Егэ галогены реакции - Помощь в подготовке к экзаменам и поступлению

Галогены (греч. hals — соль + genes — рождающий) — химические элементы VIIa группы: F, Cl, Br, I, At. Реагируют с большинством
других элементов и органических соединений.

Галогены широко распространены в природе. Их химическая активность падает от фтора к астату.

Общая характеристика элементов VIIa группы

От F к At (сверху вниз в периодической таблице) происходит увеличение: атомного радиуса, металлических, основных, восстановительных свойств.
Уменьшается электроотрицательность, энергия ионизация, сродство к электрону.

Все галогены относятся к неметаллам, являются сильными окислителями.

Электронные конфигурации у данных элементов схожи, так как они находятся в одной группе (главной подгруппе!), общая формула ns²np⁵:

F — 2s²2p⁵
Cl — 3s²3p⁵
Br — 4s²4p⁵
I — 5s²5p⁵
At — 6s²6p⁵

Для галогенов характерны нечетные степени окисления: -1, +1, +3, +5, +7. Это связано с электронной конфигурацией атомов
в возбужденном состоянии.

Природные соединения

NaCl — галит (каменная соль)
CaF₂ — флюорит, плавиковый шпат
NaCl*KCl — сильвинит
3Ca₃(PO₄)₂*CaF₂ — фторапатит
MgCl₂*6H₂O — бишофит
KCl*MgCl₂*6H₂O — карналлит

Простые вещества — F₂, Cl₂, Br₂, I₂

Галогены в чистом виде можно получить путем электролиза водных растворов и расплавов их солей. Например, хлор в промышленности получают
электролизом водного раствора хлорида натрия.

NaCl + H₂O → (электролиз) NaOH + H₂↑ + Cl₂↑

Электролизом расплава гидрофторида калия KHF₂ в безводной плавиковой кислоте — HF — был впервые получен фтор.

HF → F₂ + H₂

Более активные галогены способны вытеснять менее активные. Активность галогенов убывает: F → Cl → Br → I.

Cl₂ + KBr → Br₂ + KCl

Cl₂ + KI → I₂ + KCl

Йод

В лабораторных условиях галогены могут быть получены следующими реакциями.

HCl + MnO₂ → MnCl₂ + Cl₂ + H₂O

HCl + KMnO₄ → MnCl₂ + Cl₂ + KCl + H₂O

Химические свойства

Реакции с металлами

Для галогенов характерна высокая реакционная способность. Фтор реагирует со всеми металлами без исключения, некоторые из них в атмосфере
фтора самовоспламеняются.

Al + F₂ → AlF₃

Cu + Cl₂ → CuCl₂

Na + Br₂ → NaBr

Реакции с неметаллами

Хлор, как и фтор, химически весьма активен. Не реагирует только с кислородом, азотом и благородными газами.

Cl₂ + Si → SiCl₄

Cl₂ + H₂ → HCl (на свету)

F₂ + H₂ → HF (в темноте со взрывом)

Галогены вступают в реакцию друг с другом. Чтобы определить степени окисления в получающихся соединениях, вспомните электроотрицательность

Br₂ + F₂ → BrF (фтор более электроотрицателен, чем бром — F^—)

Br₂ + I₂ → IBr₃ (бром более электроотрицателен, чем йод — Br^—)

Реакции с водой

Реакция фтора с водой протекает очень энергично, носит взрывной характер.

H₂O + F₂ → HF + O₂

Хлор реагирует с водой обратимо, образуя хлорную воду — смесь хлорноватистой и соляной кислоты. Бром вступает в те же реакции, что и хлор.

Cl₂ + H₂O → HCl + HClO

H₂O + Br₂ → HBr + HBrO

Замечу, что активность йода существенно ниже, чем у остальных галогенов. С неметаллами йод почти не реагирует, а с металлами — только при
нагревании.

Реакции с щелочами

Cl₂ + NaOH → NaCl + NaClO + H₂O

Cl₂ + NaOH → (t) NaCl + NaClO₃ + H₂O

Окислительные способности

Галогены способны вытеснять друг друга из солей. Более активные вытесняют менее активные.

KCl + F₂ → KF + Cl₂

KBr + Cl₂ → KCl + Br₂

KBr + I₂ ⇸ (реакция не идет, так как йод менее активен, чем бром)

Галогеноводороды

Соединения, образованные из галогенов и водорода. К галогеноводородам относятся следующие вещества:

HF — фтороводород (газ), фтороводородная (плавиковая) кислота (жидкость)
HCl — хлороводород (газ), соляная кислота (жидкость)
HBr — бромоводород, бромоводородная кислота
HI — йодоводород, йодоводородная кислота
HAt — астатоводород, астатоводородная кислота

При н.у. HCl, HBr, HI — газы, хорошо растворимые в воде.

Получение

В промышленности применяют получение прямым методом: реакцией водорода с галогенами.

H₂ + Cl₂ → HCl

В лабораторных условиях галогеноводороды можно получить в реакциях обмена между галогенсодержащими солями и сильными кислотами.

