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 | |||||
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 | |||||
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 | ||
t°кип.(°С) | -183 | -34 | |||
(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.= -219C, t°кип.= -183C.
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. = - 83,5C; t°кип. = 19,5C;
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. = -101C, 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 –h 2HCl
2P + 3Cl2 2PClЗ
3) Реакция с водой:
Cl2 + H2O HCl + HClO
4) Реакции со щелочами:
Cl2 + 2KOH –5CKCl + KClO + H2O
3Cl2 + 6KOH –40C5KCl + KClOЗ + 3H2O
Cl2 + Ca(OH)2 CaOCl2(хлорная известь) + H2O
5) Вытесняет бром и йод из галогеноводородных кислот и их солей.
Cl2 + 2KI 2KCl + I2
Cl2 + 2HBr 2HCl + Br2
Соединения хлора
Хлористый водород
Физические свойства
Бесцветный газ с резким запахом, ядовитый, тяжелее воздуха, хорошо растворим в воде (1: 400).
t°пл. = -114C, 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 светуHCl + 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 (40C) раствор KOH:
|
|
3Cl2 + 6KOH 5KCl + KClO3 + 3H2O
Бертоллетову соль используют в качестве окислителя; при нагревании она разлагается:
4KClO3 –без катKCl + 3KClO4
2KClO3 –MnO2 кат2KCl + 3O2
Хлорная кислота HCl+7O4
Физические свойства
Бесцветная жидкость, t°кип. = 25C, t°пл.= -101C.
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; = 3,14 г/см3; t°пл. = -8C; t°кип. = 58C.
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