При пропускании искры газы реагируют по уравнению:
Н 2 + Сl 2 = 2НСl.
В результате этой реакции общее количество молекул в газовой фазе не изменяется, поэтому давление в сосуде также остается неизменным.
2. Газ, выделившийся при действии 2,0 г цинка на 18,7 мл 14,6%-ной соляной кислоты (плотность раствора 1,07 г/мл), пропустили при нагревании над 4,0 г оксида меди (II). Чему равна масса полученной твердой смеси?
Решение:
При действии цинка на соляную кислоту выделяется водород:
Zn + 2НСl = ZnСl 2 + Н 2 ,
который при нагревании восстанавливает оксид меди (II) до меди:
СuО + Н 2 = Си + Н 2 О.
Найдем количества веществ в первой реакции: m(р-ра НСl) = 18,7 . 1,07 = 20,0 г. m(НСl) = 20,0 . 0,146 = 2,92 г. v(НСl) = 2,92/36,5 = 0,08 моль. v(Zn) = 2,0/65 = 0,031 моль. Цинк находится в недостатке, поэтому количество выделившегося водорода равно:v(Н 2) = v(Zn) = 0,031 моль.
Во второй реакции в недостатке находится водород, поскольку v(СuО) = 4,0/80 = 0,05 моль. В результате реакции 0,031 моль СuО превратится в 0,031 моль Сu, и потеря массы составит:
m(СuО) — m(Сu) = 0,031 . 80 — 0,031 . 64 = 0,50 г.
Масса твердой смеси СuО с Сu после пропускания водорода составит 4,0-0,5 = 3,5 г.
Ответ. 3,5 г.
__________________________________________________________________
3. Напишите уравнения реакций, которые могут происходить при действии концентрированной серной кислоты на все твердые галогениды калия. Возможны ли эти реакции в водном растворе?
Решение:
При действии концентрированной серной кислоты на фторид и хлорид калия при нагревании выделяются, соответственно,фтороводород и хлороводород:
КF + Н 2 SО 4(конц) = НF + КНSО 4 ,
КСl + Н 2 SО 4(конц) = НCl + КНSО 4 .
Бромоводород и иодоводород — сильные восстановители и легко окисляются серной кислотой до свободных галогенов, при этом НBrвосстанавливает серную кислоту до SО 2 , а НI (как более сильный восстановитель) — до Н 2 S:
2КВr + 2Н 2 SО 4(конц) = Вr 2 + SO 2 + К 2 SО 4 + 2Н 2 О,
8КI + 5Н 2 SО 4(конц) = 4I 2 + Н 2 S + 4К 2 SО 4 + 4Н 2 О.
В водном растворе серная кислота уже не является сильным окислителем. Кроме того, все галогеноводородные кислоты — сильные (за исключением плавиковой кислоты), и серная кислота не может вытеснять их из солей. В водном растворе возможна единственная обменная реакция:
2КF + Н 2 SО 4 = 2НF + К 2 SО 4 .
Признак реакции — образование малодиссоциирующего вещества (слабой плавиковой кислоты).
__________________________________________________________________
4. Составьте уравнения следующих реакций:
1) FеSО 4 + КClO 3 + Н 2 SО 4 → …
2) FеSО 4 + КClO 3 + КОН → …
3) I 2 + Ва(ОН) 2 → …
4) КВr + КВrО 3 + Н 2 SО 4 → …
Решение:
1) СlO 3 — — сильный окислитель, восстанавливается до Сl — ; Fе 2+ — восстановитель, окисляется до Fе 3+ (Fе 2 (SО 4) 3):
6FеSО 4 + КClO 3 + 3Н 2 SО 4 = 3Fе 2 (SО 4) 3 + КСl + 3Н 2 О.
2) СlO 3 — — окислитель, восстанавливается до Сl — , Fе 2+ — восстановитель, окисляется в до Fе 3+ (Fе(ОН) 3):
6FеSО 4 + КClO 3 + 12КОН + 3Н 2 О = 6Fе(ОН) 3 ↓ + КСl + 6К 2 SO 4 .
3) Как и все галогены (кроме фтора), иод в щелочной среде диспропорционирует:
6I 2 + 6Ва(ОН) 2 = 5ВаI 2 + Ва(IO 3) 2 + 6Н 2 О.
