Галогены и их химические свойства

теория по химии 🧪 химия элементов

Галогены – элементы главной подгруппы 7 группы таблицы Менделеева: фтор, хлор, бром, йод, астат.  Название “галогены” происходит с греческого: “hals” – соль, “genes” – рождаю. В природе в свободном виде не встречаются из-за высокой реакционной способности. Как простые вещества (за исключением астата) записываются в виде двухатомных молекул – F2, Cl2, Br2, I2. Астат является радиоактивным веществом (период полураспада – 8,1 часа) и не рассматривается в рамках школьного курса.

Общие сведения

Химическая формула Агрегатное состояние (н.у.) Цвет Вид Запах Кем и когда открыт
F2 газ почти бесцветный (газ), бледно желтый резкий неприятный, удушающий 1816, Андре Ампер
Cl2 газ желто-зеленый газ резкий неприятный, удушающий 1772 или 1774, Пристли и Шееле
Br2 жидкость темно-красный резкий неприятный, удушающий 1825-1826, Карл Людвиг и Антоин Балар
I2 твердый, кристаллический черно-серый с металлическим блеском резкий неприятный, удушающий 1811, Бернар Куртуа
At твердый тёмно-синего цвета неизвестно неизвестно 1940, Корсон, Маккензи, Серге
Интересные факты о галогенах
  1. Бром – одна из двух простых веществ-жидкостей при нормальных условиях! Второй элемент, обладающий таким же агрегатным состоянием – ртуть (Hg)!
  2. Запах галогенов специфический и похож между собой.
  3. Хлор использовался в качестве боевого отравляющего вещества в первую мировую войну.
  4. Астат может быть получен в результате ядерных реакций и не встречается в природе.
  5. Фтор получен в чистом виде лишь спустя 76 лет после открытия!

Особенности строения атома

На внешнем энергетическом уровне имеют 7 электронов. Так как по правилу октета элементам седьмой группы не хватает до полного заполнения всего одного электрона, они обладают высокой электроотрицательностью, которая увеличивается снизу вверх (из-за уменьшения радиуса и увеличения силы взаимодействия электронов с ядром). Фтор – элемент с наивысшей электроотрицательностью не только среди галогенов, но и среди всех элементов:

Электроотрицательность галогенов по Полингу.

Электроотрицательность галогенов по Полингу.

Семь электронов заполняют соответствующие s и p орбитали следующим образом: ns2np5, где n – номер периода, для фтора -2, хлора – 3, брома – 4, йода -5.

Графическая схема заполнения на примере фтора.

Графическая электронная схема фтора.

В атоме присутствует один неспаренный электрон, что и объясняет двухатомность молекул галогенов. В двухатомной молекуле два неспаренных электрона каждого атома объединяются в общую электронную пару, что хорошо иллюстрирует следующий рисунок (структура Льюиса):

Образование двухатомной молекулы хлора. Структура Льюиса.

Образование двухатомной молекулы хлора. Структура Льюиса.

Валентность галогенов варьируется от I до VII у хлора, брома и йода. У фтора теоретическая максимальная валентность IV (так как нет d-подуровня на 2 уровне, следовательно одна s-орбиталь и три p (1+2=4)), но на практике встречается в основном I из-за высокой электроотрицательности.

Основное и три возбужденных состояния атома хлора

Электронная конфигурация Графическая схема Валентность  Cтепени окисления Примеры
1s22s22p63s23p53d0 I -1, 0, +1 NaCl, Cl2, HClO
1s22s22p63s23p43d1 III +3 HClO2
1s22s22p63s23p33d2 V +5 NaClO3
1s22s22p63s13p13d3 VII +7 KClO4
Для брома и йода схемы внешнего уровня аналогичны хлору (3 меняется на 4 или 5).

Получение галогенов

Получение фтораЭлектролиз расплавов фторидов:

2KF=2K+F2

Получение хлора1. Электролиз расплавов и растворов хлоридов:

2NaCl+2H2O=2NaOH+Cl2↑ +H2

2. Окисление соляной кислоты оксидом марганца (IV), перманганатом калия или дихроматом калия (возможны, конечно, другие окислители, но эти самые частые):

MnO2+4HCl=MnCl2+H2O+Cl2

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

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

Получение брома

1. Электролиз расплавов и растворов бромидов:

2KBr+2H2O=2KOH+Br2+H2

2. Окисление бромоводорода оксидом марганца (IV), перманганатом калия или дихроматом калия:

MnO2+4HBr=MnBr2+H2O +Br2

2KMnO4+16HBr=2MnBr2+2KBr+8H2O+5Br2

K2Cr2O7+14HBr=2CrBr3+3Br2+2KBr+7H2O

3. Вытеснение брома хлором из растворов бромидов:

2NaBr+Cl2=2NaCl+Br2

Получение йода

1. Электролиз расплавов и растворов йодидов:

2KI+2H2O=2KOH+I2+H2

2. Окисление йодоводорода оксидом марганца (IV), перманганатом калия или дихроматом калия:

MnO2+4HI=MnI2+H2O +I2

2KMnO4+16HI=2MnI2+2KI+8H2O+5I2

K2Cr2O7+14HI=2CrI3+3I2+2KI+7H2O

3. Вытеснение йода хлором или бромом из растворов йодидов:

2NaI+Cl2=2NaCl+I2

2NaI+Br2=2NaBr+I2

Правило вытеснения одного галогена другим из раствора его соли

Более активный (или с меньшим порядковым номером = с меньшей молекулярной массой) галоген вытесняет менее активный из раствора его галогенида. Фтор в этих реакциях не рассматривается из-за высокой реакционной способности!

  1. Хлор вытесняет бром из бромидов, йод из йодидов. С помощью хлора можно получить и бром и йод.
  2. Бром вытесняет йод из йодидов. С помощью брома можно получить только йод.
  3. Йод не вытесняет другие галогены! С помощью йода получить другие галогены нельзя!

Химические свойства галогенов

Взаимодействие с неметаллами
  1. Фтор взаимодействует со всеми элементами, за исключением аргона, неона гелия. Со многими веществами реагирует со взрывом! Знать уравнения реакций со фтором для ЕГЭ необязательно, но важно знать, что реакции идут! Валентность элементов чаще всего максимальная:
    • взаимодействие с азотом: 2F2+N2=NF(при электрическом разряде, реакция не входит в ЕГЭ!)
    • взаимодействие с серой: 2F2+S=SF6
    • взаимодействие с водородом: F2+H2=2HF
  2. Хлор взаимодействует с неметаллами, за исключением прямого взаимодействия с кислородом, азотом и благородными газами:
    • взаимодействие с серой: 2Cl2+S=SCl(возможны SCl4, S2Cl2, SCl2)
    • взаимодействие с фосфором: 3Cl2+2P=2PCl3 или 5Cl2+2P=2PCl5
    • взаимодействие с кремнием: 2Cl2+Si=SiCl4
    • взаимодействие с углеродом: 2Cl2(графит)=CCl4
    • взаимодействие с водородом: Cl2+H2=2HCl
    • взаимодействие с йодом 3Cl2+I2=2ICl3(реакция не входит в ЕГЭ)
  3. Бром взаимодействует со многими неметаллами аналогично хлору:
    • взаимодействие с серой: Br2+2S=S2Br2 (не входит в ЕГЭ, но знать, что реагирует!)
    • взаимодействие с кремнием: 2Br2+Si=SiBr4
    • взаимодействие с водородом: Br2+H2=2HBr
  4. Йод сильно отличается от остальных галогенов и практически не взаимодействует с неметаллами. Уравнений и реакций с неметаллами в обычной школьной программе практически нет.

Вышеописанные реакции демонстрируют очевидное снижение химической активности сверху вниз в 7 группе! Если фтор реагирует практически со всеми элементами, то йод практически инертен по отношению к неметаллам.

Взаимодействие с металлами

Все галогены реагируют со всеми металлами!

Даже платина (не входит в ЕГЭ) – один из самых инертных металлов – реагирует с бромом, а с йодом при нагревании.

Взаимодействие с водой
  1. Фтор реагирует с водой со взрывом! В результате реакции образуются различные продукты в зависимости от температуры. Знать факт реакции обязательно!
  2. Хлор вступает в реакцию диспропорционирования – продуктами реакции являются соляная и хлорноватистая кислоты. Реакция обратима: Cl2+H2O ⇔ HCl + HClO
  3. Бром так же может реагировать с водой, но равновесие сильно сдвинуто в сторону исходного брома. Кроме того, всем известна бромная вода из курса органической химии, которая представляет раствор брома в воде, – а значит бром реагирует с ней незначительно.
  4. Йод практически не реагирует с водой.

В школьном курсе знание реакций с водой встречается очень редко, а если и встречается, то но примере хлора и фтора.

Взаимодействие со щелочами

Со щелочами реакции дипропорционирования для галогенов (хлора, брома и уже йода) проходят необратимо, так как образуются соли их кислот, а не сами кислоты. Очень важно! Продукты реакций зависят от температуры и это знать обязательно.

