ГАЛОГЕНЫ

ОБЩАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА

 

Галогены (от греч. halos - соль и genes - образующий) - элементы главной подгруппы VII группы периодической системы: фтор, хлор, бром, йод, астат.

 

Таблица. Электронное строение и некоторые свойства атомов и молекул галогенов

 

Символ элемента	F	Cl	Br	I	At
Порядковый номер	9	17	35	53	85
Строение внешнего электронного слоя	2s22p5	3s23p5	4s24p5	5s25p5	6s26p5
Энергия ионизации, эв	17,42	12,97	11,84	10,45	~9,2
Сродство атома к электрону, эв	3,45	3,61	3,37	3,08	~2,8
Относительная электроотрицательность (ЭО)	4,0	3,0	2,8	2,5	~2,2
Радиус атома, нм	0,064	0,099	0,114	0,133	–
Межъядерное расстояние в молекуле Э2, нм	0,142	0,199	0,228	0,267	–
Энергия связи в молекуле Э2 (25°С), кДж/моль	159	243	192	157	109
Степени окисления	-1	-1, +1, +3, +4, +5, +7	-1, +1, +4, +5, +7	-1, +1, +3, +5, +7	–
Агрегатное состояние	Бледно-зел. газ	Зел-желт. газ	Бурая жидкость	Темн-фиол.  кристаллы	Черные кристаллы
t°пл.(°С)	-219	-101	-8	114	227
t°кип.(°С)	-183	-34	58	185	317
r (г*см-3 )	1,51	1,57	3,14	4,93	–
Растворимость в воде (г / 100 г воды)	реагирует с водой	2,5 : 1 по объему	3,5	0,02	–

 

1)               Общая электронная конфигурация внешнего энергетического уровня - nS²nP⁵.

2)               С возрастанием порядкового номера элементов увеличиваются радиусы атомов, уменьшается электроотрицательность, ослабевают неметаллические свойства (увеличиваются металлические свойства); галогены - сильные окислители, окислительная способность элементов уменьшается с увеличением атомной массы.

3)               Молекулы галогенов состоят из двух атомов.

4)               С увеличением атомной массы окраска становится более темной, возрастают температуры плавления и кипения, а также плотность.

5)               Сила галогеноводородных кислот возрастает с увеличением атомной массы.

6)               Галогены могут образовывать соединения друг с другом (например, BrCl)

 

 

ФТОР И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ

 

Фтор F₂ - открыл А. Муассан в 1886 г.

 

Физические свойства

 

Газ светло-желтого цвета; t°пл.= -219°C, t°кип.= -183°C.

 

Получение

 

Электролиз расплава гидрофторида калия KHF₂:

 

2F^- - 2ē ® F₂⁰

 

Химические свойства

 

F₂ - самый сильный окислитель из всех веществ:

 

1.      2F₂ + 2H₂O ® 4HF + O₂

2.      H₂ + F₂ ® 2HF (со взрывом)

3.      Cl₂ + F₂ ® 2ClF

 

Фтористый водород

 

Физические свойства

 

Бесцветный газ, хорошо растворим в воде t°пл. = - 83,5°C; t°кип. = 19,5°C;

 

Получение

 

CaF₂ + H₂SO₄(конц.) ® CaSO₄ + 2HF­

 

Химические свойства

 

1)          Раствор HF в воде - слабая кислота (плавиковая):

 

HF « H⁺ + F^-

 

Соли плавиковой кислоты - фториды

 

2)          Плавиковая кислота растворяет стекло:

 

SiO₂ + 4HF ® SiF₄­+ 2H₂O

 

SiF₄ + 2HF ® H₂[SiF₆] гексафторкремниевая кислота

 

ХЛОР И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ

 

Хлор Cl₂ - открыт К. Шееле в 1774 г.

 

Физические свойства

 

Газ желто-зеленого цвета, t°пл. = -101°C, t°кип. = -34°С.

 

Получение

 

Окисление ионов Cl^- сильными окислителями или электрическим током:

 

MnO₂ + 4HCl ® MnCl₂ + Cl₂­ + 2H₂O

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

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

 

электролиз раствора NaCl (промышленный способ):

 

2NaCl + 2H₂O ® H₂­ + Cl₂­ + 2NaOH

 

Химические свойства

 

Хлор - сильный окислитель.

