Химические свойства галогенов — урок. Химия, 8–9 класс.
Галогены относятся к химически активным веществам. В реакциях с металлами и большинством неметаллов, а также со сложными веществами галогены проявляют сильные окислительные свойства. Наиболее активен в химических реакциях фтор. С увеличением молекулярной массы активность галогенов снижается.
Взаимодействие с металлами
При взаимодействии галогенов с металлами образуются соли: фториды, хлориды, бромиды, иодиды.
Фтор реагирует со всеми металлами (даже с золотом и платиной), с большинством — при обычных условиях:
Ca+F2=CaF2,
2Au+3F2=t2AuF3.
Остальные галогены реагируют с металлами при нагревании:
2Fe+3Cl2=t2FeCl3,
Cu+Br2=tCuBr2,
2Al+3I2=t2AlI3.
Взаимодействие с водородом
В реакциях галогенов с водородом образуются газообразные галогеноводороды.
Фтор взаимодействует с водородом со взрывом с образованием фтороводорода:
h3+F2=2HF.
Смесь хлора с водородом взрывается только при поджигании или освещении. В результате реакции образуется хлороводород:
h3+Cl2=t2HCl.
Бром начинает реагировать с водородом только при нагревании, и реакция происходит без взрыва. Продукт реакции — бромоводород:
h3+Br2=t2HBr.
Реакция иода с водородом идёт медленно даже при нагревании. Иод с водородом образуют газ иодоводород:
h3+I2=t2HI.
На примере этих реакций прослеживается снижение химической активности веществ в ряду: фтор — хлор — бром — иод.
Все галогеноводороды хорошо растворяются в воде. Их растворы представляют собой кислоты:
HF — плавиковая, HCl — соляная, HBr — бромоводородная, HI — иодоводородная.
Сила кислот в этом ряду увеличивается. Самая слабая из них — плавиковая кислота, самая сильная — иодоводородная.
Вытеснение галогенов друг другом из солей
В реакциях галогенов с галогенидами проявляется следующая закономерность: более активный галоген вытесняет менее активный из его солей. Так, хлор взаимодействует с водными растворами бромидов и иодидов, выступая в этих реакциях окислителем:
2KBr−1+Cl02=Br02+2KCl−1,
2NaI−1+Cl02=I02+2NaCl−1.
Бром способен вытеснить иод из иодидов, а с хлоридами не реагирует:
2KI−1+Br02=I02+2KBr−1.
У иода способность вытеснять другие галогены отсутствует, так как его окислительные свойства в ряду галогенов самые слабые.
Реакции фтора с водными растворами солей невозможны по причине его взаимодействия с водой.
www.yaklass.ru
Галогены
Модуль V
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-
сидов.
Кислородсодержащие кислоты и их соли
единений. Реакции диспропорционирования. Диаграммы Латимера.
Исполнитель: |
| Дата: |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
| Мероприятие № | 4 | 2 | 7 | 1 |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
Химия элементов VIIA-подгруппы
Общая характеристика
|
| периоды |
|
|
|
| группа | |
|
|
|
| ряды |
| VII | ||
|
|
|
|
|
|
| ||
|
|
|
|
|
|
| F | 9 |
| II | 2 |
| Фтор | ||||
|
|
|
|
|
|
| 18,998 | |
|
|
|
|
|
|
| Cl | 17 |
| III | 3 |
| Хлор | ||||
|
|
|
|
|
|
| 35,453 | |
|
|
|
|
|
|
| 25 | Mn |
|
|
|
| 4 |
| Марганец | ||
| IV |
|
|
| 54,938 | |||
|
|
|
| Br | 35 | |||
|
|
|
|
|
|
| ||
|
|
|
| 5 |
| Бром | ||
|
|
|
|
|
|
| 79,904 | |
|
|
|
|
|
|
| 43 | Tc |
|
|
|
| 6 |
| Технеций | ||
| V |
|
|
| 98,906 | |||
|
|
|
| I | 53 | |||
|
|
|
|
|
|
| ||
|
|
|
| 7 |
| Йод |
| |
|
|
|
|
|
|
| 126,905 | |
|
|
|
|
|
| 75 | Re | |
|
|
|
| 8 |
| Рений | ||
| VI |
|
|
| 186,207 | |||
|
|
|
| At | 85 | |||
|
|
|
|
|
|
| ||
|
|
|
| 9 |
| Астат | ||
|
|
|
|
|
|
| [210] |
|
|
|
|
|
|
|
| 107 | Bh |
| VII | 10 |
| Борий | ||||
|
|
|
|
|
|
| [262] |
|
VIIА-группу образуют р-элементы: фтор F, хлор
Cl, бром Br, иод I и астат At.