4) Бромид-ион — сильный восстановитель и окисляется бромат-ионом в кислой среде до брома:
5КВr + КВrО 3 + 3Н 2 SО 4 = 3Вr 2 + 3К 2 SО 4 + 3Н 2 О.
Эта реакция обратна реакции диспропорционирования галогенов в щелочной среде.
__________________________________________________________________
5. После нагревания 22,12 г перманганата калия образовалось 21,16 г твердой смеси. Какой максимальный объем хлора (н.у.) можно получить при действии на образовавшуюся смесь 36,5%-ной соляной кислоты (плотность 1,18 г/мл). Какой объем кислоты при этом расходуется?
Решение:
При нагревании перманганат калия разлагается:
0,06 |
0,03 |
0,03 |
0,03 |
|||
2KMnO 4 |
K 2 MnO 4 |
MnO 2 |
Масса смеси уменьшается за счет выделившегося кислорода: v(О 2) = m/ М = (22,12-21,16) / 32 = 0,03 моль. В результате реакции также образовались 0,03 моль К 2 МnО 4 , 0,03 моль МnО 2 и израсходовано 0,06 моль КМnО 4 . Перманганат калия разложился не весь. После реакции он остался в смеси в количестве v(КMnО 4) = 22,12/158 — 0,06 = 0,08 моль.
Все три вещества, находящиеся в конечной смеси (КМnО 4 , К 2 МnО 4 , МnО 2), — сильные окислители и при нагревании окисляют соляную кислоту до хлора:
0,08 |
0,64 |
|||||||||
2KMnO 4 |
16HCl |
5Cl 2 |
2KCl |
2MnCl 2 |
8H 2 O |
0,03 |
0,24 |
0,06 |
||||||||
K 2 MnO 4 |
8HCl |
2Cl 2 |
2KCl |
MnCl 2 |
4H 2 O |
0,03 |
0,12 |
0,03 |
||||||
MnO 2 |
4HCl |
Cl 2 |
MnCl 2 |
2H 2 O |
Общее количество хлора, который выделился в этих трех реакциях, равно: v(Сl 2) = (0,08 . 5/2) + (0,03 . 2) + 0,03 = 0,29 моль, а объем составляет V(Сl 2) = 0,29 . 22,4 = 6,50 л.
Количество израсходованного хлороводорода равно: v(НСl) = (0,08 . 16/2) + (0,03 . 8) + (0,03 . 4) = 0,96 моль,
m(НСl) = v . M = 0,96 . 36,5 = 35,04 г,
m(р-ра НСl) = m(НСl)/ω(НСl) = 35,04/0,365 = 96,0 г,
V(р-ра НСl) = т/ρ= 96,0/1,18 = 81,4 мл.
Ответ. V(Сl 2) = 6,50 л, V(р-ра НСl) = 81,4 мл.
________________________________________________________________
ЗАДАНИЯ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО РЕШЕНИЯ
1. Какой из галогенов является самым активным и какой – наименее активным окислителем.
2. Напишите формулы известных оксидов хлора и назовите их.
3. Приведите примеры солей, образованных кислородсодержащими кислотами хлора. Назовите эти соли.
4. В виде каких соединений хлор встречается в природе.
5. Какая реакция является качественной реакцией на хлорид-ион.
6. Во сколько раз хлор тяжелее воздуха.
7. Закончите уравнения реакций:
.8. Как осуществить следующие превращения:
9. Смешали 1л хлора и 2 л водорода (н.у.). Сколько граммов хлороводорода можно получить из такой смеси. Чему будет равен объем смеси после реакции.
10. Какой объем хлора может быть получен при взаимодействии 2 моль хлороводорода и 3 моль оксида марганца (IV ).
ВИДЕО ОПЫТ
1. Укажите символ иона с наиболее выраженными восстановительными свойствами: |
|
а) Br - |
б) Cl - |
в) I - |
г) F - |
2. В каком ряду вещества перечислены в порядке последовательного возрастания температуры плавления: |
|
а) бром, хлор, йод |
б) йод, бром, хлор |
в) хлор, йод, бром |
г) хлор, бром, йод |
3. Какова максимальная валентность хлора в соединениях: |
|
а) I |
б) V |
в) VII |
Подгруппу галогенов составляют элементы фтор, хлор, бром и иод.