  1. Фтор не рассматривается в данных реакциях.
  2. Хлор вступает в реакцию диспропорционирования:
    • на холоду по следующему уравнению: Cl2+2NaOH=NaCl + NaClO + H2O
    • при нагревании (над стрелочкой ставят t): 3Cl2+6NaOH=5NaCl + NaClO3 + 3H2O
  3. Бром реагирует аналогично хлору:
    • на холоду по следующему уравнению: Br2+2NaOH=NaBr + NaBrO + H2O
    • при нагревании (над стрелочкой ставят t): 3Br2+6NaOH=5NaBr + NaBrO3 + 3H2O
  4. Йод реагирует только следующим образом:
    • 3I2+6NaOH=5NaI+NaIO3+3H2O

Внимательные ученики заметят, что реакции при нагревании протекают до более высокой степени окисления +5 для хлора и брома, то есть при нагревании диспропорционирование идет глубже. С уменьшением электроотрицательности, которая наблюдается при переходе к йоду, возможность глубокого диспропорционирования достигается при комнатной температуре для йода. Запомните это рассуждение, оно хорошо иллюстрирует химическую логику.

Галогеноводороды

Получение
  1. Прямой синтез из простых веществ. Чаще всего знания данных реакций проверяют на примере фтора, хлора и реже брома, так как реакция с йодом обратима.
    • F2+H2=2HF
    • Cl2+H2=2HCl
    • Br2+H2=2HBr (обратима, но продукта около 95% )
    • I2+H2⇔2HI (более обратима, то есть продукта меньше, если сравнивать с бромом в равных условиях)
  2. Вытеснение сильными кислотами галогеноводородов из их солей. Суть данного метода основана на летучести галогеноводородов.
    1. Для фтороводорода и хлороводорода можно и нужно использовать серную кислоту (не применять для брома и йода, так как сильные кислоты-окислители способны окислить галогеноводороды или их соли!).
      • CaF2+H2SO4(конц)=2HF↑+CaSO4
      • NaCl+H2SO4(конц)=HCl↑+NaHSO4 или 2NaCl+H2SO4(конц)=2HCl↑+Na2SO4
    2. Для получения бромоводорода необходимо применять кислоту-неокислитель, например, фосфорную:
      • NaBr+H3PO4(конц)=HBr↑+NaH2PO4
  3. Гидролиз галогенидов:
    • PBr3+3H2O=H3PO3+3HBr↑
  4. Галогенирование органических соединений.

Химические свойства галогеноводородов

Растворы галогеноводородов в воде – сильные кислоты, за исключением фтороводородной кислоты. Однако галогеноводороды кислоты-НЕокислители! Проявляют типичные свойства кислот из программы 8-го класса.
  1. Реагируют с металлами в ряду напряжений до водорода: 2HCl+Zn=ZnCl2+H2
  2. Реагируют с основными и амфотерными оксидами и гидроксидами:
    • 2HCl+BaO=BaCl2+H2O
    • 6HCl+Al2O3=2AlCl3+3H2O
    • 2HCl+Ca(OH)2=CaCl2+2H2O
    • 2HBr+Zn(OH)2=ZnBr2+2H2O
  3. Реагируют с солями, если выделяется газ или осадок (реакции ионного обмена), чаще всего это нитрат серебра, карбонаты, сульфиты и сульфиды:
    • AgNO3+HCl=AgCl+HNO3
  4. Фтороводородная кислота реагирует оксидом кремния (запомните!):
    • 4HF+SiO2=SiF4+2H2O

Кислородные соединения галогенов

Необходимо запомнить названия кислот и их солей, а так же то, что они являются достаточно сильными окислителями.
Степень окисления +1 +3 +5 +7
Кислота HClO (хлорноватистая) HClO2 (хлористая) HClO3 (хлорноватая) HClO4 (хлорная)
Соль гипохлорит хлорит хлорат перхлорат
Естественно, аналогичные кислоты существуют и у брома и йода (разве что аналоги хлористой под вопросом), но в школьной программе работают именно с хлором. Получение солей данных кислот, а именно хлорноватистой и хлорноватой рассматривалось в химических свойствах галогенов – реакции диспропорционирования. Из основных свойств, встречающихся в школьной программе, необходимо знать:
  1. Разложение хлоратов и перхлоратов, чаще всего имеется в виду реакции разложения до хлорида:
    • 2KClO3=2KCl+3O2 (катализатор – оксид марганца 4)
    • KClO4=KCl+2O(может быть вариант и с выделением хлора)
  2. Окислительные свойства:
    • 5KClO3+6P=KCl+P2O5
  3. Сопропорционирование:
    • KClO3+6HCl=KCl+3H2O+3Cl2
Даниил Романович | Просмотров: 68 | Оценить:

Добавить комментарий



Ваш адрес email не будет опубликован.