Общая формула валентных электронов – ns2np5.
Все элементы VIIА-группы – типичные неметаллы.
| ns |
|
| np |
| 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: |
| Дата: |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
| Мероприятие № | 4 | 2 | 7 | 1 |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
Минимальная степень окисления (–1) является наиболее устойчивой
у всех галогенов.
Некоторые характеристики атомов элементов VIIА-группы приведены в
таблице.
Таблица
Важнейшие характеристики атомов элементов VIIА-группы
Эле- | Радиус | Относитель- | Первая | Сродство |
|
|
|
мент | атома, | ная электро- | энергия | к элек- |
|
|
|
| отрицатель- | ионизации, | трону, |
|
|
| |
|
| ность (по | кДж/моль | кДж/моль |
|
|
|
|
| Поллингу) |
|
|
|
|
|
F | 0,064 | 4,0 | 1682 | 333 |
| увеличение числа |
|
Cl | 0,099 | 3,16 | 1255 | 345 |
| электронных слоев; |
|
Br | 0,114 | 2,96 | 1143 | 325 |
| увеличение размера |
|
I | 0,133 | 2,66 | 1009 | 290 |
| атома; |
|
At | – | 2,0 | 889 | 270 |
| 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: |
| Дата: |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
| Мероприятие № | 4 | 2 | 7 | 1 |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
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.
Для соединений | галогенов в промежуточных степенях окисления | и |
для простых веществ | характерны реакции диспропорционирования. | В |
этих реакциях галоген | одновременно и понижает и увеличивает свою проме- | |
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: |
| Дата: |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
| Мероприятие № | 4 | 2 | 7 | 1 |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
Широкое практическое применение находят кислоты – соляная и плави-
ковая.
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 –181оС переходит в
жидкое состояние.
Хлор – желто-зеленый газ, переходит в жидкость при –34оС. 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 58,8оС. 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 114оС |
| образуется жидкость. Температура | ||||||||||||||||
Исполнитель: |
|
| Дата: |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
| Мероприятие № | 4 | 2 | 7 | 1 |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
кипения йода равна 183оС. 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 + 2h3O = 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: |
| Дата: |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
| Мероприятие № | 4 | 2 | 7 | 1 |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
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 h3SO4 + 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.
Таблица
Стандартные электродные потенциалы для простых веществ галогенов
Элемент |
| F |
|
| Cl |
|
| Br |
|
| I |
| Ео, В, для реакции |
|
|
|
|
|
|
|
|
| O2+ 4e– + 4H+ 2h3O | ||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
| |
Ео, В |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
для электродной | +2,87 |
| +1,36 |
| +1,02 |
| +0,54 | +1,23 | |||||
реакции |
|
|
| ||||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
| |
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: |
| Дата: |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
| Мероприятие № | 4 | 2 | 7 | 1 |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
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 + h3O 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 + h3O
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.
Белильную известь получают по реакции: |
| |
Cl2 + Ca(OH)2 | = CaCl(ClO) + h3O | |
При диспропорционировании Cl2 в | горячем растворе щелочи образуется бер- | |
толетова соль KClO3, выпадающая в осадок после охлаждения раствора. | ||
0 | –1 | +5 |
3Cl2 + 6 KOH = 5KCl + KClO3 + 3h3O
Исполнитель: |
| Дата: |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
| Мероприятие № | 4 | 2 | 7 | 1 |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
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-
ления.
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:
h3 + 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 + 3h3O = 3HBr + h4PO3
PI3 + 3h3O = 3HI + h4PO3
PCl5 + 4h3O = 5HCl + h4PO4
Исполнитель: |
| Дата: |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
| Мероприятие № | 4 | 2 | 7 | 1 |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
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, Al2O3, MgO и др.