 

1)     Реакции с металлами:

2Na + Cl₂ ® 2NaCl

Ni + Cl₂ ® NiCl₂

2Fe + 3Cl₂ ® 2FeCl₃

 

2)     Реакции с неметаллами:

H₂ + Cl₂  –^hn® 2HCl

2P + 3Cl₂ ® 2PCl_З

 

3)     Реакция с водой:

Cl₂ + H₂O « HCl + HClO

 

4)     Реакции со щелочами:

Cl₂ + 2KOH  –^5°C® KCl + KClO + H₂O

3Cl₂ + 6KOH  –^40°C® 5KCl + KClO_З + 3H₂O

Cl₂ + Ca(OH)₂ ® CaOCl₂(хлорная известь) + H₂O

 

5)     Вытесняет бром и йод из галогеноводородных кислот и их солей.

 

Cl₂ + 2KI ® 2KCl + I₂

Cl₂ + 2HBr ® 2HCl + Br₂

 

Соединения хлора

Хлористый водород

 

Физические свойства

 

Бесцветный газ с резким запахом, ядовитый, тяжелее воздуха, хорошо растворим в воде (1 : 400).
t°пл. = -114°C, t°кип. = -85°С.

 

Получение

 

1)     Синтетический способ (промышленный):

 

H₂ + Cl₂ ® 2HCl

 

2)     Гидросульфатный способ (лабораторный):

 

NaCl(тв.) + H₂SO₄(конц.) ® NaHSO₄ + HCl­

 

Химические свойства

 

1)          Раствор HCl в воде - соляная кислота - сильная кислота:

 

HCl « H⁺ + Cl^-

 

2)          Реагирует с металлами, стоящими в ряду напряжений до водорода:

 

2Al + 6HCl ® 2AlCl₃ + 3H₂­

 

3)          с оксидами металлов:

MgO + 2HCl ® MgCl₂ + H₂O

 

4)          с основаниями и аммиаком:

HCl + KOH ® KCl + H₂O

3HCl + Al(OH)₃ ® AlCl₃ + 3H₂O

HCl + NH₃ ® NH₄Cl

 

5)          с солями:

CaCO₃ + 2HCl ® CaCl₂ + H₂O + CO₂­

HCl + AgNO₃ ® AgCl¯ + HNO₃

 

Образование белого осадка хлорида серебра, нерастворимого в минеральных кислотах используется в качестве качественной реакции для обнаружения анионов Cl^- в растворе.

Хлориды металлов - соли соляной кислоты, их получают взаимодействием металлов с хлором или реакциями соляной кислоты с металлами, их оксидами и гидроксидами; путем обмена с некоторыми солями

 

2Fe + 3Cl₂ ® 2FeCl₃

Mg + 2HCl ® MgCl₂ + H₂­

CaO + 2HCl ® CaCl₂ + H₂O

Ba(OH)₂ + 2HCl ® BaCl₂ + 2H₂O

Pb(NO₃)₂ + 2HCl ® PbCl₂¯ + 2HNO₃

 

Большинство хлоридов растворимы в воде (за исключением хлоридов серебра, свинца и одновалентной ртути).

 

Кислородсодержащие кислоты хлора

 

Хлорноватистая кислота  HCl⁺¹O

H–O–Cl

 

Физические свойства

 

Существует только в виде разбавленных водных растворов.

 

Получение

 

Cl₂ + H₂O « HCl + HClO

 

Химические свойства

 

HClO - слабая кислота и сильный окислитель:

 

1)     Разлагается, выделяя атомарный кислород

 

HClO  –^{на свету}® HCl + O­

 

2)     Со щелочами дает соли - гипохлориты

 

HClO + KOH ® KClO + H2O

 

3)      

2HI + HClO ® I₂¯ + HCl + H₂O

 

Хлористая кислота HCl⁺³O₂

H–O–Cl=O

 

Физические свойства

 

Существует только в водных растворах.