NaCl + H₂SO₄ → NaHSO₄ + HCl↑

CaF₂ + H₂SO₄ → CaSO₄ + HF

PBr₃ + H₂O → HBr↑ + H₃PO₃

H₂S + I₂ → S + HI

Химические свойства

Кислотные свойства

HF — является слабой кислотой, HCl, HBr, HI — сильные кислоты. Металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода, способны вытеснить
водород из кислоты.

Mg + HBr → MgBr₂ + H₂↑

Zn + HCl → ZnCl₂ + H₂↑

Галогеноводороды реагируют с основными, амфотерными оксидами и основаниями с образованием соответствующих солей.

Na₂O + HCl → NaCl + H₂O

ZnO + HI → ZnI₂ + H₂O

KOH + HCl → KCl + H₂O (реакция нейтрализации)

Cr(OH)₃ + HCl → CrCl₃ + H₂O

С солями

Реакции протекают в тех случаях, если в результате выпадает осадок, выделяется газ или образуется слабый электролит (вода).

AgNO₃ + HCl → AgCl + HNO₃

Li₂CO₃ + HBr → LiBr + H₂CO₃

Восстановительные свойства

В некоторых реакциях проявляют себя как сильные восстановители, особенно HI.

HI + MnO₂ → I₂ + MnI₂ + H₂O

HI + H₂SO₄ → I₂ + H₂S + H₂O

HI + O₂ → H₂O + I₂

HI + Br₂ → HBr + I₂

HBr + H₂SO₄ → Br₂ + SO₂ + H₂O

Реакция с оксидом кремния

В целом взаимодействие галогеноводородов с оксидами неметаллов нехарактерно. В этой связи важно выделить реакцию SiO₂ с
плавиковой кислотой.

SiO₂ + HF → SiF₄ + H₂O

Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение
(в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов
без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования,
обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

Источник

1. Положение галогенов в периодической системе химических элементов
2. Электронное строение галогенов
3. Физические свойства и нахождение в природе
4. Соединения галогенов
5. Способы получения галогенов
6. Химические свойства
6.1. Взаимодействие с простыми веществами
6.1.1. Взаимодействие с кислородом
6.1.2. Взаимодействие с серой
6.1.3. Взаимодействие с серой и фосфором
6.1.4. Взаимодействие с металлами
6.1.5. Взаимодействие с водородом
6.1.6. Взаимодействие с галогенами
6.2. Взаимодействие со сложными веществами
6.2.1. Взаимодействие с водой
6.2.2. Взаимодействие с щелочами
6.2.3. Взаимодействие с солями и галогеноводородами
6.2.4. Взаимодействие с восстановителями

Галогеноводороды
1. Строение молекулы и физические свойства
2. Способы получения
3. Химические свойства
3.1. Кислотные свойства
3.2. Диссоциация
3.3. Взаимодействие с солями
3.4. Восстановительные свойства
3.5. Взаимодействие с оксидом кремния (IV)

Соли-галогениды
Способы получения галогенидов
Химические свойства галогенидов

Кислородсодержащие кислоты галогенов
1. Хлорноватистая кислота и ее соли
2. Хлористая кислота и ее соли
3. Хлорноватая кислота и ее соли
4. Хлорная кислота и ее соли

Галогены

Положение в периодической системе химических элементов

Галогены расположены в главной подгруппе VII группы (или в 17 группе в современной форме ПСХЭ) периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.

Электронное строение галогенов

Электронная конфигурация галогенов в основном состоянии соответствует формуле ns²np⁵.

Например, электронная конфигурация фтора:

Электронная концигурация хлора:

Атомы галогенов содержат на внешнем энергетическом уровне 1 неспаренный электрон и три неподеленные электронные пары в основном энергетическом состоянии. Следовательно, в основном состоянии атомы галогенов могут образовывать 1 связи по обменному механизму.

При этом у фтора возбужденного состояния нет, т.е. максимальная валентность фтора в соединения равна I.

Однако, в отличие от фтора, за счет вакантной d-орбитали атомы хлора, брома и йода могут переходить в возбужденное энергетическое состояние.

Таким образом, максимальная валентность галогенов (кроме фтора) в соединениях равна VII. Также для галогенов характерны валентности I, III, V.

Степени окисления атома галогенов – от -1 до +7. Характерные степени окисления -1, 0, +1, +3, +5, +7. Для фтора характерная степень окисления -1 и валентность I.

Физические свойства и закономерности изменения свойств

Галогены образуют двухатомные молекулы состава Hal₂. В твёрдом состоянии имеют молекулярную кристаллическую решетку. Плохо растворимы в воде, все имеют запах, летучи.

Галоген	F	Cl	Br	I
Электронная формула	… 2s²2p⁵	… 3s²3p⁵	… 4s²4p⁵	… 5s²5p⁵
Электроотрицательность	4,0	3,0	2,8	2,5
Степени окисления	-1	-1, +1, +3, +5, +7	-1, +1, +3, +5, +7	-1, +1, +3, +5, +7
Агрегатное состояние	Газ	Газ	Жидкость	Твердые кристаллы
Цвет	Светло-желтый	Жёлто-зелёный	Буровато-коричневый	Тёмно-серый с металлическим блеском
Запах	Резкий	Резкий, удушливый	Резкий, зловонный	Резкий
T плавления	–220^оС	–101^оС	–7^оС	113,5^оС
Т кипения	–188^оС	–34^оС	58^оС	185^оС

Внешний вид галогенов:

Фтор

Хлор

Бром

Йод

В природе галогены встречаются в виде соединений, в основном, в виде галогенидов.