2Al2O3 + 4ClF3 = 4 AlF3 + 3O2 + 2Cl2
Фторид ClF3 – 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 + 3h3O = 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: |
| Дата: |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
| Мероприятие № | 4 | 2 | 7 | 1 |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
studfiles.net
Галогены: характеристика, свойства и примеры
Общая характеристика галогенов
Электронная конфигурация внешнего энергетического уровня галогенов ns2np5. 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: F2, Cl2, Br2, I2. 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:
Br2 + 2HI = I2 + 2HBr
Cl2 + 2KBr = Br2 + 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:
MgCl2 = Mg + Cl2 (расплав)
Наиболее часто галогены получают по реакции окисления галогенводородных кислот:
MnO2 + 4HCl = MnCl2 + Cl2↑ +2H2O
K2Cr2O7 + 14HCl = 3Cl2↑ + 2KCl +2CrCl3 +7H2O
2KMnO4 +16HCl = 2MnCl2 +5Cl2↑ +8H2O +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:
2H2O + 2F2 =4HF + O2↑
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 + Cl2 = 2FeCl3
2P + 5Cl2 = 2PCl5
При взаимодействии хлора с водой на холоде происходит обратимая реакция:
Cl2 + H2O↔HCl +HClO
Смесь, представляющую собой продукты реакции, называют хлорной водой.
При взаимодействии хлора с щелочами на холоде образуются смеси хлоридов и гипохлоритов:
Cl2 + Ca(OH)2 = Ca(Cl)OCl + H2O
При растворении хлора в горячем растворе щелочи происходит реакция:
3Cl2 + 6KOH=5KCl +KClO3+3H2O
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:
Н2 + I2 = 2HI — 53 кДж.
Примеры решения задач
ru.solverbook.com
Общая характеристика галогенов — урок. Химия, 8–9 класс.
Общая характеристика элементов
Галогены — элементы \(VIIA\) группы периодической системы: фтор F, хлор Cl, бром Br, иод I и астат At.
Астат является радиоактивным элементом и встречается в природе редко.
Все галогены относятся к неметаллам.
В атомах галогенов на внешнем энергетическом уровне находится по \(7\) электронов:
F +9)2)7
Cl +17)2)8)7
Br +35)2)8)18)7
I +53)2)8)18)18)7
Валентные электроны галогенов образуют три электронные пары, а один электрон внешнего энергетического уровня остаётся неспаренным.
С возрастанием порядкового номера от фтора к иоду увеличиваются радиусы атомов, снижается их электроотрицательность. Значит, неметаллические свойства галогенов по группе сверху вниз ослабевают.
До завершения внешнего электронного слоя атомам галогенов не хватает только одного электрона, поэтому им наиболее характерна степень окисления \(–1\).
У фтора электроотрицательность больше, чем у остальных элементов, и поэтому степень окисления \(–1\) — его единственная возможная степень окисления в соединениях.
Атомы других галогенов способны также и отдавать валентные электроны, проявляя при этом положительные степени окисления \(+1\), \(+3\), \(+5\), \(+7\). Так, положительные степени окисления атомы хлора проявляют в соединениях с более электроотрицательными фтором, кислородом и азотом.
Галогены образуют с металлами соединения с ионной связью, а с другими неметаллами — соединения с ковалентной полярной связью.
Общая характеристика простых веществ
Атомы галогенов соединяются попарно и образуют двухатомные молекулы: F2, Cl2, Br2, I2. Связь в молекулах ковалентная неполярная, одинарная. Кристаллическая решётка — молекулярная. Поэтому у галогенов невысокие температуры кипения и плавления. При обычных условиях фтор представляет собой светло-жёлтый газ, хлор — жёлто-зелёный газ, бром — красно-коричневую жидкость, иод — тёмно-фиолетовые кристаллы.
Фтор
Хлор
Бром
Иод
Твёрдый иод при нагревании легко возгоняется (переходит в газообразное состояние и обратно в твёрдое, не превращаясь в жидкость).
Возгонка иода
У всех галогенов — резкий неприятный запах, и они очень токсичны.
