Галогены в природе и их применение. Химические свойства галогенов. Применение галогенов и их соединений

At, открытый в 1940 г.
Электронные конфигурации галогенов: F - 1s 2 2s 2 2p 5 ; Cl - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 ; Br - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 5 ; I - 1s 2 s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 10 5s 2 5p 5 .

Распределение электронов по энергетическим уровням галогенов в зависимости от заряда ядра Таблица 11

Галоген	Атомный вес	Заряд ядра	Число электронов					Величина атомного радиуса,Å
	18,98 35,45 79,90 126,90							0,71 0,99 1,14 1,33

Распределение по орбиталям электронов внешнего электронного слоя у всех галогенов однотипное

Имеют много общего в строении атомов и молекул. У них завершается застройка р -оболочки внешнего слоя, поэтому все они принадлежат к числу р-элементов. Внешнему электронному слою атомов галогенов недостает до завершения одного электрона, поэтому электроотрицательность у этих элементов выражена ярко и в окислительно-восстановительных реакциях они ведут себя в основном как окислители.
Молекулы галогенов состоят из д вух атомов (F2, Сl2, Вr2, l2), соединенных между собой посредством ковалентной неполярной связи. Между атомами в молекулах галогенов возникает одна общая электронная пара. Это свидетельствует о том, что в простых веществах данные элементы одновалентны. Кристаллическая решетка галогенов молекулярного типа.
Атомы разных галогенов различаются числом электронных слоев, в связи с чем радиусы атомов галогенов различны (табл. 11). С возрастанием зарядов ядер радиусы атомов увеличиваются, что ведет к постепенному уменьшению величины электроотрицательности от фтора к иоду и снижению неметалличности свойств. Наиболее ярко выраженным неметаллом среди галогенов является фтор, наименее ярким - .

■ 1. Как меняется величина атомного радиуса в зависимости от возрастания заряда ядра атома?
2. Какого типа в молекулах галогенов?
3. Какого типа кристаллическая решетка у галогенов?
4. Какова галогенов в свободном состоянии?
5. Почему при образовании молекулы галогена между атомами возникает лишь одна электронная пара?
6. Как меняется величина электроотрицательности с возрастанием радиусов атомов?

Физические свойства галогенов

Все свойства галогенов, как физические, так и химические, зависят от строения атомов элементов. Эти свойства различных галогенов во многом сходны, но в же время каждому галогену присущ ряд особенностей.
Фтор - газ светло-зеленого цвета, отличающийся чрезвычайно ядовитыми свойствами. Температура кипения фтора -188°, температура затвердевания -218°. Плотность 1,11 г/смъ.
- газ желто-зеленого цвета. Он также ядовит, имеет резкий, удушливый, неприятный запах. Хлор тяжелее воздуха, сравнительно хорошо растворяется в воде (на 1 объем воды 2 объема хлора), образуя хлорную воду; Cl2agi при температуре- 34° превращается в жидкость, а при- 101° затвердевает. Плотность 1,568 г/см3..
-единственный жидкий неметалл. Это вещество красно-бурого цвета, тяжелое, летучее. Сосуд, в котором находится бром, всегда окрашен его парами в красно-бурый цвет.
Бром имеет тяжелый неприятный запах («бром» в переводе на русский язык значит «зловонный»). В воде растворяется плохо, образуя бромную воду Br2aq. Гораздо лучше бром растворяется в органических растворителях - бензоле, толуоле, хлороформе.
Если к бромной воде прилить небольшое количество бензола и хорошенько взболтать, после расслаивания жидкостей можно заметить, как окраска бромной воды исчезает, а собравшийся наверху бензол окрашивается растворенным бромом в ярко-оранжевый цвет. Это объясняется тем, что бензол извлек из воды бром вследствие его лучшей растворимости в бензоле.
Хранят бром в склянках с притертыми пробками и притертыми колпаками. Резиновые пробки для работы с бромом, как и для работы с хлором, неприменимы, так-как они быстро разъедаются. Бром намного тяжелее воды (плотность 3,12 г/см 3). Температура кипения брома 63°, температура затвердевания -7,3°.
- вещество кристаллическое, темно-серого цвета, в парах - фиолетового. Плотность йода 4,93 г/см3, температура плавления 113°, температура кипения 184°. Довести до плавления, а тем более до кипения при обычных условиях не удается, так как уже при слабом нагревании он из твердого состояния сразу переходит в пар -возгоняется. Переход из твердого состояния в газообразное, минуя жидкое, и обратно называется возгонкой. Это свойство характерно не только для йода, но и для некоторых других веществ. Его удобно использовать для очистки веществ от примесей.
Иод плохо растворяется в воде. Окраска йодной воды I2aq всегда светло-желтая. Но зато он прекрасно растворяется в спирте. Этим пользуются для приготовления 5-10% раствора иода в спирте, называемого йодной настойкой. Иод растворяется также в бензоле, толуоле, эфире, сероуглероде и других органических растворителях. Интересно, что иод очень хорошо растворяется в растворе собственных солей, например в йодистом калии. Этот раствор, называемый раствором Люголя, широко применяется в клинических лабораториях.
Если в йодную воду I2aq добавить немного бензола, при встряхивании на поверхности также образуется окрашенное бензольное кольцо, но только малинового цвета.

■ 7. Как меняется интенсивность окраски галогенов с возрастанием зарядов ядер?
8. Какое название имеют растворы хлора, брома и иода в воде?
9. Как меняется плотность галогенов с возрастанием зарядов ядер?