Электронные конфигурации внешнего валентного слоя галогенов относятся к типу соответственно у фтора, хлора, брома и иода). Такие электронные конфигурации обусловливают типичные окислительные свойства галогенов - способностью присоединять электроны обладают все галогены, хотя при переходе к иоду окислительная способность галогенов ослабляется.
При обычных условиях галогены существуют в виде простых веществ, состоящих из двухатомных молекул типа с ковалентными связями. Физические свойства галогенов существенно различаются: так, при нормальных условиях фтор - газ, который трудно сжижается, хлор - также газ, но сжижается легко, бром - жидкость, иод - твердое вещество.
Химические свойства галогенов.
В отличие от всех других галогенов фтор во всех своих соединениях проявляет только одну степень окисления 1- и не проявляет переменной валентности. Для других галогенов наиболее характерной степенью окисления также является 1-, однако благодаря наличию свободных -орбиталей на внешнем уровне они могут проявлять и другие нечетные степени окисления от до за счет частичного или полного распаривания валентных электронов.
Наибольшей активностью обладает фтор. Большинство металлов даже при комнатной температуре загорается в его атмосфере, выделяя большое количество теплоты, например:
Без нагревания фтор реагирует и со многими неметаллами (водородом - см. выше, ), выделяя при этом также большое количество теплоты:
При нагревании фтор окисляет все другие галогены по схеме:
где , причем в соединениях степени окисления хлора, брома и иода равны .
Наконец, при облучении фтор реагирует даже с инертными газами:
Взаимодействие фтора со сложными веществами также протекает очень энергично. Так, он окисляет воду, при этом реакция носит взрывной характер:
Свободный хлор также очень реакционноспособен, хотя его активность и меньше, чем у фтора. Он непосредственно реагирует со всеми простыми веществами, за исключением кислорода, азота и благородных газов, например:
Для этих реакций, как и для всех других, очень важны условия их протекания. Так, при комнатной температуре хлор с водородом не реагирует; при нагревании эта реакция протекает, но оказывается сильно обратимой, а при мощном облучении протекает необратимо (со взрывом) по цепному механизму.
Хлор вступает в реакции со многими сложными веществами, например замещения и присоединения с углеводородами:
Хлор способен при. нагревании вытеснять бром или иод из их соединений с водородом или металлами:
а также обратимо реагирует с водой:
Хлор, растворяясь в воде и частично реагируя с ней, как это показано выше, образует равновесную смесь веществ, называемую хлорной водой.
Заметим также, что хлор в левой части последнего уравнения имеет степень окисления 0. В результате реакции у одних атомов хлора степень окисления стала 1- (в ), у других (в хлорноватистой кислоте ). Такая реакция - пример реакции самоокисления-самовосстановления, или диспропорционирования.
Напомним, что хлор может таким же образом реагировать (диспропорционировать) с щелочами (см. раздел «Основания» в § 8).
Химическая активность брома меньше, чем фтора и хлора, но все же достаточно велика в связи с тем, что бром обычно используют в жидком состоянии и поэтому его исходные концентрации при прочих равных условиях больше, чем у хлора. Являясь более «мягким» реагентом, бром находит широкое применение в органической химии.
Отметим, что бром, так же, как и хлор, растворяется в воде, и, частично реагируя с ней, образует так называемую «бромную воду», тогда как иод практически в воде не растворим и не способен ее окислять даже при нагревании; по этой причине не существует «йодной воды».
Получение галогенов.
Наиболее распространенным технологическим методом получения фтора и хлора является электролиз расплавов их солей (см. § 7). Бром и иод в промышленности, как правило, получают химическим способом.
В лаборатории хлор получают действием различных окислителей на соляную кислоту, например:
Еще более эффективно окисление проводится перманганатом калия - см. раздел «Кислоты» в § 8.
Галогеноводороды и галогеноводородные кислоты.
Все галогеноводороды при обычных условиях газообразны. Химическая связь, осуществляемая в их молекулах, - ковалентная полярная, причем полярность связи в ряду падает. Прочность связи также уменьшается в этом ряду. Вследствие своей полярности, все галогеноводороды, в отличие от галогенов, хорошо растворимы в воде. Так, при комнатной температуре в 1 объеме воды можно растворить около 400 объемов объемов и около 400 объемов
При растворении галогеноводородов в воде происходит их диссоциация на ионы, и образуются растворы соответствующих галогеноводородных кислот. Причем при растворении и HCI диссоциируют почти полностью, поэтому образующиеся кислоты относятся к числу сильных. В отличие от них, фтороводородная (плавиковая) кислота является слабой. Это объясняется ассоциацией молекул HF вследствие возникновения между ними водородных связей. Таким образом, сила кислот уменьшается от HI к HF.