 

Получение

 

Образуется при взаимодействии пероксида водорода с оксидом хлора (IV), который получают из бертоллетовой соли и щавелевой кислоты в среде H₂SO₄:

 

2KClO₃ + H₂C₂O₄ + H₂SO₄ ® K₂SO₄ + 2CO₂­ + 2СlO₂­ + 2H₂O

2ClO₂ + H₂O₂ ® 2HClO₂ + O₂­

 

Химические свойства

 

HClO₂ - слабая кислота и сильный окислитель; соли хлористой кислоты - хлориты:

 

1)                                                                                                  

HClO₂ + KOH ® KClO₂ + H₂O

 

2)        Неустойчива, при хранении разлагается

 

4HClO₂ ® HCl + HClO₃ + 2ClO₂­ + H₂O

 

Хлорноватая кислота HCl⁺⁵O₃

 

Физические свойства

 

Устойчива только в водных растворах.

 

Получение

 

Ba (ClO₃)₂ + H₂SO₄ ® 2HClO₃ + BaSO₄¯

 

Химические свойства

 

HClO₃ - Сильная кислота и сильный окислитель; соли хлорноватой кислоты - хлораты:

 

6P + 5HClO₃ ® 3P₂O₅ + 5HCl

HClO₃ + KOH ® KClO₃ + H₂O

 

KClO₃ - Бертоллетова соль; ее получают при пропускании хлора через подогретый (40°C) раствор KOH:

 

3Cl₂ + 6KOH ® 5KCl + KClO₃ + 3H₂O

 

Бертоллетову соль используют в качестве окислителя; при нагревании она разлагается:

 

4KClO₃  –^{без кат}® KCl + 3KClO₄

2KClO₃  –^MnO2 кат® 2KCl + 3O₂­

 

Хлорная кислота HCl⁺⁷O₄

 

Физические свойства

 

Бесцветная жидкость, t°кип. = 25°C, t°пл.= -101°C.

 

Получение

 

KClO₄ + H₂SO₄ ® KHSO₄ + HClO₄

 

Химические свойства

 

HClO₄ - очень сильная кислота и очень сильный окислитель; соли хлорной кислоты - перхлораты.

 

1)                                                                                             

HClO₄ + KOH ® KClO₄ + H₂O

 

2)     При нагревании хлорная кислота и ее соли разлагаются:

 

4HClO₄  –^t°® 4ClO₂­ + 3O₂­ + 2H₂O

KClO₄  –^t°® KCl + 2O₂­

 

БРОМ И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ

 

Бром Br₂ - открыт Ж. Баларом в 1826 г.

 

Физические свойства

 

Бурая жидкость с тяжелыми ядовитыми парами; имеет неприятный запах; r= 3,14 г/см³; t°пл. = -8°C; t°кип. = 58°C.

 

Получение

 

Окисление ионов Br ^-  сильными окислителями:

 

MnO₂ + 4HBr ® MnBr₂ + Br₂ + 2H₂O

Cl₂ + 2KBr ® 2KCl + Br₂

 

Химические свойства

 

В свободном состоянии бром - сильный окислитель; а его водный раствор - "бромная вода" (содержащий 3,58% брома) обычно используется в качестве слабого окислителя.

 

1)     Реагирует с металлами:

2Al + 3Br₂ ® 2AlBr₃

 

2)     Реагирует с неметаллами:

H₂ + Br₂ « 2HBr

2P + 5Br₂ ® 2PBr₅

 

3)     Реагирует с водой и щелочами :

Br₂ + H₂O « HBr + HBrO

Br₂ + 2KOH ® KBr + KBrO + H₂O

 

4)     Реагирует с сильными восстановителями:

Br₂ + 2HI ® I₂ + 2HBr

Br₂ + H₂S ® S + 2HBr

 

Бромистый водород HBr

Физические свойства

 

Бесцветный газ, хорошо растворим в воде; t°кип. = -67°С; t°пл. = -87°С.