В ряду галогенов с увеличением относительной молекулярной массы возрастают температуры кипения и плавления, увеличивается плотность, более интенсивной становится окраска.
В воде галогены растворяются слабо.
Фтор с водой вступает в химическую реакцию и вытесняет из неё кислород:
2F2+2h3O=4HF+O2↑.
www.yaklass.ru
Урок 16. Галогены – HIMI4KA
Строение атома и свойства галогенов
Галогены — общее название химических элементов, которые образуют главную подгруппу седьмой группы.
Задание 16.1. Назовите эти химические элементы.
Вопрос. Что общего в строении атомов этих элементов?
Атомы галогенов — F, Cl, Вr, I, At — имеют на внешнем уровне семь электронов:
где n — номер внешнего энергетического уровня (совпадает по величине с номером периода, в котором находится химический элемент), поэтому типичным процессом для всех галогенов в химических реакциях будет приём недостающих электронов до восьми (в данном случае одного электрона):
Таким образом, для этих атомов характерны свойства окислителей, и они легко реагируют с металлами (восстановителями), образуя соли:
Собственно, отсюда и возникло название «галоген»: «галос» — соль, «генес» — рождаю; галогены — образующие соли.
Вопрос. Чем различаются галогены по строению атомов?
Сравнив строение атомов любых двух галогенов:
легко видеть, что чем ниже в Периодической системе Менделеева находится данный галоген, тем дальше от ядра находятся его валентные электроны.
Вопрос. Влияет ли это на активность галогена как неметалла?
Поэтому сверху вниз (от фтора к астату) способность принимать электроны уменьшается, а значит, уменьшается окислительная и неметаллическая активность. В результате более активные галогены могут вытеснять менее активные галогены из их солей:
В таких реакциях атом галогена, входящий в состав соли, должен иметь низшую степень окисления –1.
Молекулы простых веществ-галогенов двухатомны. С увеличением их молярной массы увеличиваются температуры кипения и плавления этих веществ. Поэтому:
- F2 и Сl2 — газы;
- Br2 — бурая жидкость;
- I2 — тёмно-фиолетовые кристаллы, которые легко испаряются, если йод находится в открытой посуде.
Являясь сильными окислителями, все галогены сильно ядовиты. Но в виде соединений некоторые из них полезны. Например, простое вещество бром Br2 — ядовито, а соединения брома (бромиды) успокаивают. Именно их выписывают врачи, чтобы успокоить человека, уменьшить приступ кашля.
Рассмотрим некоторые свойства галогенов на примере хлора.
Задание 16.2. Изобразите строение атома хлора, определите его высшую и низшую степени окисления.
Все галогены, кроме фтора, могут проявлять в соединениях и отрицательные, и положительные степени окисления:
Задание 16.3. Составьте формулы соединений хлора, в которых атом хлора имеет эти степени окисления.
Простое вещество хлор — газ жёлто-зелёного цвета. Очень ядовит. Как и у других галогенов, молекула хлора двухатомна: Cl2. Являясь типичным и очень активным неметаллом, хлор может и принимать, и отдавать электроны, т. е. быть и окислителем, и восстановителем. Но окислительные свойства преобладают. Хлор реагирует с различными металлами и неметаллами:
а также с водой:
Задание 16.4. Определите, какие свойства проявляют атомы хлора в этих окислительно-восстановительных реакциях.
Раствор хлора в воде — хлорная вода — содержит слабую хлорноватистую кислоту НClO, которая довольно быстро разлагается, образуя атомарный кислород:
Хлорноватистая кислота и атомарный кислород — сильнейшие окислители, они разрушают красители, убивают микроорганизмы. Поэтому раствор хлора в воде используют для отбеливания тканей; при помощи хлора дезинфицируют воду.
Аналогичные процессы происходят при пропускании хлора в раствор щёлочи:
Обратите внимание. Щёлочь как бы нейтрализует те кислоты, которые получались в водном растворе в ходе реакции (1).
Если эта же реакция идёт при нагревании, то состав продуктов реакции изменяется:
Полученная соль — хлорат калия (Бертолетова соль) — является сильным окислителем. Так, она окисляет фосфор даже при слабом трении:
Эта реакция происходит всякий раз, когда вы чиркаете спичкой (в состав спичечной «головки» входит Бертолетова соль) о спичечный коробок (в его намазку входит фосфор).
