Галогенные соединения. Физические и химические свойства галогенов

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.

>> Химия: Получение галогенов. Биологическое значение и применение галогенов и их соединений

Получение галогенов . Фтор и хлор получают электролизом расплавов или растворов их солей. Например, процесс элек-| тролиза расплава хлорида натрия можно отразить уравнением:

Но если водород можно получить другими, более удобными и дешевыми способами, например из природного газа, то гидроксид натрия получают почти исключительно электролизом раствора поваренной соли , как и хлор.

Бром и иод получают в промышленности по реакции вытеснения их соответственно из бромидов и иодидов.

Биологическое значение галогенов. Их применение. Вы не могли не обратить внимание, что на этикетках многих марок зубных паст указывается на содержание в них фтора - конечно, не свободного, а его соединений. Благодаря этому важному компоненту, участвующему в построении зубной эмали и костей, предотвращается такое заболевание, как кариес зубов . Кроме того, фтор является необходимым элементом в процессах обмена веществ в железах, мышцах и нервных клетках.

Важное значение имеет фтор и в промышленном производстве, где основные потребители его - ядерная промышленность и электротехника. Его соединение Nа3АlF6 (как оно называется?) используется для производства алюминия. А в быту все более широкое применение находит тефлоновая посуда, название которой дано по фторсодержащей пластмассе - тефлону.

Хлор - один из химических элементов, без которых немыслимо существование живых организмов. Основная форма его. поступления в организм - это хлорид натрия. Он стимулирует обмен веществ, рост волос, придает бодрость и силу. Больше всего NаСl содержится в плазме крови.

Особую роль в пищеварении играет соляная кислота НС1, которая входит в состав желудочного сока. Без 0,2%-ной НСl практически прекращается процесс переваривания пищи. И хотя почти все пищевые продукты содержат некоторое количество поваренной соли, человек вынужден добавлять к пище ежедневно около 20 г соли.

По масштабам промышленного применения хлор намного превосходит все галогены . Хлор и его соединения необходимы для отбеливания льняных и хлопчатобумажных тканей, бумаги и т. д. Особенно много его расходуется в органическом синтезе для производства пластмасс, каучуков, красителей и растворителей (рис. 20).

Многие хлорсодержащие соединения используют для борьбы с вредителями сельского хозяйства. В больших количествах хлор потребляется для обеззараживания питьевой воды, правда, далеко не без отрицательных последствий (какое вещество безопаснее применять для этой цели?). В цветной металлургии методом хлорирования руд извлекают из них некоторые металлы (титан, ниобий, тантал). Хлор нашел применение и в военных целях в качестве боевого отравляющего средства. Позднее он был заменен другими, более эффективными хлорсодержащими отравляющими веществами, например фосгеном СОСl2.

Хлор содержится в очень опасном для жизни и здоровья веществе - диоксине. Соединения хлора - одна из причин разрушения озонового слоя Земли.

Еще один галоген - бром также весьма важен для организма человека. Соединения этого элемента регулируют процессы возбуждения и торможения центральной нервной системы, поэтому для лечения нервных болезней (бессонницы, истерии, неврастении и т. д.) врачи прописывают «бром» - бромсодер-жащие препараты.

Бром активно накапливают некоторые растения, и в том числе морские водоросли . Именно в море сосредоточена большая часть брома на нашей планете, и море служит главным поставщиком брома. Подсчитано, что ежегодно вместе с морской водой в воздух переходит около 4 млн т брома. Понятно, что содержание его в воздухе приморских районов всегда больше, чем в районах, далеких от моря. Это одна из причин, почему так полезно дышать морским воздухом.

Не менее важную роль бром, а точнее, бромид серебра АgВr играет в фотографии. Те, кто занимается фотографией, вероятно, сразу же вспомнят названия сортов фотобумаги - «Уни-бром», «Бромпортрет» и др. Фотобумага содержит нанесенный на нее с помощью желатина слой бромида серебра, который легко разлагается под действием света:

2АgВr = 2Ag + Br2

И наконец, последний из рассматриваемых нами галогенов - иод - это тот элемент, без которого человек не может жить: недостаток его в воде и пище снижает выработку гормона щитовидной железы и приводит к заболеванию эндемическим зобом. Под регулирующим действием гормона щитовидной железы находятся мускульное возбуждение, биение сердца, аппетит, пищеварение , работа мозга и темперамент человека. Иод попадает в организм вместе с пищей: хлебом, яйцами, молоком, водой, морской капустой и с воздухом (особенно морским) при дыхании.

Спиртовой раствор иода (5-10% -ный), называемый йодной настойкой, применяется для обработки ран. Иод входит в состав многих лекарств.

Главными потребителями иода являются фармацевтичеcкая и химическая промышленность , а также производство светочувствительных фотоматериалов.

1. Получение галогенов электролизом расплавов и растворов солей.

2. Биологическое значение галогенов.

3. Применение хлора и соединений фтора, хлора и иода.

Какой объем хлора (н. у.) и какую массу натрия можно получить при электролизе 585 г хлорида натрия, содержащего 2% примесей?