10. Составьте и заполните таблицу «Физические свойства галогенов» по следующему образцу:
11. Как объяснить с точки зрения строения кристаллической решетки низкие температуры плавления и кипения галогенов?
12. Какова относительная плотность фтора и хлора по воздуху и водороду? Если вы не знаете, что такое относительная плотность газов, как она определяется и как ею пользоваться при расчетах, обратитесь к приложению II, стр. 387. После этого вы сможете ответить на вопрос.
13. Какой объем займут 20 кг хлора при нормальных условиях? Если вы забыли, как вычислять объем газа при нормальных условиях, обратитесь к .

Физиологическое действие галогенов

Все ядовиты по своему физиологическому действию. Особенно ядовит фтор: при вдыхании в небольших количествах он вызывает отек легких, в больших - разрушение легочной ткани и смерть.
Хлор - также вещество очень ядовитое, хотя в несколько меньшей степени. Во время первой мировой войны он применялся как боевое отравляющее вещество, потому что он тяжелее воздуха и хорошо удерживается над поверхностью земли, особенно при безветренной погоде. Предельно допустимая концентрация свободного хлора в воздухе 0,001 мг/л.
Хроническое отравление хлором вызывает изменение цвета лица, легочные и бронхиальные заболевания. При отравлениях хлором в качестве противоядия нужно применять смесь паров спирта с эфиром, а также водяных паров с примесью нашатырного спирта, причем предварительно обязательно вынести пострадавшего на свежий воздух.
В небольших же количествах хлор может излечивать заболевания верхних дыхательных путей, так как губительно действует на бактерии. Благодаря дезинфицирующему действию хлор применяется для обеззараживания водопроводной воды.
Пары брома вызывают удушье. Ядовит и жидкий бром, причиняющий при попадании на кожу сильные ожоги. Переливать бром из одного сосуда в другой рекомендуется в резиновых перчатках и под тягой.
При попадании на кожу бром следует смывать органическим растворителем - бензолом или четыреххлористым углеродом, протирая пораженное место ватой, смоченной этими растворителями. При смывании брома водой нередко ожога избежать не удается.

Иод наименее ядовит из всех галогенов. Вдыхание паров иода при его нагревании может вызвать отравление, но работать с парообразным иодом приходится редко, например при очистке его возгонкой. Кристаллический иод руками брать не следует, так как при попадании на кожу он вызывает появление характерных желтых пятен. Все работы с галогенами следует производить в вытяжном шкафу.
Вместе с тем галогены являются жизненно важными элементами. Хлор в виде поваренной соли постоянно применяется в пищу, а также входит в состав зеленого растений - хлорофилла. Недостаток соединений фтора в питьевой воде вызывает разрушение зубов. Иод необходим всем живым организмам, как растительным, так и животным. Он участвует в регулировании обмена веществ. В организме человека иод сосредоточен главным образом в щитовидной железе и участвует в образовании ее гормона. Недостаток иода вызывает болезненные изменения щитовидной железы. Для предотвращения заболевания в пищу в очень небольших количествах добавляют иод, разводя несколько капель йодной настойки на стакан воды, но чаще в виде иодида натрия и иодида калия.

Запишите в тетрадь меры техники безопасности в работе с галогенами и первой помощи при отравлениях.

Химические свойства галогенов

По характеру химических свойств, как отмечено выше, все галогены являются типичными неметаллами, обладающими значительной электроотрицательностью. Наиболее электроотрицательным элементом, обладающим наибольшей неметаллической активностью, является фтор, наименее активен иод.

Рис. 21. Горение водорода в хлоре. 1- хлор 2-

Взаимодействие галогенов с простыми веществами. Проследить уменьшение химической активности от фтора к хлору можно на примерах разных реакций. Особенно интересно взаимодействие разных галогенов с водородом. Условия реакций у них при этом разные.
Так, фтор реагирует с водородом со вз рывом даже в темноте. При этом образуется фтористый по уравнению.
H2 + F2 = 2HF

Фтористый является наиболее прочным соединением среди галогеноводородов.
Взаимодействие хлора с водородом происходит со взрывом только на свету:
Сl2+ Н2 = 2НСl
Если же поджечь струю водорода в атмосфере хлора, то он будет сгорать спокойно бесцветным пламенем (рис. 21).

С водородом бром образует бромистый водород.
Вr2 + Н2 = 2НВг
Процесс идет при слабом нагревании.
Иод с водородом реагирует только при нагревании с образованием йодистого водорода:
Н2 + I2 = 2НI
Однако это соединение весьма неустойчивое и легко распадается с образованием водорода и иода. Во всех этих случаях галогены ведут себя как окислители. Галогено-водороды при растворении в воде образуют кислоты.

Окислительные свойства галогены проявляют и при взаимодействии с металлами, которое протекает обычно очень активно.
Фтор реагирует практически почти со всеми металлами. Легко проследить взаимодействие х л о р а с металлами. Многие в хлоре горят, например самовоспламеняется (рис. 22). Другие реагируют с хлором при нагревании, например (рис. 23).
2Na + Сl2 = 2NaCl
Если могут иметь различную степень окисления, то при реакции с хлором они обычно проявляют высшую.

Рис. 22.

Например.
2Fe + 3Сl2 = 2FeCl3

Сu + Сl2 = СuСl2

Здесь в реакции с хлором проявляет степень окисления, равную +3 - Fe +3 , а равную +2- Cu +2 . Во всех приведенных случаях хлор ведет себя как .

Бурно реагирует с металлами и бром. Если насыпать в пробирку с жидким бромом немного алюминиевых опилок, то они сгорают в броме с образованием бромистого алюминия, что сопровождается выделением бурых паров брома и снопом искр. Реакция идет по следующему уравнению:
2Аl + ЗВr2 = 2АlВr3

Опыт производится в приборе, изображенном на рис. 24. Длинная трубка 1 выполняет роль воздушного холодильника. Горят в броме также , а с бромом дает сильный взрыв.

Рис. 22.