 

Получение

 

1)      

2NaBr + H₃PO₄  –^t°®    Na₂HPO₄ + 2HBr­

 

2)                                                                                         

PBr₃ + 3H₂O ® H₃PO₃ + 3HBr­

 

Химические свойства

 

Водный раствор бромистого водорода - бромистоводородная кислота еще более сильная, чем соляная. Она вступает в те же реакции, что и HCl:

 

1)     Диссоциация:

HBr « H⁺ + Br ^-

 

2)     С металлами, стоящими в ряду напряжения до водорода:

 

Mg + 2HBr ® MgBr₂ + H₂­

 

3)     с оксидами металлов:

CaO + 2HBr ® CaBr₂ + H₂O

 

4)     с основаниями и аммиаком:

NaOH + HBr ® NaBr + H₂O

Fe(OH)₃ + 3HBr ® FeBr₃ + 3H₂O

NH₃ + HBr ® NH₄Br

 

5)     с солями:

MgCO₃ + 2HBr ® MgBr₂ + H₂O + CO₂­

AgNO₃ + HBr ® AgBr¯ + HNO₃

 

Соли бромистоводородной кислоты называются бромидами. Последняя реакция - образование желтого, нерастворимого в кислотах осадка бромида серебра служит для обнаружения аниона Br ^- в растворе.

 

6)     HBr - сильный восстановитель:

 

2HBr + H₂SO₄(конц.) ® Br₂ + SO₂­ + 2H₂O

2HBr + Cl₂ ® 2HCl + Br₂

 

Из кислородных кислот брома известны слабая бромноватистая HBr⁺¹O и сильная бромноватая HBr⁺⁵O₃.

 

ЙОД И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ

 

Йод I₂ - открыт Б. Куртуа в 1811 г.

 

Физические свойства

 

Кристаллическое вещество темно-фиолетового цвета с металлическим блеском.
r= 4,9 г/см³; t°пл.= 114°C; t°кип.= 185°C. Хорошо растворим в органических растворителях (спирте, CCl₄).

 

Получение

 

Окисление ионов I^- сильными окислителями:

 

Cl₂ + 2KI ® 2KCl + I₂

2KI + MnO₂ + 2H₂SO₄ ® I₂ + K₂SO₄ + MnSO₄ + 2H₂O

 

Химические свойства

 

1)     c металлами:

2Al + 3I₂ ® 2AlI₃

 

2)     c водородом:

H₂ + I₂ « 2HI

 

3)     с сильными восстановителями:

I₂ + SO₂ + 2H₂O ® H₂SO₄ + 2HI

I₂ + H₂S ® S + 2HI

 

4)     со щелочами:

3I₂ + 6NaOH ® 5NaI + NaIO₃ + 3H₂O

 

Иодистый водород

 

Физические свойства

 

Бесцветный газ с резким запахом, хорошо растворим в воде, t°кип. = -35°С; t°пл. = -51°С.

 

Получение

 

1)                                                                                                                     

I₂ + H₂S ® S + 2HI

 

2)                                                                                         

2P + 3I₂ + 6H₂O ® 2H₃PO₃ + 6HI­

 

Химические свойства

 

1)     Раствор HI в воде - сильная йодистоводородная кислота:

 

HI « H⁺ + I^-

2HI + Ba(OH)₂ ® BaI₂ + 2H₂O

 

Соли йодистоводородной кислоты - йодиды (др. реакции HI см. св-ва HCl и HBr)

 

2)     HI - очень сильный восстановитель:

 

2HI + Cl₂ ® 2HCl + I₂

8HI + H₂SO₄(конц.) ® 4I₂ + H₂S + 4H₂O

5HI + 6KMnO₄ + 9H₂SO₄ ® 5HIO₃ + 6MnSO₄ + 3K₂SO₄ + 9H₂O

 

3)     Идентификация анионов I^- в растворе:

 

NaI + AgNO₃ ® AgI¯ + NaNO₃

HI + AgNO₃ ® AgI¯ + HNO₃

 

Образуется темно-желтый осадок йодида серебра, нерастворимый в кислотах.

 

Кислородные кислоты йода

 

Йодноватая кислота HI⁺⁵O₃

 

Бесцветное кристаллическое вещество, t°пл.= 110°С, хорошо растворимое в воде.

 

Получают:

 

3I₂ + 10HNO₃ ® 6HIO₃ + 10NO­ + 2H₂O

 

HIO₃ - сильная кислота (соли - йодаты) и сильный окислитель.

 

Йодная кислота H₅I⁺⁷O₆

 

Кристаллическое гигроскопичное вещество, хорошо растворимое в воде, t°пл.= 130°С.

Слабая кислота (соли - перйодаты); сильный окислитель.