Рассчитайте, сколько граммов 40%-ного раствора щелочи можно получить из натрия, массу которого вы определили в предыдущей задаче.

Французский химик Шееле получил хлор по реакции оксида марганца(IV) с соляной кислотой. В результате этой реакции образуются также хлорид марганца(II) и вода. Составьте уравнение этой реакции, рассмотрите окислительно-восстановительные процессы и рассчитайте массу оксида марганца(IV) и количество хлороводорода, необходимых для получения 100 л хлора (н. у.), если выход его составляет 95% от теоретически возможного.

Подготовьте сообщение о положительном и отрицательном значении галогенов в жизни человека.

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. 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 Фтор может быть только окислителем, что легко объяснить его положением в периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева. Это сильнейший окислитель, окисляющий даже некоторые благородные газы: 2F 2 +Хе=XeF 4 Высокую химическую активность фтора следует объяснить о на разрушение молекулы фтора требуется намного меньше энергии, чем ее выделяется при образовании новых связей. Так, вследствие малого радиуса атома фтора неподеленные электронные пары в молекуле фтора взаимно сталкиваются и ослабевает Галогены взаимодействуют почти со всеми простыми веществами. 1. Наиболее энергично протекает реакция с металлами. При нагревании фтор взаимодействует со всеми металлами (в том числе с золотом и платиной); на холоду реагирует с щелочными металлами, свинцом, железом. С медью, никелем реакция на холоду не протекает, поскольку на поверхности металла образуется защитный слой фторида, предохраняющий металл от дальнейшего окисления. Хлор энергично реагирует с щелочными металлами, а с медью, железом и оловом реакция протекает при нагревании. Аналогично ведут себя бром и иод. Взаимодействие галогенов с металлами является экзотерми­ческим процессом и может быть выражена уравнением: 2М+nHaI 2 =2МНаI DH<0 Галогениды металлов являются типичными солями. Галогены в этой реакции проявляют сильные окислительные свойства. При этом атомы металла отдают электроны, а атомы галогена принимают, например: 2. При обычных условиях фтор реагирует с водородом в тем­ноте со взрывом. Взаимодействие хлора с водородом протекает на ярком солнечном свету. Бром и водород взаимодействуют только при нагревании, а иод с водородом реагирует при сильном нагревании (до 350°С), но этот процесс обратимый. Н 2 +Сl 2 =2НСl Н 2 +Br 2 =2НBr Н 2 +I 2 « 350° 2HI Галоген в данной реакции является окислителем. Как показали исследования, реакция взаимодействия водо­рода с хлором на свету имеет следующий механизм. Молекула Сl 2 поглощает квант света hv и распадается на неор­ганические радикалы Сl . . Это служит началом реакции (первона­чальное возбуждение реакции). Затем она продолжается сама со­бой. Радикал хлора Сl . реагирует с молекулой водорода. При этом образуется радикал водорода Н. и НСl. В свою очередь радикал водорода Н. реагирует с молекулой Сl 2 , образуя НСl и Сl . и т.д. Сl 2 +hv=Сl . +Сl . Сl . +Н 2 =НСl+Н. Н. +Сl 2 =НСl+С1 . Первоначальное возбуждение вызвало цепь последователь­ных реакций. Такие реакции называются цепными. В итоге полу­чается хлороводород. 3. Галогены с кислородом и азотом непосредственно не взаи­модействуют. 4. Хорошо реагируют галогены с другими неметаллами, на­пример: 2Р+3Сl 2 =2РСl 3 2Р+5Сl 2 =2РСl 5 Si+2F 2 =SiF 4 Галогены (кроме фтора) не реагируют с инертными газами. Химическая активность брома и иода по отношению к неме­таллам выражена слабее, чем у фтора и хлора. Во всех приведенных реакциях галогены проявляют окисли­тельные свойства. Взаимодействие галогенов со сложными веществами. 5. С водой. Фтор реагирует с водой со взрывом с образованием атомарного кислорода: H 2 O+F 2 =2HF+O Остальные галогены реагируют с водой по следующей схеме: Гал 0 2 +Н 2 О«НГал -1 +НГал +1 О Эта реакция является реакцией диспропорционирования, когда галоген является одновременно и восстановителем, и окис­лителем, например: Сl 2 +Н 2 O«НСl+НСlO Cl 2 +H 2 O«H + +Cl - +HClO Сl°+1e - ®Сl - Cl°-1e - ®Сl + где НСl - сильная соляная кислоты; НСlO - слабая хлорноватис­тая кислота 6. Галогены способны отнимать водород от других веществ, скипидар+С1 2 = НС1+углерод Хлор замещает водород в предельных углеводородах: СН 4 +Сl 2 =СН 3 Сl+НСl и присоединяется к непредельным соединениям: С 2 Н 4 +Сl 2 =С 2 Н 4 Сl 2 7. Реакционная способность галогенов снижается в ряду F-Сl - Br - I. Поэтому предыдущий элемент вытесняет последую­щий из кислот типа НГ (Г - галоген) и их солей. В этом