Иод также реагирует с металлами, образуя йодистые соли. Особенно интересно происходит реакция алюминия с иодом. Для этого кристаллы иода растирают в ступке до образования мелкого порошка, а затем на асбестированной сетке смешивают иод с алюминиевой пылью. Смесь, посуда и материалы должны быть совершенно сухими. Если после этого добавить к смеси каплю воды, которая является катализатором в этом процессе, то смесь воспламеняется и горит, выделяя фиолетовые клубы паров иода
2Аl + 3I2 = 2АlI3

Следует отметить, что иод реагирует с металлами труднее, чем хлор и бром.
В отличие от большинства других простых веществ галогены в непосредственное взаимодействие с кислородом не вступают, так как и галогены обладают близкими значениями электроотрицательности. Вместе с тем галогенов косвенным путем получены и существуют.

Рис. 23.
1- металлический
2- хлоркальцивая трубка
3- хлор
4- едкий

■ 14. Докажите путем составления электронного баланса, что в реакциях с водородом и металлами галогены ведут себя как окислители. Обоснуйте такое поведение строением атома галогенов.

15. Какой объем хлористого водорода может быть получен при реакции с водородом 20 л хлора? (эта задача решается целиком в объемах).
16. Для того чтобы образующийся хлористый водород не был загрязнен хлором, при взаимодействии хлора с водородом последнего берут на 5% больше требуемого количества. Рассчитайте, какой объем водорода следует взять для получения 50 л хлористого водорода.

Галогены в природе Галогены, вследствие их огромной химической активности, находятся в природе исключительно в виде соединений, главным образом в виде...

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.

20. Хлор. Хлороводород и соляная кислота

Хлор (Cl) – стоит в 3-м периоде, в VII группе главной подгруппы периодической системы, порядковый номер 17, атомная масса 35,453; относится к галогенам.

Физические свойства: газ желто-зеленого цвета с резким запахом. Плотность 3,214 г/л; температура плавления -101 °C; температура кипения -33,97 °C, При обычной температуре легко сжижается под давлением 0,6 МПа. Растворяясь в воде, образует хлорную воду желтоватого цвета. Хорошо растворим в органических растворителях, особенно в гексане (C6H14), в четырех-хлористом углероде.

Химические свойства хлора: электронная конфигурация: 1s22s22p63s22p5. На внешнем уровне 7 электронов. До завершения уровня нужен 1 электрон, который хлор принимает, проявляя степень окисления -1. Существуют и положительные степени окисления хлора вплоть до + 7. Известны следующие оксиды хлора: Cl2O, ClO2, Cl2O6 и Cl2O7. Все они неустойчивы. Хлор – сильный окислитель. Он непосредственно реагирует с металлами и неметаллами:

Реагирует с водородом. При обычных условиях реакция идет медленно, при сильном нагревании или освещении – со взрывом, по цепному механизму:

Хлор взаимодействует с растворами щелочей, образуя соли – гипохлориты и хлориды:

При пропускании хлора в раствор щелочи образуется смесь растворов хлорида и гипохлорита:

Хлор – восстановитель: Cl2 + 3F2 = 2ClF3.

Взаимодействие с водой:

Хлор не взаимодействует непосредственно с углеродом, азотом и кислородом.

Получение: 2NaCl + F2 = 2NaF + Cl2.

Электролиз: 2NaCl + 2H2O = Cl2 + H2 + 2NaOH.

Нахождение в природе: содержится в составе минералов: галит (каменная соль), сильвин, бишофит; морская вода содержит хлориды натрия, калия, магния и других элементов.

Хлороводород HCl . Физические свойства: бесцветный газ, тяжелее воздуха, хорошо растворим в воде с образованием соляной кислоты.

Получение: в лаборатории:

В промышленности: сжигают водород в струе хлора. Далее хлороводород растворяют в воде, и получают соляную кислоту (см. выше).

Химические свойства : соляная кислота – сильная, одноосновная, взаимодействует с металлами, стоящими в ряду напряжений до водорода: Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2.

Как восстановитель реагирует с оксидами и гидроксидами многих металлов.

Атом водорода имеет электронную формулу внешнего (и единственного) электронного уровня 1s 1 . С одной стороны, по наличию одного электрона на внешнем электронном уровне атом водорода похож на атомы щелочных металлов. Однако, ему, так же как и галогенам не хватает до заполнения внешнего электронного уровня всего одного электрона, поскольку на первом электронном уровне может располагаться не более 2-х электронов. Выходит, что водород можно поместить одновременно как в первую, так и в предпоследнюю (седьмую) группу таблицы Менделеева, что иногда и делается в различных вариантах периодической системы:

С точки зрения свойств водорода как простого вещества, он, все-таки, имеет больше общего с галогенами. Водород, также как и галогены, является неметаллом и образует аналогично им двухатомные молекулы (H 2).

В обычных условиях водород представляет собой газообразное, малоактивное вещество. Невысокая активность водорода объясняется высокой прочностью связи между атомами водорода в молекуле, для разрыва которой требуется либо сильное нагревание, либо применение катализаторов, либо и то и другое одновременно.

Взаимодействие водорода с простыми веществами

с металлами

Из металлов водород реагирует только с щелочными и щелочноземельными! К щелочным металлам относятся металлы главной подгруппы I-й группы (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr), а к щелочно-земельным — металлы главной подгруппы II-й группы, кроме бериллия и магния (Ca, Sr, Ba, Ra)

При взаимодействии с активными металлами водород проявляет окислительные свойства, т.е. понижает свою степень окисления. При этом образуются гидриды щелочных и щелочноземельных металлов, которые имеют ионное строение. Реакция протекает при нагревании:

Следует отметить, что взаимодействие с активными металлами является единственным случаем, когда молекулярный водород Н 2 является окислителем.