Поскольку отрицательные ионы галогеноводородных кислот могут проявлять только восстановительные свойства, то при взаимодействии этих кислот с металлами окисление последних может происходить только за счет ионов Поэтому кислоты реагируют только с металлами, стоящими в ряду напряжений левее водорода.
Все галогениды металлов, за исключением солей Ag и Pb, хорошо растворимы в воде. Малая растворимость галогенидов серебра позволяет использовать обменную реакцию типа
как качественную для обнаружения соответствующих ионов. В результате реакции AgCl выпадает в виде осадка белого цвета, AgBr - желтовато-белого, Agl - ярко-желтого цвета.
В отличие от других галогеноводородных кислот, плавиковая кислота взаимодействует с оксидом кремния (IV):
Так как оксид кремния входит в состав стекла, то плавиковая кислота разъедает стекло, и поэтому в лабораториях ее хранят в сосудах из полиэтилена или тефлона.
Все галогены, кроме фтора, могут образовывать соединения, в которых они обладают положительной степенью окисления. Наиболее важными из таких соединений являются кислородсодержащие кислоты галогенов типа и соответствующие им соли и ангидриды.
1. Общая характеристика галогенов . Строение атомов и степени окисления галогенов в соединениях. Характер изменения атомных радиусов, энергий ионизации, сродства к электрону и электроотрицательности в ряду F - At. Характер химических связей галогенов с металлами и неметаллами. Устойчивость высших валентных состояний галогенов. Особенности фтора.
1. с. 367-371; 2. с. 338-347; 3. с. 415-416; 4. с. 270-271; 7. с. 340-345.
2. Строение молекул и физические свойства простых веществ галогенов . Характер химической связи в молекулах галогенов. Физические свойства галогенов: агрегатное состояние, температуры плавления и кипения в ряду фтор – астат, растворимость в воде и в органических растворителях.
1. с. 370-372; 2. с. 340-347; 3. с. 415-416; 4. с. 271-287; 8. с. 367-370.
3. Химические свойства галогенов . Причины высокой химической активности галогенов и её изменение по группе. Отношение к воде, растворам щелочей, к металлам и неметаллам. Влияние температуры на состав продуктов диспропорционирования галогенов в растворах щелочей. Особенности химии фтора. Природные соединения галогенов. Принципы промышленных и лабораторных способов получения галогенов. Применение галогенов. Физиологическое и фармакологическое действие галогенов и их соединений на живые организмы. Токсичность галогенов и меры предосторожности при работе с ними.
1. с. 372-374, с. 387-388; 2. с. 342-347; 3. с. 416-419; 4. с. 276-287; 7. с.340-345, с. 355; 8. с. 380-382.
Простые вещества галогены, в отличие от водорода, очень активны. Для них наиболее характерны окислительные свойства, которые в ряду F 2 – At 2 постепенно ослабевают. Самый активный из галогенов - фтор: в его атмосфере самовоспламеняются даже вода и песок! Галогены энергично реагируют с большинством металлов, с неметаллами, со сложными веществами.
4. Получение и применение галогенов .
1. с. 371-372; 2. с. 345-347; 3. с. 416-419; 4. с. 275-287; 7. с.340-345; 8. с. 380-382.
Все способы получения галогенов основаны на реакциях окисления галогенид-анионов различными окислителями: 2Гал -1 -2е - = Гал
Галогены в промышленности получают электролизом расплавов (F 2 и Cl 2) или водных растворов (Cl 2) галогенидов; вытеснением менее активных галогенов более активными из соответствующих галогенидов (I 2 - бромом; I 2 или Br 2 - хлором)
Галогены в лаборатории получают окислением галогеноводородов (HCl, HBr) в растворах сильными окислителями (KMnO 4 , K 2 Cr 2 O 7 , PbO 2 , MnO 2 , KClO 3); окислением галогенидов (NaBr, KI) указанными окислителями в кислой среде (H 2 SO 4).
