Общая характеристика химические свойства галогенов. Галогены — Гипермаркет знаний. Галогеноводороды и галогеноводородные кислоты
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 № |
||||||||||||||||
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.
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.
Молекулы галогенов двухатомны: F 2 , Cl 2 , Br 2 , I 2 . С ростом заряда ядра атома химического элемента, т.е. при переходе от фтора к йоду окислительная способность галогенов снижается, что подтверждается способностью вытеснения нижестоящих галогенов вышестоящими из галогеноводородных кислот и их солей:
Br 2 + 2HI = I 2 + 2HBr
Cl 2 + 2KBr = Br 2 + 2KCl
Физические свойства галогенов
При н.у. фтор – газ светло-желтого цвета, обладающий резким запахом. Ядовит. Хлор – газ светло-зеленого цвета, также как и фтор имеет резкий запах. Сильно ядовит. При повышенном давлении и комнатной температуре легко переходит в жидкое состояние. Бром – тяжелая жидкость красно-бурого цвета с характерным неприятным резким запахом. Жидкий бром, а также его пары сильно ядовиты. Бром плохо растворяется в воде и хорощо в неполярных растворителях. Йод – твердое вещество темно-серого цвета с металлическим блеском. Пары йода имеют фиолетовый цвет. Йод легко возгоняется, т.е. переходит в газообразное состояние из твердого, при этом минуя жидкое состояние.
Получение галогенов
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
Химические свойства галогенов
Наибольшей химической активностью обладает фтор. Большинство химических элементов даже при комнатной температуре взаимодействует с фтором, выделяя большое количество теплоты. Во фторе горит даже вода:
2H 2 O + 2F 2 =4HF + O 2
Свободный хлор менее реакционноспособен, чем фтор. Он непосредственно не реагирует с кислородом, азотом и благородными газами. Со всеми остальными веществами он взаимодействует подобно фтору:
2Fe + Cl 2 = 2FeCl 3
2P + 5Cl 2 = 2PCl 5
При взаимодействии хлора с водой на холоде происходит обратимая реакция:
Cl 2 + H 2 O↔HCl +HClO
Смесь, представляющую собой продукты реакции, называют хлорной водой.
При взаимодействии хлора с щелочами на холоде образуются смеси хлоридов и гипохлоритов:
Cl 2 + Ca(OH) 2 = Ca(Cl)OCl + H 2 O
При растворении хлора в горячем растворе щелочи происходит реакция:
3Cl 2 + 6KOH=5KCl +KClO 3 +3H 2 O
Бром, как и хлор растворяется в воде и, частично реагируя с ней, образует так называемую «бромную воду», тогда как йод в воде практически нерастворим.
Йод существенно отличается по химической активности от остальных галогенов. Он не реагирует с большинством неметаллов, а с металлами медленно реагирует только при нагревании. Взаимодействие йода с водородом происходит только при сильном нагревании, реакция является эндотермической и сильно обратимой:
Н 2 + I 2 = 2HI - 53 кДж.
Примеры решения задач
ПРИМЕР 1
Задание | Рассчитайте объем хлора (н. у.), который прореагировал с иодидом калия, если при этом образовался йод массой 508 г | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Решение | Запишем уравнение реакции:
Cl 2 + 2KI = I 2 + 2KCl Найдем количество вещества образовавшегося йода: v(I 2)=m(I 2)/M(I 2) v(I 2)=508/254=2 моль По уравнению реакции количество вещества хлора. Общая характеристикаК галогенам относятся пять основных неметаллических элементов, которые расположены в VII группе таблицы Менделеева. В эту группу входят такие химические элементы, как фтор F, хлор Cl, бром Br, иод I, астат At. Свое название галогены получили от греческого слова, которое в переводе обозначает образующий соль или «солеобразующий», так как в принципе большая часть соединений, которые содержат галогены и носят названия солей. Галогены вступают в реакцию практически со всеми простыми веществами, за исключением только нескольких металлов. Они являются довольно таки энергичными окислителями, имеют очень сильный и резкий запах, прекрасно взаимодействуют с водой, а также имеют большую летучесть и высокую электроотрицательность. А вот в природе их можно встретить лишь в качестве соединений. Физические свойства галогенов1. Такие простые химические вещества, как галогены, состоят из двух атомов; 3. У галогенов температура плавления, кипения и плотность повышаются с увеличением атомной массы. Также при этом и меняется их окраска, она становиться более темной. Химические свойства галогеновПри химической реакции с металлами, галогены действуют, как окислители. Если, к примеру, взять фтор, то даже в обычных условиях он дает реакцию с большинством металлов. А вот алюминий и цинк воспламеняется даже в атмосфере: +2-1:ZnF2. Получение галогеновПри получении фтора и хлора в масштабах промышленности используют электролиз или растворы солей. Если вы внимательно рассмотрите рисунок, изображенный внизу, то увидите, как в лабораторных условиях с помощью установки для электролиза можно получить хлор: На первом рисунке изображена установка для расплава хлорида натрия, а на втором уже для получения раствора хлорида натрия. Такой процесс электролиза