с неметаллами

Из неметаллов водород реагирует только c углеродом, азотом, кислородом, серой, селеном и галогенами!

Под углеродом следует понимать графит или аморфный углерод, поскольку алмаз — крайне инертная аллотропная модификация углерода.

При взаимодействии с неметаллами водород может выполнять только функцию восстановителя, то есть только повышать свою степень окисления:

Взаимодействие водорода со сложными веществами

с оксидами металлов

Водород не реагирует с оксидами металлов, находящихся в ряду активности металлов до алюминия (включительно), однако, способен восстанавливать многие оксиды металлов правее алюминия при нагревании:

c оксидами неметаллов

Из оксидов неметаллов водород реагирует при нагревании с оксидами азота, галогенов и углерода. Из всех взаимодействий водорода с оксидами неметаллов особенно следует отметить его реакцию с угарным газом CO.

Смесь CO и H 2 даже имеет свое собственное название – «синтез-газ», поскольку из нее в зависимости от условий могут быть получены такие востребованные продукты промышленности как метанол, формальдегид и даже синтетические углеводороды:

c кислотами

С неорганическими кислотами водород не реагирует!

Из органических кислот водород реагирует только с непредельными, а также с кислотами, содержащими функциональные группы способные к восстановлению водородом, в частности альдегидные, кето- или нитрогруппы.

c солями

В случае водных растворов солей их взаимодействие с водородом не протекает. Однако при пропускании водорода над твердыми солями некоторых металлов средней и низкой активности возможно их частичное или полное восстановление, например:

Химические свойства галогенов

Галогенами называют химические элементы VIIA группы (F, Cl, Br, I, At), а также образуемые ими простые вещества. Здесь и далее по тексту, если не сказано иное, под галогенами будут пониматься именно простые вещества.

Все галогены имеют молекулярное строение, что обусловливает низкие температуры плавления и кипения данных веществ. Молекулы галогенов двухатомны, т.е. их формулу можно записать в общем виде как Hal 2 .

Следует отметить такое специфическое физическое свойство йода, как его способность к сублимации или, иначе говоря, возгонке . Возгонкой , называют явление, при котором вещество, находящееся в твердом состоянии, при нагревании не плавится, а, минуя жидкую фазу, сразу же переходит в газообразное состояние.

Электронное строение внешнего энергетического уровня атома любого галогена имеет вид ns 2 np 5 , где n – номер периода таблицы Менделеева, в котором расположен галоген. Как можно заметить, до восьмиэлектронной внешней оболочки атомам галогенов не хватает всего одного электрона. Из этого логично предположить преимущественно окисляющие свойства свободных галогенов, что подтверждается и на практике. Как известно, электроотрицательность неметаллов при движении вниз по подгруппе снижается, в связи с чем активность галогенов уменьшается в ряду:

F 2 > Cl 2 > Br 2 > I 2

Взаимодействие галогенов с простыми веществами

Все галогены являются высокоактивными веществами и реагируют с большинством простых веществ. Однако, следует отметить, что фтор из-за своей чрезвычайно высокой реакционной способности может реагировать даже с теми простыми веществами, с которыми не могут реагировать остальные галогены. К таким простым веществам относятся кислород, углерод (алмаз), азот, платина, золото и некоторые благородные газы (ксенон и криптон). Т.е. фактически, фтор не реагирует лишь с некоторыми благородными газами.

Остальные галогены, т.е. хлор, бром и йод, также являются активными веществами, однако менее активными, чем фтор. Они реагируют практически со всеми простыми веществами, кроме кислорода, азота, углерода в виде алмаза, платины, золота и благородных газов.

Взаимодействие галогенов с неметаллами

водородом

При взаимодействии всех галогенов с водородом образуются галогеноводороды с общей формулой HHal. При этом, реакция фтора с водородом начинается самопроизвольно даже в темноте и протекает со взрывом в соответствии с уравнением:

Реакция хлора с водородом может быть инициирована интенсивным ультрафиолетовым облучением или нагреванием. Также протекает со взрывом:

Бром и йод реагируют с водородом только при нагревании и при этом, реакция с йодом является обратимой:

фосфором

Взаимодействие фтора с фосфором приводит к окислению фосфора до высшей степени окисления (+5). При этом происходит образование пентафторида фосфора:

При взаимодействии хлора и брома с фосфором возможно получение галогенидов фосфора как в степени окисления + 3, так и в степени окисления +5, что зависит от пропорций реагирующих веществ:

При этом в случае белого фосфора в атмосфере фтора, хлора или жидком броме реакция начинается самопроизвольно.

Взаимодействие же фосфора с йодом может привести к образованию только триодида фосфора из-за существенно меньшей, чем у остальных галогенов окисляющей способности:

серой

Фтор окисляет серу до высшей степени окисления +6, образуя гексафторид серы:

Хлор и бром реагируют с серой, образуя соединения, содержащие серу в крайне не свойственных ей степенях окисления +1 и +2. Данные взаимодействия являются весьма специфичными, и для сдачи ЕГЭ по химии умение записывать уравнения этих взаимодействий не обязательно. Поэтому три нижеследующих уравнения даны скорее для ознакомления:

Взаимодействие галогенов с металлами

Как уже было сказано выше, фтор способен реагировать со всеми металлами, даже такими малоактивными как платина и золото:

Остальные галогены реагируют со всеми металлами кроме платины и золота:

Реакции галогенов со сложными веществами

Реакции замещения с галогенами

Более активные галогены, т.е. химические элементы которых расположены выше в таблице Менделеева, способны вытеснять менее активные галогены из образуемых ими галогеноводородных кислот и галогенидов металлов:

Аналогичным образом, бром и йод вытесняют серу из растворов сульфидов и или сероводорода:

Хлор является более сильным окислителем и окисляет сероводород в его водном растворе не до серы, а до серной кислоты:

Взаимодействие галогенов с водой

Вода горит во фторе синим пламенем в соответствии с уравнением реакции:

Бром и хлор реагируют с водой иначе, чем фтор. Если фтор выступал в роли окислителя, то хлор и бром диспропорционируют в воде, образуя смесь кислот. При этом реакции обратимы:

Взаимодействие йода с водой протекает в настолько ничтожно малой степени, что им можно пренебречь и считать, что реакция не протекает вовсе.