Бинарные соединения галогенов
1. Соединения с водородом (галогеноводороды) . Характер химической связи в молекулах. Полярность молекул. Физические свойства, агрегатное состояние, растворимость в воде. Характер изменения температур плавления и кипения в ряду HF – HI. Ассоциация молекул фтороводорода. Термическая устойчивость галогеноводородов. Реакционная способность. Кислотные свойства, особенности плавиковой кислоты. Восстановительные свойства. Общие принципы получения галогеноводородов: синтез из простых веществ и из галогенидов. Хлороводород и соляная кислота. Физические и химические свойства. Способы получения. Применение соляной кислоты. Роль соляной кислоты и хлоридов в процессах жизнедеятельности. Галогениды.
1. с. 375-382; 2. с. 347-353; 3. с. 419-420; 4. с. 272-275, с. 289-292; 7. с.354-545; 8. с. 370-373, с. 374-375.
2 . Соединения галогенов с кислородом.
1. с. 377-380; 2. с. 353-359; 3. с. 420-423; 4. с. 292-296; 7. с.350-354; 8. с. 375-376, с. 379.
3. Соединения с другими неметаллами.
1. с. 375-381; 2. с. 342-345; 4. с. 292-296; 7. с.350-355.
4 . Соединения с металлами .
2. с. 342; 4. с. 292-296; 7. с.350-355.
Многоэлементные соединения галогенов
1. Кислородсодержащие кислоты хлора и их соли. Хлорноватистая, хлористая, хлорноватая и хлорная кислоты. Изменение кислотных свойств, устойчивости и окислительных свойств в ряду HClO – HClO 4 . Принципы получения этих кислот. Гипохлориты, хлориты, хлораты и перхлораты. Термическая устойчивость и окислительные свойства. Общие принципы получения солей. Применение солей. Хлорная известь. Бертоллетова соль. Перхлорат аммония.
1. с. 382-387; 2. с. 353-359; 3. с. 423; 4. с. 292-296; 7. с.350-354; 8. с. 375-378.
2 . Кислородсодержащие кислоты брома и иода и их соли .
1. с. 382-387; 2. с. 353-359; 3. с. 423; 4. с. 292-296; 7. с.350-354; 8. с. 379-380.
3 . Применение галогенов и их важнейших соединений
1. с. 387-388; 2. с. 345-347; 3. с. 419-423; 4. с. 272-296; 8. с. 380-382.
4 . Биологическая роль соединений галогенов
1. с. 387-388; 2. с. 340-347; 3. с. 419-423; 4. с. 272-296; 8. с. 380-382.
Взаимосвязь важнейших соединений хлора:
ОБЩАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА
Галогены (от греч. halos - соль и genes - образующий) - элементы главной подгруппы VII группы периодической системы: фтор, хлор, бром, йод, астат.
Таблица. Электронное строение и некоторые свойства атомов и молекул галогенов
Символ элемента | |||||
Порядковый номер | |||||
Строение внешнего электронного слоя |
2s 2 2p 5 |
3s 2 3p 5 |
4s 2 4p 5 |
5s 2 5p 5 |
6s 2 6p 5 |
Энергия ионизации, эв |
17,42 |
12,97 |
11,84 |
10,45 |
~9,2 |
Сродство атома к электрону, эв |
3,45 |
3,61 |
3,37 |
3,08 |
~2,8 |
Относительная электроотрицательность (ЭО) |
~2,2 |
||||
Радиус атома, нм |
0,064 |
0,099 |
0,114 |
0,133 |
|
Межъядерное расстояние в молекуле Э 2 , нм |
0,142 |
0,199 |
0,228 |
0,267 |
|
Энергия связи в молекуле Э 2 (25°С), кДж/моль | |||||
Степени окисления |
1, +1, +3, |
1, +1, +4, |
1, +1, +3, |
||
Агрегатное состояние |
Бледно-зел. |
Зел-желт. |
Бурая |
Темн-фиол. |
Черные |
t°пл.(°С) | |||||
t°кип.(°С) | |||||
r (г * см -3 ) |
1,51 |
1,57 |
3,14 |
4,93 |
|
Растворимость в воде (г / 100 г воды) |
реагирует |
2,5: 1 |
0,02 |
1) Общая электронная конфигурация внешнего энергетического уровня - nS2nP5.
2) С возрастанием порядкового номера элементов увеличиваются радиусы атомов, уменьшается электроотрицательность, ослабевают неметаллические свойства (увеличиваются металлические свойства); галогены - сильные окислители, окислительная способность элементов уменьшается с увеличением атомной массы.