расплава хлорида натрия можно представить в виде даного уравнения: При помощи такого электролиза, кроме получения хлора еще образуются также водород и гидроксид натрия: Конечно же, водород получают более простым и дешевым способом, чего не скажешь об гидроксиде натрия. Его, так же, как и хлор получают практически всегда только с помощью электролиза раствора поваренной соли. Если вы рассмотрите рисунок, изображенный вверху, то увидите, как лабораторным способом можно получить хлор. А получают его с помощью взаимодействия соляной кислоты с оксидом марганца: В промышленности бром и йод получают с помощью реакции вытеснения этих веществ хлором из бромидов и йодидов. Применение галогеновФтор или правильнее будет назвать фторид меди (CuF2) имеет довольно таки широкое применение. Его используют при изготовлении керамики, эмалей и различных глазурей. Имеющая в каждом доме тефлоновая сковородка и хладагент в холодильниках и кондиционере, также появились благодаря фтору. Кроме бытовых нужд тефлон также используют в медицинских целях, так как его применяют при производстве имплантатов. Фтор необходим при изготовлении лизн в оптике и в зубных пастах. Хлор также в нашей жизни встречается буквально на каждом шагу. Самым массовым и распространенным применением хлора, является, конечно же, поваренная соль NaCl. Она так же выступает в роли дезинтоксикационного средства и используется в борьбе с гололедом. Кроме этого, хлор незаменим в производстве пластика, синтетического каучука и поливинилхлорида, благодаря которым мы получаем одежду, обувь и другие, нужные в нашей повседневной жизни вещи. Его используют при производстве отбеливателей, порошков, красителей, а также другой бытовой химии. Бром, как правило, необходим, как светочувствительное вещество при печатании фотографий. В медицине он применяется, как успокаивающее средство. Также бром используют при производстве инсектицидов и пестицидов и т.д. Ну, а всем известный йод, который имеется в аптечке у каждого человека, в первую очередь используется, как антисептик. Кроме своих антисептических свойств, йод присутствует в источниках света, а также является помощником для обнаружения отпечатков пальцев на бумажной поверхности. Роль галогенов и их соединений для организма человекаВыбирая в магазине зубную пасту, наверное, каждый из вас обращал внимание на то, что на ее этикетке указывается содержание соединений фтора. И это неспроста, так как этот компонент участвует в построении зубной эмали и костей, повышает устойчивость зубов к кариесу. Также он играет важную роль в процессах обмена веществ, участвует в построении скелета костей и предупреждает появление такого опасного заболевания, как остеопороз. Важная роль в организме человека отведена и хлору, так как он принимает активное участие в сохранении водно-солевого баланса и поддерживание осмотического давления. Хлор участвует в обмене веществ человеческого организма, построении тканей, ну и что тоже немаловажно – в избавление от лишнего веса. Соляная кислота, находящаяся в составе желудочного сока большое значение имеет для пищеварения, так как без нее невозможен процесс переваривания пищи. Хлор необходим нашему организму и должен ежедневно в необходимых дозах поступать в него. Но если, же его норму поступления в организм превысить или резко снизить, то мы сразу же это ощутим в виде отеков, головных болей и других неприятных симптомов, которые способны не только нарушить обмен веществ, но и вызвать заболевания кишечника. У человека в мозге, почках, крови и печени присутствует небольшое количество брома. В медицинских целях бром применяют, как успокоительное средство. Но при его передозировке могут быть неблагоприятные последствия, которые могут привести к угнетенному состоянию нервной системы, а в некоторых случаях и к психическим расстройствам. А недостаток брома в организме ведет к дисбалансу между процессами возбуждения и торможения. Без йода наша щитовидная железа не может обходиться, так как он способен убивать микробы, поступающие в наше тело. При дефиците йода в организме человека может начаться заболевание щитовидной железы, под названием зоб. При этом заболевании появляются довольно неприятные симптомы. Человек, у которого появился зоб, чувствует слабость, сонливость, повышение температуры, раздражительность и упадок сил. Из всего этого можно сделать вывод, что без галогенов человек мог бы не только лишиться многих необходимых в повседневной жизни вещей, но без них и не смог бы нормально функционировать наш организм. 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
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.
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.
Применение:Хлор применяют во
многих отраслях промышленности, науки и бытовых нужд: 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.
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:
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:
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
|