Взаимодействие галогенов с растворами щелочей

Фтор при взаимодействии с водным раствором щелочи опять же выступает в роли окислителя:

Умение записывать данное уравнение не требуется для сдачи ЕГЭ. Достаточно знать факт о возможности такого взаимодействия и окислительной роли фтора в этой реакции.

В отличие от фтора, остальные галогены в растворах щелочей диспропорционируют, то есть одновременно и повышают и понижают свою степень окисления. При этом, в случае хлора и брома в зависимости от температуры возможно протекание по двум разным направлениям. В частности, на холоду реакции протекают следующим образом:

а при нагревании:

Йод реагирует с щелочами исключительно по второму варианту, т.е. с образованием йодата, т.к. гипоиодит не устойчив не только при нагревании, но также при обычной температуре и даже на холоду.

Химия Элементов

Неметаллы VIIА-подгруппы

Элементы VIIА-подгруппы являются типичными неметаллами с высокой

электротрицательностью, они имеют групповое название – «галогены».

Основные вопросы, рассматриваемые в лекции

Общая характеристика неметаллов VIIА-подгруппы. Электронное строение, важнейшие характеристики атомов. Наиболее характерные сте-

пени окисления. Особенности химии галогенов.

Простые вещества.

Природные соединения.

Соединения галогенов

Галогенводородные кислоты и их соли. Соляная и плавиковая ки-

слота, получение и применение.

Галогенидные комплексы.

Бинарные кислородные соединения галогенов. Неустойчивость ок-

Окислительно-восстановительные свойства простых веществ и со-

единений. Реакции диспропорционирования. Диаграммы Латимера.

Исполнитель:

Мероприятие №

Химия элементов VIIA-подгруппы

Общая характеристика

							Марганец
							Технеций

VIIА-группу образуют р-элементы: фтор F, хлор

Cl, бром Br, иод I и астат At.

Общая формула валентных электронов – ns 2 np 5 .

Все элементы VIIА-группы – типичные неметаллы.

							Как видно из распреде-
							ления валентных электронов
по орбиталям атомам						не хватает всего одного электрона

для формирования устойчивой восьмиэлектронной обо-

лочки, поэтому у них сильно выражена тенденция к

присоединению электрона.

Все элементы легко образуют простые однозаряд-

ные анионы Г – .

В форме простых анионов элементы VIIА-группы находятся в природной воде и в кристаллах природных солей, например, галита NaCl, сильвина KCl, флюорита

CaF2 .

Общее групповое название элементов VIIА-

группы «галогены» , т. е. «рождающие соли», связано с тем, что большинство их соединений с металлами пред-

ставляет собой типичные соли (CaF2 , NaCl, MgBr2 , KI), ко-

торые могут быть получены при непосредственном взаи-

модействии металла с галогеном. Свободные галогены получают из природных солей, поэтому название «галогены» также переводят, как «рожденные из солей».

Исполнитель:

Мероприятие №

Минимальная степень окисления (–1) является наиболее устойчивой

у всех галогенов.

Некоторые характеристики атомов элементов VIIА-группы приведены в

Важнейшие характеристики атомов элементов VIIА-группы

		Относитель-		Сродство
		ная электро-
		отрицатель-	ионизации,
		ность (по
		Поллингу)
						увеличение числа
						электронных слоев;
						увеличение размера
						уменьшение элек-
						троотрицательности

Галогены отличаются высоким сродством к электрону (максимальным у

Cl) и очень большой энергией ионизации (максимальной у F) и максимально

возможной в каждом из периодов электроотрицательностью. Фтор – самый

электроотрицательный из всех химических элементов.

Наличие одного неспаренного электрона в атомах галогенов обуславли-

вает объединение атомов в простых веществах в двухатомные молекулы Г2 .

Для простых веществ галогенов наиболее характерны окислитель-

ные свойства , наиболее сильные у F2 и ослабевающие при переходе к I2 .

Галогены характеризуются наибольшей реакционной способностью из всех неметаллических элементов. Фтор даже среди галогенов выделя-

ется чрезвычайно высокой активностью.

Элемент второго периода – фтор наиболее сильно отличается от дру-

гих элементов подгруппы . Это общая закономерность для всех неметаллов.

Исполнитель:

Мероприятие №

Фтор , как самый электроотрицательный элемент, не проявляет поло-

жительных степеней окисления . В любых соединениях, в том числе с ки-

слородом, фтор находится в степени окисления (-1).

Все остальные галогены проявляют положительные степени окис-

ления вплоть до максимальной +7.

Наиболее характерные степени окисления галогенов:

F : -1, 0;

Cl, Br, I: -1, 0, +1, +3, +5, +7.

У Cl известны оксиды, в которых он находится в степенях окисления: +4 и +6.

Наиболее важными соединениями галогенов, в положительных сте-

пенях окисления, являются кислородсодержащие кислоты и их соли.

Все соединения галогенов в положительных степенях окисления яв-

ляются сильными окислителями.

жуточную степень окисления. Диспропорционированию способствует щелочная среда.

Практическое применение простых веществ и кислородных соедине-

ний галогенов связано главным образом с их окислительным действием.