3) Молекулы галогенов состоят из двух атомов.
4) С увеличением атомной массы окраска становится более темной, возрастают температуры плавления и кипения, а также плотность.
5) Сила галогеноводородных кислот возрастает с увеличением атомной массы.
6) Галогены могут образовывать соединения друг с другом (например, BrCl)
ФТОР И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ
Фтор F2 - открыл А. Муассан в 1886 г.
Физические свойства
Газ светло-желтого цвета; t°пл.= -219°C, t°кип.= -183°C.
Получение
Электролиз расплава гидрофторида калия KHF2:
Химические свойства
F2 - самый сильный окислитель из всех веществ:
1. 2F2 + 2H2O ® 4HF + O2
2. H2 + F2 ® 2HF (со взрывом)
3. Cl2 + F2 ® 2ClF
Фтористый водород
Физические свойства
Бесцветный газ, хорошо растворим в воде t°пл. = - 83,5°C; t°кип. = 19,5°C;
Получение
CaF2 + H2SO4(конц.) ® CaSO4 + 2HF
Химические свойства
1) Раствор HF в воде - слабая кислота (плавиковая):
HF « H+ + F-
Соли плавиковой кислоты - фториды
2) Плавиковая кислота растворяет стекло:
SiO2 + 4HF ® SiF4+ 2H2O
SiF4 + 2HF ® H2 гексафторкремниевая кислота
ХЛОР И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ
Хлор Cl2 - открыт К. Шееле в 1774 г.
Физические свойства
Газ желто-зеленого цвета, t°пл. = -101°C, t°кип. = -34°С.
Получение
Окисление ионов Cl- сильными окислителями или электрическим током:
MnO2 + 4HCl ® MnCl2 + Cl2 + 2H2O
2KMnO4 + 16HCl ® 2MnCl2 + 5Cl2 + 2KCl + 8H2O
K2Cr2O7 + 14HCl ® 2CrCl3 + 2KCl + 3Cl2 + 7H2O
электролиз раствора NaCl (промышленный способ):
2NaCl + 2H2O ® H2 + Cl2 + 2NaOH
Химические свойства
Хлор - сильный окислитель.
1) Реакции с металлами:
2Na + Cl2 ® 2NaCl
Ni + Cl2 ® NiCl2
2Fe + 3Cl2 ® 2FeCl3
2) Реакции с неметаллами:
H2 + Cl2 –hn® 2HCl
2P + 3Cl2 ® 2PClЗ
3) Реакция с водой:
Cl2 + H2O « HCl + HClO
4) Реакции со щелочами:
Cl2 + 2KOH –5°C® KCl + KClO + H2O
3Cl2 + 6KOH –40°C® 5KCl + KClOЗ + 3H2O
Cl2 + Ca(OH)2 ® CaOCl2(хлорная известь) + H2O
5) Вытесняет бром и йод из галогеноводородных кислот и их солей.
Cl2 + 2KI ® 2KCl + I2
Cl2 + 2HBr ® 2HCl + Br2
Соединения хлора
Хлористый водород
Физические свойства
Бесцветный газ с резким запахом, ядовитый, тяжелее воздуха, хорошо растворим в воде (1: 400).
t°пл. = -114°C, t°кип. = -85°С.
Получение
1) Синтетический способ (промышленный):
H2 + Cl2 ® 2HCl
2) Гидросульфатный способ (лабораторный):
NaCl(тв.) + H2SO4(конц.) ® NaHSO4 + HCl
Химические свойства
1) Раствор HCl в воде - соляная кислота - сильная кислота:
HCl « H+ + Cl-
2) Реагирует с металлами, стоящими в ряду напряжений до водорода:
2Al + 6HCl ® 2AlCl3 + 3H2
3) с оксидами металлов:
MgO + 2HCl ® MgCl2 + H2O
4) с основаниями и аммиаком:
HCl + KOH ® KCl + H2O
3HCl + Al(OH)3 ® AlCl3 + 3H2O
HCl + NH3 ® NH4Cl
5) с солями:
CaCO3 + 2HCl ® CaCl2 + H2O + CO2
HCl + AgNO3 ® AgCl¯ + HNO3
Образование белого осадка хлорида серебра, нерастворимого в минеральных кислотах используется в качестве качественной реакции для обнаружения анионов Cl- в растворе.