Задание 16.5. Расставьте коэффициенты в последних двух уравнениях реакций методом электронного баланса. (В случае затруднений см. урок 7.)
Бертолетова соль входит в состав пиротехнических составов, например бенгальских огней.
Соляная кислота
Водородное соединение хлора — хлороводород — газ с резким запахом, хорошо растворимый в воде. Газ «хлороводород» не проявляет свойств кислоты, например не реагирует с металлами и твёрдыми щелочами. Раствор хлороводорода в воде называется «соляная кислота» и проявляет все свойства сильной кислоты.
Задание 16.6. Составьте уравнения реакций, которые характерны для сильной кислоты.
Поэтому соляная кислота реагирует с металлами, основными оксидами, основаниями, солями слабых кислот, образуя соли хлориды:
Задание 16.7. Закончить эти уравнения реакций.
В реакции с металлами HCl проявляет свойства окислителя, поскольку в процессе окисления участвует атом водорода в высшей степени окисления:
Вопрос. Какие свойства будет проявлять атом хлора, входящий в состав соляной кислоты в окислительно-восстановительных реакциях?
Соляная кислота HCl проявляет свойства восстановителя, если в реакции участвует атом хлора, так как этот атом находится в низшей степени окисления. Это свойство используется для получения хлора в лаборатории:
Сам хлороводород получается в больших количествах из газообразных простых веществ:
или в лабораторных условиях — действием концентрированной серной кислоты на сухую поваренную соль NaСl:
В данном случае при минимальном содержании влаги в смеси хлороводород выделяется в виде газа, и поэтому эта реакция возможна.
Задание 16.8. Составьте ионно-молекулярное уравнение аналогичной реакции, происходящей в растворе, и установите, возможна ли она.
В растворе реакция невозможна, поскольку все вещества — сильные и растворимые электролиты.
Качественной реакцией на хлорид-анион является взаимодействие растворов хлоридов, соляной кислоты с нитратом серебра:
Выпадает белый творожистый осадок AgCl.
Задание 16.9. Составьте краткое ионно-молекулярное уравнение этой реакции и убедитесь, что в ней участвуют ионы хлора.
Соляная кислота применяется для получения различных солей, для удаления накипи, оксидов и других отложений на различных поверхностях. Хлор и хлороводород широко применяются при синтезе органических соединений (см. следующий раздел).
Выводы
Галогены — сильные окислители, которые окисляют даже воду! Так, в струе фтора она горит синим пламенем. Все галогены реагируют не только с водой, но и с большинством металлов и неметаллов, кроме кислорода. Этот факт ещё раз подтверждает истину: похожие по свойствам вещества не реагируют: галоген (окислитель) + кислород (окислитель) → реакция не идёт. А с восстановителями реагируют очень интенсивно. Такими восстановителями являются органические вещества, свойства которых будут рассмотрены в следующем разделе.
himi4ka.ru
Галогены в природе. Применение галогенов и их соединений — урок. Химия, 8–9 класс.
Галогены в природе
Галогены — химически активные вещества, поэтому в природе они находятся только в виде соединений.
Фтор встречается в виде флюорита CaF2, криолита Na3AlF6 и некоторых других минералов.
Флюорит
Криолит
Наиболее распространённые соединения хлора — каменная соль (галит) NaCl и сильвинит KCl⋅NaCl.
Галит
Сильвинит
Бром и иод собственных минералов не образуют. Их соединения содержатся в морской воде и накапливаются водорослями.
Бурые водоросли
Галогены в живых организмах
Все галогены ядовиты, но их соединения жизненно необходимы живым организмам, в том числе и человеку.
Соединения фтора входят в состав костной ткани и эмали зубов. При недостатке фтора зубная эмаль разрушается, и появляется кариес.
Хлор относится к макроэлементам и необходим для нормального функционирования организмов. Хлорид натрия входит в состав плазмы крови, поддерживает деятельность всех клеток. Из него образуется соляная кислота, содержащаяся в желудочном соке.
Соединения брома регулируют процессы торможения и возбуждения нервной системы.