Самое широкое практическое применение находят простые вещества Cl2

и F2 . Наибольшее количество хлора и фтора расходуется в промышленном ор-

ганическом синтезе: в производстве пластмасс, хладоагентов, растворителей,

ядохимикатов, лекарств. Значительное количество хлора и йода используется для получения металлов и для их рафинирования. Хлор используется также

для отбеливания целлюлозы, для обеззараживания питьевой воды и в произ-

водстве хлорной извести и соляной кислоты. Соли оксокислот используются в производстве взрывчатых веществ.

Исполнитель:

Мероприятие №

Широкое практическое применение находят кислоты – соляная и плави-

Фтор и хлор принадлежат к двадцати самым распространенным элемен-

там, значительно меньше в природе брома и иода. Все галогены находятся в природе в степени окисления (–1). Лишь йод встречается в виде соли KIO3 ,

которая как примесь входит в чилийскую селитру (KNO3 ).

Астат – искусственно полученный радиоактивный элемент (его нет в природе). Неустойчивость At отражается в названии, которое происходит от греч. «астатос» – «неустойчивый». Астат является удобным –излучателем для радиотерапии раковых опухолей.

Простые вещества

Простые вещества галогенов образованы двухатомными молекулами Г2 .

В простых веществах при переходе от F2 к I2 с увеличением числа элек-

тронных слоев и возрастанием поляризуемости атомов происходит усиление

межмолекулярного взаимодействия, приводящее к изменению агрегатного со-

стояния при стандартных условиях.

Фтор (при обычных условиях) – желтый газ, при –181о С переходит в

жидкое состояние.

Хлор – желто-зеленый газ, переходит в жидкость при –34о С. С цветом га-

за связано название Cl, оно происходит от греческого «хлорос» – «желто–

зеленый». Резкое повышение температуры кипения у Cl2 по сравнению с F2 ,

указывает на усиление межмолекулярного взаимодействия.

Бром – темно-красная, очень летучая жидкость, кипит при 58,8о С. На-

звание элемента связано с резким неприятным запахом газа и образовано от

«бромос» – «зловонный».

Йод – темно-фиолетовые кристаллы, со слабым «металлическим» бле-

ском, которые при нагревании легко возгоняется, образуя фиолетовые пары;

при быстром охлаждении

паров до 114о С

образуется жидкость. Температура

Исполнитель:

Мероприятие №

кипения йода равна 183о С. От цвета паров йода происходит его название –

«иодос» – «фиолетовый».

Все простые вещества имеют резкий запах и являются ядовитыми.

Вдыхание их паров вызывает раздражение слизистых оболочек и дыхательных органов, а при больших концентрациях – удушье. Во время первой мировой войны хлор применяли в качестве отравляющего вещества.

Газообразный фтор и жидкий бром вызывают ожоги кожи. Работая с га-

логенами, следует соблюдать меры предосторожности.

Поскольку простые вещества галогенов образованы неполярными моле-

кулами, они хорошо растворяются в неполярных органических растворителях:

спирте, бензоле, четыреххлористом углероде и т. п. В воде хлор, бром и иод ограниченно растворимы, их водные растворы называют хлорной, бромной и иодной водой. Лучше других растворяется Br2 , концентрация брома в насы-

щенном растворе достигает 0,2 моль/л, а хлора – 0,1 моль/л.

Фтор разлагает воду:

2F2 + 2H2 O = O2 + 4HF

Галогены проявляют высокую окислительную активность и перехо-

дят в галогенидные анионы.

Г2 + 2e–  2Г–

Особенно высокой окислительной активностью обладает фтор. Фтор окисляет благородные металлы (Au, Pt).

Pt + 3F2 = PtF6

Взаимодействует даже с некоторыми инертными газами (криптоном,

ксеноном и радоном), например,

Xe + 2F2 = XeF4

В атмосфере F2 горят многие очень устойчивые соединения, например,

вода, кварц (SiO2 ).

SiO2 + 2F2 = SiF4 + O2

Исполнитель:

Мероприятие №

В реакциях с фтором даже такие сильные окислители, как азотная и сер-

ная кислота, выступают в роли восстановителей, при этом фтор окисляет вхо-

дящий в их состав О(–2).

2HNO3 + 4F2 = 2NF3 + 2HF + 3O2 H2 SO4 + 4F2 = SF6 + 2HF + 2O2

Высокая реакционная способность F2 создает трудности с выбором кон-

струкционных материалов для работы с ним. Обычно для этих целей использу-

ют никель и медь, которые, окисляясь, образуют на своей поверхности плотные защитные пленки фторидов. Название F связано с его агрессивным действи-

ем, оно происходит от греч. «фторос» – «разрушающий».

В ряду F2 , Cl2 , Br2 , I2 окислительная способность ослабевает из-за уве-

личения размера атомов и уменьшения электроотрицательности.

В водных растворах окислительные и восстановительные свойства ве-

ществ обычно характеризуют с помощью электродных потенциалов. В таблице приведены стандартные электродные потенциалы (Ео , В) для полуреакций вос-

становления галогенов. Для сравнения также приведено значение Ео для ки-

слорода – самого распространенного окислителя.

Стандартные электродные потенциалы для простых веществ галогенов

Ео , В, для реакции

O2 + 4e– + 4H+  2H2 O

Ео , В

для электродной

2Г– +2е – = Г2

Уменьшение окислительной активности

Как видно из таблицы, F2 – окислитель значительно более сильный,

чем О2 , поэтому F2 в водных растворах не существует, он окисляет воду,

восстанавливаясь до F– . Судя по значению Eо окислительная способность Cl2

Исполнитель:

Мероприятие №

также выше, чем у О2 . Действительно при длительном хранении хлорной воды происходит ее разложение с выделением кислорода и с образованием HCl. Но реакция идет медленно (молекула Cl2 заметно прочнее, чем молекула F2 и

энергия активации для реакций с хлором выше), быстрее происходит диспро-

порционирование:

Cl2 + H2 O  HCl + HOCl

В воде оно не доходит до конца (К = 3,9 . 10–4 ), поэтому Cl2 существует в водных растворах. Еще большей устойчивостью в воде характеризуются Br2 и I2 .