Хлориды металлов - соли соляной кислоты, их получают взаимодействием металлов с хлором или реакциями соляной кислоты с металлами, их оксидами и гидроксидами; путем обмена с некоторыми солями
2Fe + 3Cl2 ® 2FeCl3
Mg + 2HCl ® MgCl2 + H2
CaO + 2HCl ® CaCl2 + H2O
Ba(OH)2 + 2HCl ® BaCl2 + 2H2O
Pb(NO3)2 + 2HCl ® PbCl2¯ + 2HNO3
Большинство хлоридов растворимы в воде (за исключением хлоридов серебра, свинца и одновалентной ртути).
Хлорноватистая кислота HCl+1O
H–O–Cl
Физические свойства
Существует только в виде разбавленных водных растворов.
Получение
Cl2 + H2O « HCl + HClO
Химические свойства
HClO - слабая кислота и сильный окислитель:
1) Разлагается, выделяя атомарный кислород
HClO –на свету® HCl + O
2) Со щелочами дает соли - гипохлориты
HClO + KOH ® KClO + H2O
2HI + HClO ® I2¯ + HCl + H2O
Хлористая кислота HCl+3O2
H–O–Cl=O
Физические свойства
Существует только в водных растворах.
Получение
Образуется при взаимодействии пероксида водорода с оксидом хлора (IV), который получают из бертоллетовой соли и щавелевой кислоты в среде H2SO4:
2KClO3 + H2C2O4 + H2SO4 ® K2SO4 + 2CO2 + 2СlO2 + 2H2O
2ClO2 + H2O2 ® 2HClO2 + O2
Химические свойства
HClO2 - слабая кислота и сильный окислитель; соли хлористой кислоты - хлориты:
HClO2 + KOH ® KClO2 + H2O
2) Неустойчива, при хранении разлагается
4HClO2 ® HCl + HClO3 + 2ClO2 + H2O
Хлорноватая кислота HCl+5O3
Физические свойства
Устойчива только в водных растворах.
Получение
Ba (ClO3)2 + H2SO4 ® 2HClO3 + BaSO4¯
Химические свойства
HClO3 - Сильная кислота и сильный окислитель; соли хлорноватой кислоты - хлораты:
6P + 5HClO3 ® 3P2O5 + 5HCl
HClO3 + KOH ® KClO3 + H2O
KClO3 - Бертоллетова соль; ее получают при пропускании хлора через подогретый (40°C) раствор KOH:
3Cl2 + 6KOH ® 5KCl + KClO3 + 3H2O
Бертоллетову соль используют в качестве окислителя; при нагревании она разлагается:
4KClO3 –без кат® KCl + 3KClO4
2KClO3 –MnO2 кат® 2KCl + 3O2
Хлорная кислота HCl+7O4
Физические свойства
Бесцветная жидкость, t°кип. = 25°C, t°пл.= -101°C.
Получение
KClO4 + H2SO4 ® KHSO4 + HClO4
Химические свойства
HClO4 - очень сильная кислота и очень сильный окислитель; соли хлорной кислоты - перхлораты.
HClO4 + KOH ® KClO4 + H2O
2) При нагревании хлорная кислота и ее соли разлагаются:
4HClO4 –t°® 4ClO2 + 3O2 + 2H2O
KClO4 –t°® KCl + 2O2
БРОМ И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ
Бром Br2 - открыт Ж. Баларом в 1826 г.
Физические свойства
Бурая жидкость с тяжелыми ядовитыми парами; имеет неприятный запах; r= 3,14 г/см3; t°пл. = -8°C; t°кип. = 58°C.
Получение
Окисление ионов Br - сильными окислителями:
MnO2 + 4HBr ® MnBr2 + Br2 + 2H2O
Cl2 + 2KBr ® 2KCl + Br2
Химические свойства
В свободном состоянии бром - сильный окислитель; а его водный раствор - "бромная вода" (содержащий 3,58% брома) обычно используется в качестве слабого окислителя.