Иод обязательно должен поступать в организм, так как участвует в образовании гормонов щитовидной железы, контролирующих обмен веществ. При его недостатке развивается зоб — заболевание щитовидной железы. Для профилактики зоба используют иодированную соль (в поваренную соль добавляют иодид калия).
Применение галогенов и их соединений
Фторид кислорода применяется как окислитель ракетного топлива. Тефлон (фторосодержащий полимер) используется для термостойких покрытий.
Соединения фтора входят в состав зубных паст для профилактики кариеса.
Молекулярный хлор применяется для обеззараживания воды, для отбеливания тканей, бумаги, древесины.
Большое количество хлора расходуется при производстве соляной кислоты, а также пластмасс, каучуков, растворителей, красителей.
Поваренная соль добавляется в пищу, а калийную соль (хлорид калия) вносят в почву в качестве калийного удобрения.
Соединения брома и иода используются в медицине для лечения и профилактики некоторых заболеваний. Спиртовой раствор иода применяется при обработке ран и царапин.
www.yaklass.ru
ГАЛОГЕНЫ — это… Что такое ГАЛОГЕНЫ?
Хорошим хлорирующим агентом является CCl4, например для превращения BeO в BeCl2. Для фторирования хлоридов часто применяют SbF3 (см. выше SO2ClF).
Галогены реагируют со многими галогенидами металлов с образованием полигалогенидов соединений, содержащих крупные анионные частицы Xn1. Например:
Первая реакция дает удобный метод получения высококонцентрированного раствора I2 путем добавления иода к концентрированному раствору KI. Полииодиды сохраняют свойства I2. Возможно также получение смешанных полигалогенидов: RbI + Br2 -> RbIBr2 RbIСl2 + Cl2 -> RbICl4
Растворимость. Галогены обладают некоторой растворимостью в воде, однако, как и следовало ожидать, из-за ковалентного характера связи XX и малого заряда растворимость их невелика. Фтор настолько активен, что оттягивает электронную пару от кислорода воды, при этом выделяется свободный O2 и образуются OF2 и HF. Хлор менее активен, но в реакции с водой получается некоторое количество HOCl и HCl. Гидраты хлора (например, Cl2*8h3O) могут быть выделены из раствора при охлаждении.
Иод проявляет необычные свойства при растворении в различных растворителях. При растворении небольших количеств иода в воде, спиртах, кетонах и других кислородсодержащих растворителях образуется раствор коричневого цвета (1%-ный раствор I2 в спирте обычный медицинский антисептик). Раствор иода в CCl4 или других бескислородных растворителях имеет фиолетовую окраску. Можно полагать, что в таком растворителе молекулы иода ведут себя подобно их состоянию в газовой фазе, которая имеет такую же окраску. В кислородсодержащих растворителях происходит оттягивание электронной пары кислорода на валентные орбитали иода.
Оксиды. Галогены образуют оксиды. Никакой систематической закономерности или периодичности в свойствах этих оксидов не наблюдается. Сходство и различия, а также основные способы получения оксидов галогенов указаны в табл. 8б.
Оксокислоты галогенов. При образовании оксокислот более четко проявляется систематичность галогенов. Галогены образуют галогеноватистые кислоты HOX, галогенистые кислоты HOXO, галогеноватые кислоты HOXO2 и галогеновые кислоты HOXO3, где X галоген. Но только хлор образует кислоты всех указанных составов, а фтор вообще не образует оксокислот, бром не образует HBrO4. Составы кислот и основные способы их получения указаны в табл. 8в.
Все кислоты галогенов неустойчивы, однако чистая HOClO3 наиболее стабильна (в отсутствие любых восстановителей). Все оксокислоты являются сильными окислителями, но скорость окисления необязательно зависит от степени окисления галогена. Так, HOCl (ClI) быстрый и эффективный окислитель, а разбавленная HOClO3 (ClVII) нет. В целом, чем выше степень окисления галогена в оксокислоте, тем сильнее кислота, поэтому HClO4 (ClVII) наиболее сильная из известных оксокислот в водном растворе. Ион ClO4, образующийся при диссоциации кислоты в воде, наиболее слабый из отрицательных ионов донор электронной пары. Гипохлориты Na и Ca находят промышленное применение при отбеливании и водоочистке. Межгалогенные соединения соединения различных галогенов друг с другом. Галоген с большим радиусом всегда имеет в таком соединении положительную степень окисления (подвергается окислению), а с меньшим радиусом более отрицательную (подвергается восстановлению). Этот факт вытекает из общей тенденции изменения активности в ряду галогенов. В табл. 8г приведены составы известных межгалогенных соединений (А галоген с более положительной степенью окисления).