Диспропорционирование это очень характерная окислительно-

восстановительная реакция для галогенов. Диспропорционирование уси-

ливается в щелочной среде.

Диспропорционирование Cl2 в щелочи приводит к образованию анионов

Cl– и ClO– . Константа диспропорционирования равна 7,5 . 1015 .

Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H2 O

При диспропорционировании йода в щелочи образуются I– и IO3 – . Ана-

логично йоду диспропорционирует Br2 . Изменение продукта диспропорцио-

нирования обусловлено тем, что анионы ГО– и ГО2 – у Br и I неустойчивы.

Реакция диспропорционирования хлора используется в промышленно-

сти для получения сильного и быстро действующего окислителя гипохлорита,

белильной извести, бертолетовой соли.

3Cl2 + 6 KOH = 5KCl + KClO3 + 3H2 O

Исполнитель:

Мероприятие №

Взаимодействие галогенов с металлами

Галогены энергично взаимодействуют со многими металлами, например:

Mg + Cl2 = MgCl2 Ti + 2I2  TiI4

ГалогенидыNa + , в которых металл имеет низкую степень окисления (+1, +2),

– это солеобразные соединения с преимущественно ионной связью. Как прави-

ло, ионные галогениды – это твердые вещества с высокой температурой плав-

Галогениды металлов, в которых металл имеет высокую степень окисле-

ния, – это соединения с преимущественно ковалентной связью.

Многие из них при обычных условиях являются газами, жидкостями или легкоплавкими твердыми веществами. Например, WF6 – газ, MoF6 – жидкость,

TiCl4 – жидкость.

Взаимодействие галогенов с неметаллами

Галогены непосредственно взаимодействуют со многими неметаллами:

водородом, фосфором, серой и др. Например:

H2 + Cl2 = 2HCl 2P + 3Br2 = 2PBr3 S + 3F2 = SF6

Связь в галогенидах неметаллов преимущественно ковалентная.

Обычно эти соединения имеют невысокие температуры плавления и кипения.

При переходе от фтора к йоду ковалентный характер галогенидов усиливается.

Ковалентные галогениды типичных неметаллов являются кислотными соединениями; при взаимодействии с водой они гидролизуются с образованием кислот. Например:

PBr3 + 3H2 O = 3HBr + H3 PO3

PI3 + 3H2 O = 3HI + H3 PO3

PCl5 + 4H2 O = 5HCl + H3 PO4

Исполнитель:

Мероприятие №

Две первые реакции используются для получения бромо- и иодоводород-

ной кислоты.

Интергалиды. Галогены, соединяясь друг с другом, образуют интерга-

лиды . В этих соединениях более легкий и более электроотрицательный галоген находится в степени окисления (–1), а более тяжелый – в положительной сте-

пени окисления.

За счет непосредственного взаимодействия галогенов при нагревании получаются: ClF, BrF, BrCl, ICl. Существуют и более сложные интергалиды:

ClF3 , BrF3 , BrF5 , IF5 , IF7 , ICl3 .

Все интергалиды при обычных условиях – жидкие вещества с низкими температурами кипения. Интергалиды имеют высокую окислительную ак-

тивность . Например, в парах ClF3 горят такие химически устойчивые вещества, как SiO2 , Al2 O3 , MgO и др.

2Al2 O3 + 4ClF3 = 4 AlF3 + 3O2 + 2Cl2

Фторид ClF 3 – агрессивный фторирующий реагент, действующий быст-

рее F2 . Его применяют в органических синтезах и для получения защитных пленок на поверхности никелевой аппаратуры для работы с фтором.

В воде интергалиды гидролизуются с образованием кислот. Например,

ClF5 + 3H2 O = HClO3 + 5HF

Галогены в природе. Получение простых веществ

В промышленности галогены получают из их природных соединений. Все

процессы получения свободных галогенов основаны на окислении галоге-

нид-ионов.

2Г –  Г2 + 2e–

Значительное количество галогенов находится в природных водах в виде анионов: Cl– , F– , Br – , I– . В морской воде может содержаться до 2,5 % NaCl.

Бром и иод получают из воды нефтяных скважин и морской воды.

Исполнитель:

Мероприятие №

ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Галогены – элементы VIIА группы – фтор (F), хлор (Cl), бром (Br) и йод (I). Электронная конфигурация внешнего энергетического уровня галогенов ns 2 np 5 .

Поскольку, до завершения энергетического уровня галогенам не хватает всего 1-го электрона, в ОВР они чаще всего проявляют свойства окислителей. Степени окисления галогенов: от «-1» до «+7». Единственный элемент группы галогенов – фтор – проявляет только одну степень окисления «-1» и является самым электроотрицательным элементом.