случае активность убывает: F 2 >Сl 2 >Br 2 >I 2 Применение Хлор применяют для обеззараживания питьевой воды, отбел­ки тканей и бумажной массы. Большие количества его расходу­ются для получения соляной кислоты, хлорной извести и др. Фтор нашел широкое применение в синтезе полимерных материалов - фторопластов, обладающих высокой химической стойкостью, а также в качестве окислителя ракетного топлива. Некоторые со­единения фтора используют в медицине. Бром и иод - сильные окислители, используются при различных синтезах и анализах веществ. Большие количества брома и иода расходуются на изготовле­ние лекарств. Галогеноводороды Соединения галогенов с водородом НХ, где X - любой га­логен, называются галогеноводородами. Вследствие высокой электроотрицательности галогенов связующая электронная пара смещена в их сторону, поэтому молекулы этих соединений полярны. Галогеноводороды - бесцветные газы, с резким запахом, легко растворимы в воде. При 0°С в 1 объеме воды растворяете 500 объемов НС1, 600 объемов HBr и 450 объемов HI. Фтороводород смешивается с водой в любых соотношениях. Высокая раство­римость этих соединений в воде позволяет получать концентриро- Таблица 16. Степени диссоциации галогеноводородных кислот ванные растворы. При растворении в воде галогеноводороды диссоциируют по типу кислот. HF относится к слабо диссоциированным соединениям, что объясняется особой прочностью связи в куле. Остальные же растворы галогеноводородов относятся к числу сильных кислот. HF - фтороводородная (плавиковая) кислота НС1 - хлороводородная (соляная) кислота HBr - бромоводородная кислота HI - иодоводородная кислота Сила кислот в ряду HF - НСl - HBr - HI возрастает, что объясняется уменьшением в том же направлении энергии связи и увеличением межъядерного расстояния. HI - самая сильная кислота из ряда галогеноводородных кислот (см. табл. 16). Поляризуемость растет вследствие того, что вода поляризует больше ту связь, чья длина больше. I Соли галогеноводородных кислот носят соответственно следующие названия: фториды, хлориды, бромиды, иодиды. Химические свойства галогеноводородных кислот В сухом виде галогеноводороды не действуют на большинство металлов. 1. Водные растворы галогеноводородов обладают свойствами бескислородных кислот. Энергично взаимодействуют со многими металлами, их оксидами и гидроксидами; на металлы, стоящие в электрохимическом ряду напряжений металлов после водорода, не действуют. Взаимодействуют с некоторыми солями и газами. Фтороводородная кислота разрушает стекло и силикаты: SiO 2 +4HF=SiF 4 +2Н 2 O Поэтому она не может храниться в стеклянной посуде. 2. В окислительно-восстановительных реакциях галогеноводородные кислоты ведут себя как восстановители, причем восста­новительная активность в ряду Сl - , Br - , I - повышается. Получение Фтороводород получают действием концентрированной серной кислоты на плавиковый шпат: CaF 2 +H 2 SO 4 =CaSO 4 +2HF­ Хлороводород получают непосредственным взаимодействием водорода с хлором: Н 2 +Сl 2 =2НСl Это синтетический способ получения. Сульфатный способ основан на реакции концентрированной серной кислоты с NaCl. При небольшом нагревании реакция протекает с образовани­ем НСl и NaHSO 4 . NaCl+H 2 SO 4 =NaHSO 4 +HCl­ При более высокой температуре протекает вторая стадия ре­акции: NaCl+NaHSO 4 =Na 2 SO 4 +HCl­ Но аналогичным способом нельзя получить HBr и HI, т.к. их соединения с металлами при взаимодействии с концентрировав- ной серной кислотой окисляются, т.к. I - и Br - являются сильны­ми восстановителями. 2NaBr -1 +2H 2 S +6 O 4(к) =Br 0 2 +S +4 O 2 ­+Na 2 SO 4 +2Н 2 O Бромоводород и иодоводород получают гидролизом PBr 3 и PI 3: PBr 3 +3Н 2 O=3HBr+Н 3 PO 3 PI 3 +3Н 2 О=3HI+Н 3 РO 3 Галогениды Галогениды металлов являются типичными солями. Харак­теризуются ионным типом связи, где ионы металла имеют поло­жительный заряд, а ионы галогена отрицательный. Имеют крис­таллическую решетку. Восстановительная способность галогенидов повышается в ряду Сl - , Br - , I - (см. §2.2). Растворимость малорастворимых солей уменьшается в ряду AgCl - AgBr - AgI; в отличие от них, соль AgF хорошо раство­рима в воде. Большинство же солей галогеноводородных кислот хорошо растворимы в воде. Главная » Технические » Галогенные соединения. Физические и химические свойства галогенов Главное Школа семи гномов. Наш опыт обучения. Первый год обучения что как звучит школа "Что как звучит?" Дорога костей или Колымский тракт Анализ «Божественной комедии» (Данте) Божественная комедия какой век Сообщение по литературе "Тема любви в творчестве С Плоскость, касательная к поверхности