Межгалогенные соединения образуются прямым синтезом из элементов. Необычная для иода степень окисления 7 реализуется в соединении IF7, а другие галогены не могут координировать 7 атомов фтора. Прикладное значение имеют BrF3 и ClF3 жидкие вещества, химически аналогичные фтору, но более удобные при фторировании. При этом более эффективен BrF3. Поскольку трифториды сильные окислители и находятся в жидком состоянии, их используют как окислители ракетного топлива.
Водородные соединения. Галогены реагируют с водородом, образуя HX, причем со фтором и хлором реакция протекает со взрывом при небольшой активации ее. Медленнее идет взаимодействие c Br2 и I2. Для протекания реакции с водородом достаточно активировать небольшую долю реагентов с помощью освещения или нагревания. Активированные частицы взаимодействуют с неактивированными, образуя HX и новые активированные частицы, которые продолжают процесс, а реакция двух активированных частиц по главной реакции заканчивается образованием продукта. Например, образование HCl из h3 и Cl2:
Более удобные методы получения галоиодоводородов, чем прямой синтез, дают, например, следующие реакции:
В газообразном состоянии HX являются ковалентными соединениями, однако в водном растворе они (за исключением HF) становятся сильными кислотами. Объясняется это тем, что молекулы воды эффективно оттягивают водород от галогена. Все кислоты хорошо растворимы в воде благодаря гидратации: HX + h3O -> h4O+ + X
HF более склонен к комплексообразованию, чем другие галогеноводороды. Заряды на H и F так велики, а эти атомы так малы, что происходит образование HX-ассоциатов типа полимеров состава (HF)x, где x і 3. В таком растворе диссоциация под действием молекулы воды идет не более чем на несколько процентов от общего количества ионов водорода. В отличие от других галогеноводородов фтороводород активно реагирует с SiO2 и силикатами, выделяя газообразный SiF4. Поэтому водный раствор HF (плавиковая кислота) используют в травлении стекла и хранят не в стеклянной, а в парафиновой или полиэтиленовой посуде. Чистый HF кипит чуть ниже комнатной температуры (19,52° С), поэтому его хранят в виде жидкости в стальных цилиндрах. Водный раствор HCl называют соляной кислотой. Насыщенный раствор, содержащий 36% (масс.) HCl, широко используют в химической промышленности и лабораториях (см. также ВОДОРОД).
Астат. Этот химический элемент семейства галогенов имеет символ At и атомный номер 85, он существует только в следовых количествах в некоторых минералах. Еще в 1869 Д.И.Менделеев предсказал его существование и возможность открытия в будущем. Астат был открыт Д.Корсоном, К.Маккензи и Э.Сегре в 1940. Известно более 20 изотопов, из которых наиболее долгоживущие 210At и 211At. По некоторым данным, при бомбардировке 20983Bi ядрами гелия образуется изотоп астат-211; сообщалось, что астат растворим в ковалентных растворителях, может образовывать At, как и другие галогены, и, вероятно, возможно получение иона AtO4. (Эти данные удалось получить на растворах с концентрацией 1010 моль/л.)
Энциклопедия Кольера. — Открытое общество. 2000.