Получение галогенов и их соединений

Галогены можно получить при электролизе растворов или расплавов галогенидов:

MgCl 2 = Mg + Cl 2 (расплав)

Наиболее часто галогены получают по реакции окисления галогенводородных кислот:

MnO 2 + 4HCl = MnCl 2 + Cl 2 +2H 2 O

K 2 Cr 2 O 7 + 14HCl = 3Cl 2 + 2KCl +2CrCl 3 +7H 2 O

2KMnO 4 +16HCl = 2MnCl 2 +5Cl 2 +8H 2 O +2KCl

HF и HCl получают взаимодействием их твердых солей с концентрированной серной кислотой при нагревании:

CaCl 2 + H 2 SO 4 = CaSO 4 + 2HCl

HBr и HI получить таким способом нельзя, поскольку эти вещества – сильные восстановители и окисляются серной кислотой:

2KBr + 2H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + Br 2 + 2H 2 O + SO 2

8KI + 5H 2 SO 4 = 4K 2 SO 4 +4I 2 +4H 2 O + H 2 S

Поэтому HBr и HI получают гидролизом соответствующих галогенидов фосфора:

PBr 3 +3H 2 O = 3HBr + H 3 PO 3

Среди кислородсодержащих соединений галогенов наибольшее значение имеют кислородсодержащие кислоты и их соли. Так, HClO – одна из кислородсодержащих кислот хлора — хлорноватистая кислота получается в водных растворах хлора как продукт гидролиза:

Cl 2 + H 2 O ↔ HClO + HCl

Соли хлорноватистой кислоты – гипохлориты образуются при пропускании хлора через холодные растворы щелочей, например:

Cl 2 + 2KOH = KClO + KCl + H 2 O

Хлорноватую кислоту (HClO 3) получают ее при действии на соли (хлораты) кислоты концентрированной серной кислотой:

Ba(ClO 3) 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 +2HClO 3

Соли хлорноватистой кислоты – хлораты получают, пропуская Cl 2 в горячий раствор щелочи:

3Cl 2 + 6KOH = 5 KCl + KClO 3 + 3H 2 O

HClO 4 — хлорная кислота, которую можно получить, действуя на перхлорат калия концентрированной серной кислотой:

2 KClO 4 + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 +2 HClO 4

Растворы бромноватистой (HOBr) и йодноватистой (HOI) кислот могут быть получены, подобно HClO, взаимодействием соответствующих галогенов с водой.

Br 2 + H 2 O = HBr + HOBr

I 2 + H 2 O = HI + HOI

Бромноватую (HBrO 3) и йодноватую (HIO 3) кислоты можно получить путем окисления бромной или йодной воды хлором:

Br 2 + 5Cl 2 + 6H 2 O = 2HBrO 3 + 10 HCl

Биологическое значение галогенов и их соединений

Хлор - один важнейших элементов, входящих в состав живых организмов. В организме он содержится в виде соли – хлорида натрия. Хлор стимулирует обмен веществ, рост волос, придает бодрость и силу. Больше всего NаСl содержится в плазме крови.

HCl, входящая в состав желудочного сока, контролирует процессы пищеварения. В отсутствие 0,2%-ной НСl процесс переваривания пищи практически прекращается.

Водоросли, а также некоторые другие растения активно накапливают бром. Морская вода содержит самое большое количество брома, который способен переходить в воздух, поэтому его содержание в воздухе приморских районов всегда больше, чем в районах, далеких от моря.

Йод, как и хлор - один важнейших элементов, входящих в состав живых организмов. Недостаток йода в воде и пище снижает выработку гормона щитовидной железы и приводит к заболеванию эндемическим зобом. Йод попадает в организм вместе с пищей: хлебом, яйцами, молоком, водой, морской капустой и с воздухом (особенно морским) при дыхании.

Применение галогенов и их соединений

Галогены нашли широкое применение в промышленности. Так, фтор используют для получения смазочных веществ, выдерживающих высокую температуру, тефлона, фреонов и т.д. Хлор используют в производстве соляной кислоты, хлорной извести, гипохлоритов и хлоратов, для отбеливания тканей и целлюлозы, идущей на изготовление бумаги, для стерилизации питьевой воды и обеззараживания сточных вод и т.д.

Бром необходим для выработки различных лекарственных веществ, некоторых красителей, а также бромида серебра, использующегося в производстве фотоматериалов.

Йод применяют в медицине в виде 10%-го раствора в этаноле в качестве антисептического и кровоостанавливающего средства. Йод входит в состав ряда фармацевтических препаратов.

Плавиковую кислоту (HF) используют для получения фторидов, травления стекла, удаления песка с металлических отливок, при анализах минералов.

Соляная кислота (HCl) нашла широкое применение в химической практике, также, как и её соли. Например, хлорид натрия (поваренная соль) служит сырьем для получения хлора, соляной кислоты, едкого натра, используется в красильном деле, в мыловарении и других отраслях производства.

Примеры решения задая

ПРИМЕР 1

Задание

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 → …

Ответ

а) В этой реакции железо повышает степень окисления с «+2» до «+3», т.е. FеSО 4 является восстановителем, а хлор понижает степень окисления с «+5» до «1» , т.е. КClO 3 является окислителем: 6FеSО 4 + КClO 3 + 3Н 2 SО 4 = 3Fе 2 (SО 4) 3 + КСl + 3Н 2 О б) В этой реакции железо повышает степень окисления с «+2» до «+3», т.е. FеSО 4 является восстановителем, а хлор понижает степень окисления с «+5» до «1» , т.е. КClO 3 является окислителем: 6FеSО 4 + КClO 3 + 12КОН + 3Н 2 О = 6Fе(ОН) 3 ↓ + КСl + 6К 2 SO 4 в) В этой реакции йод и повышает, и понижает степень окисления с «0» до «+5» и с «0» до «-1», т.е. I 2 является и восстановителем, и окислителем – происходит реакция диспропорционирования: 6I 2 + 6Ва(ОН) 2 = 5ВаI 2 + Ва(IO 3) 2 + 6Н 2 О г) В этой реакции бром и повышает, и понижает степень окисления с «-1» до «0» и с «+5» до «0», т.е. КВr является восстановителем, а КВrО 3 – окислителем: 5КВr + КВrО 3 + 3Н 2 SО 4 = 3Вr 2 + 3К 2 SО 4 + 3Н 2 О