1) Реагирует с металлами:
2Al + 3Br2 ® 2AlBr3
2) Реагирует с неметаллами:
H2 + Br2 « 2HBr
2P + 5Br2 ® 2PBr5
3) Реагирует с водой и щелочами:
Br2 + H2O « HBr + HBrO
Br2 + 2KOH ® KBr + KBrO + H2O
4) Реагирует с сильными восстановителями:
Br2 + 2HI ® I2 + 2HBr
Br2 + H2S ® S + 2HBr
Бромистый водород HBr
Физические свойства
Бесцветный газ, хорошо растворим в воде; t°кип. = -67°С; t°пл. = -87°С.
Получение
2NaBr + H3PO4 –t°® Na2HPO4 + 2HBr
PBr3 + 3H2O ® H3PO3 + 3HBr
Химические свойства
Водный раствор бромистого водорода - бромистоводородная кислота еще более сильная, чем соляная. Она вступает в те же реакции, что и HCl:
1) Диссоциация:
HBr « H+ + Br -
2) С металлами, стоящими в ряду напряжения до водорода:
Mg + 2HBr ® MgBr2 + H2
3) с оксидами металлов:
CaO + 2HBr ® CaBr2 + H2O
4) с основаниями и аммиаком:
NaOH + HBr ® NaBr + H2O
Fe(OH)3 + 3HBr ® FeBr3 + 3H2O
NH3 + HBr ® NH4Br
5) с солями:
MgCO3 + 2HBr ® MgBr2 + H2O + CO2
AgNO3 + HBr ® AgBr¯ + HNO3
Соли бромистоводородной кислоты называются бромидами. Последняя реакция - образование желтого, нерастворимого в кислотах осадка бромида серебра служит для обнаружения аниона Br - в растворе.
6) HBr - сильный восстановитель:
2HBr + H2SO4(конц.) ® Br2 + SO2 + 2H2O
2HBr + Cl2 ® 2HCl + Br2
Из кислородных кислот брома известны слабая бромноватистая HBr+1O и сильная бромноватая HBr+5O3.
ИОД И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ
Йод I2 - открыт Б. Куртуа в 1811 г.
Физические свойства
Кристаллическое вещество темно-фиолетового цвета с металлическим блеском.
r= 4,9 г/см3; t°пл.= 114°C; t°кип.= 185°C. Хорошо растворим в органических растворителях (спирте, CCl4).
Получение
Окисление ионов I- сильными окислителями:
Cl2 + 2KI ® 2KCl + I2
2KI + MnO2 + 2H2SO4 ® I2 + K2SO4 + MnSO4 + 2H2O
Химические свойства
1) c металлами:
2Al + 3I2 ® 2AlI3
2) c водородом:
3) с сильными восстановителями:
I2 + SO2 + 2H2O ® H2SO4 + 2HI
I2 + H2S ® S + 2HI
4) со щелочами:
3I2 + 6NaOH ® 5NaI + NaIO3 + 3H2O
Иодистый водород
Физические свойства
Бесцветный газ с резким запахом, хорошо растворим в воде, t°кип. = -35°С; t°пл. = -51°С.
Получение
I2 + H2S ® S + 2HI
2P + 3I2 + 6H2O ® 2H3PO3 + 6HI
Химические свойства
1) Раствор HI в воде - сильная йодистоводородная кислота:
HI « H+ + I-
2HI + Ba(OH)2 ® BaI2 + 2H2O
Соли йодистоводородной кислоты - йодиды (др. реакции HI см. св-ва HCl и HBr)
2) HI - очень сильный восстановитель:
2HI + Cl2 ® 2HCl + I2
8HI + H2SO4(конц.) ® 4I2 + H2S + 4H2O
5HI + 6KMnO4 + 9H2SO4 ® 5HIO3 + 6MnSO4 + 3K2SO4 + 9H2O
3) Идентификация анионов I- в растворе:
NaI + AgNO3 ® AgI¯ + NaNO3
HI + AgNO3 ® AgI¯ + HNO3
Образуется темно-желтый осадок йодида серебра, нерастворимый в кислотах.
Кислородные кислоты йода
Йодноватая кислота HI+5O3
Бесцветное кристаллическое вещество, t°пл.= 110°С, хорошо растворимое в воде.
Получают:
3I2 + 10HNO3 ® 6HIO3 + 10NO + 2H2O
HIO3 - сильная кислота (соли - йодаты) и сильный окислитель.
Йодная кислота H5I+7O6
Кристаллическое гигроскопичное вещество, хорошо растворимое в воде, t°пл.= 130°С.
Слабая кислота (соли - перйодаты); сильный окислитель.