- ХАЛЬКОГЕНЫ
- ПЕРЕХОДНЫЕ ЭЛЕМЕНТЫ
Смотреть что такое «ГАЛОГЕНЫ» в других словарях:
ГАЛОГЕНЫ — ГАЛОГЕНЫ, химические элементы VII группы периодической системы: фтор F, хлор Cl, бром Br, иод I и астат At. Фтор и хлор газы, бром жидкость, остальные кристаллы. Все галогены, кроме At, широко распространены в природе входят в состав многих… … Современная энциклопедия
ГАЛОГЕНЫ — ГАЛОГЕНЫ, элементы (ФТОР, ХЛОР, БРОМ, ЙОД и АСТАТ), принадлежащие к VII группе периодической таблицы. Они реагируют с большинством других элементов и органическими соединениями. Химическая активность падает от начала к концу группы. Галогены… … Научно-технический энциклопедический словарь
ГАЛОГЕНЫ — (устар. выражение галоиды) химические элементы фтор F, хлор Cl, бром Br, иод I и астат At, составляющие главную подгруппу VII группы периодической системы Менделеева. Названы от греческих hals соль и genes рождающий (при соединении с металлами… … Большой Энциклопедический словарь
Галогены — фтор, хлор, бром, йод; входят в VII группу периодической системы. Все члены группы образуют соединения с водородом, причем связь их повышается с уменьшением атомной массы; температура образования различных солей уменьшается с увеличением атомной… … Российская энциклопедия по охране труда
ГАЛОГЕНЫ — общее название пяти хим. элементов, составляющих VII подгруппу Периодической системы элементов Д. И. Менделеева, фтора, хлора, брома, йода и астата. Все Г. неметаллы, их молекулы двухатомны; Г. реагируют со всеми простыми веществами, являются… … Большая политехническая энциклопедия
Галогены — В этой статье не хватает ссылок на источники информации. Информация должна быть проверяема, иначе она может быть поставлена под сомнение и удалена. Вы можете … Википедия
ГАЛОГЕНЫ — ГАЛОИДЫ ИЛИ ГАЛОГЕНЫ химические элементы: хлор, иод, бром, фтор, образующие с металлами соли без кислорода, напр. хлористый натрий (повар. соль). Словарь иностранных слов, вошедших в состав русского языка. Павленков Ф., 1907. ГАЛОИДЫ или ГАЛОГЕНЫ … Словарь иностранных слов русского языка
галогены — ов; мн. (ед. галоген, а; м.). [от греч. hals соль и genesis род, происхождение]. Группа химических элементов (фтор, хлор, бром, йод и др.), образующих соли при соединении с металлами. ◁ Галогенный, ая, ое. Г ые соединения. Г ая лампа (лампа… … Энциклопедический словарь
галогены — halogenai statusas T sritis chemija apibrėžtis F, Cl, Br, I, (At). atitikmenys: angl. halogens; haloid elements; haloids rus. галогены … Chemijos terminų aiškinamasis žodynas
Галогены — (от греч. hals соль и… genes рождающий, рожденный) химические элементы Фтор F, Хлор Cl, Бром Br, Иод I и Астат At, составляющие главную подгруппу VII группы периодической системы Д. И. Менделеева. Названы Г. по свойству давать соли при… … Большая советская энциклопедия
Книги
- Тесты по химии Классификация химических реакций Химические реакции в водных растворах Галогены Кислород и сера 9 класс К учебнику Г Е Рудзитиса Ф Г Фельдмана Химия 9 класс, Боровских Т., Данное пособие полностью соответствует федеральному государственному образовательному стандарту (второго поколения). Пособие включает тесты, охватывающие темы учебника Г. Е. Рудзитиса, Ф. Г.… Категория: Химия Подробнее Купить за 115 руб
- Химия. 9 класс. Тесты. Классификация химических реакций. Химические реакции в водных растворах. Галогены. Кислород и сера. К учебнику Г. Е. Рудзитиса, Ф. Г. Фельдмана, Боровских Татьяна Анатольевна, Данное пособие полностью соответствует новому образовательному стандарту (второго поколения). Пособие, включающее тренировочные и контрольные тесты, является необходимым современным… Категория: Химия Серия: Учебно-методический комплект УМК Издатель: ЭКЗАМЕН, Производитель: ЭКЗАМЕН, Подробнее Купить за 96 грн (только Украина)
- Галогены, Витухновская Г., Диафильм»Галогены»1977г. выпуска, студия»Диафильм»Госкино СССР. Цветной. Автор — Л. Зазнобина, художник-оформитель — И. Ищенко, редактор — Г. Витухновская. Диафильм предназначен для… Категория: Диафильмы Издатель: Укранимафильм, Подробнее Купить за 33 руб
dic.academic.ru