Соединения галогенов

Типичные соединения хлора:

Степень окисления	Типичные соединения
+7	Хлорная кислота HClO₄ Перхлораты MeClO₄
+5	Хлорноватая кислота HClO₃ Хлораты MeClO₃
+3	Хлористая кислота HClO₂
+1	Хлорноватистая кислота HClO Гипохлориты MeClO
–1	Хлороводород HCl, Хлориды MeCl

Бром и йод образуют подобные соединения.

Способы получения галогенов

1. Получение хлора.

В промышленности хлор получают электролизом расплава или раствора хлорида натрия.

Электролиз расплава хлорида натрия.

В расплаве хлорид натрия диссоциирует на ионы:

NaCl → Na⁺ + Cl⁻

На катоде восстанавливаются ионы натрия:

K(–): Na⁺ +1e → Na⁰

На аноде окисляются ионы хлора:

A(+): 2Cl⁻ ̶ 2e → Cl₂⁰

Ионное уравнение электролиза расплава хлорида натрия:

2Na⁺ + 2Cl⁻ → 2Na º + Cl₂º

Суммарное уравнение электролиза расплава хлорида натрия:

2NaCl → 2Na + Cl₂

Электролиз раствора хлорида натрия.

В растворе хлорид натрия диссоциирует на ионы:

NaCl → Na⁺ + Cl⁻

На катоде восстанавливаются молекулы воды:

K(–): 2H₂O + 2e → H₂° + 2OH⁻

На аноде окисляются ионы хлора:

A(+): 2Cl⁻ ̶ 2e → Cl₂⁰

Ионное уравнение электролиза раствора хлорида натрия:

2H₂O + 2Cl⁻ → H₂°↑ + 2OH⁻ + Cl₂°↑

Суммарное уравнение электролиза раствора хлорида натрия:

2NaCl + 2H₂O → H₂↑ + 2NaOH + Cl₂↑

В лаборатории хлор получают взаимодействием концентрированной соляной кислоты с сильными окислителями.

Например, взаимодействием соляной кислоты с оксидом марганца (IV)

MnO₂ + 4HCl → MnCl₂ + Cl₂↑ + 2H₂O

Или перманганатом калия:

2KMnO₄ + 16HCl → 2MnCl₂ + 2KCl + 5Cl₂↑ + 8H₂O

Бертолетова соль также окисляет соляную кислоту:

KClO₃ + 6HCl → KCl + 3Cl₂↑ + 3H₂O

Бихромат калия окисляет соляную кислоту:

K₂Cr₂O₇ + 14HCl → 2CrCl₃ + 2KCl + 3Cl₂↑ + 7H₂O

2. Получение фтора.

Фтор получают электролизом расплава гидрофторида калия.

2KHF₂ → 2K + H₂ + 2F₂

3. Получение брома.

Бром можно получить окислением ионов Br^– сильными окислителями.

Например, бромоводород окисляется хлором:

2HBr + Cl₂ → Br₂ + 2HCl

Соединения марганца также окисляют бромид-ионы.

Например, оксид марганца (IV):

MnO₂ + 4HBr → MnBr₂ + Br₂ + 2H₂O

4. Получение йода.

Йод получают окислением ионов I^– сильными окислителями.

Например, хлор окисляет йодид калия:

2KI + Cl₂ → I₂ + 2KCl

Соединения марганца также окисляют йодид-ионы.

Например, оксид марганца (IV) в кислой среде окисляет йодид калия:

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

Химические свойства галогенов

Химическая активность галогенов увеличивается снизу вверх – от астата к фтору.

1. Галогены проявляют свойства окислителей. Галогены реагируют с металлами и неметаллами.

1.1. Галогены не горят на воздухе. Фтор окисляет кислород с образованием фторида кислорода:

2F₂ + O₂ → 2OF₂

1.2. При взаимодействии галогенов с серой образуются галогениды серы:

S + Cl₂ → SCl₂ (S₂Cl₂)

S + 3F₂ → SF₆

1.3. При взаимодействии фосфора и углерода с галогенами образуются галогениды фосфора и углерода:

2P + 5Cl₂ → 2PCl₅

2P + 3Cl₂ → 2PCl₃

2F₂ + C → CF₄

1.4. При взаимодействии с металлами галогены проявляют свойства окислителей, образуя галогениды.

Например, железо реагирует с галогенами с образованием галогенидов. При этом фтор, хлор и бром образуются галогениды железа (III), а c йодом — соединение железа (II):

3Cl₂ + 2Fe → 2FeCl₃

I₂ + Fe → FeI₂

Аналогичная ситуация с медью: фтор, хлор и бром окисляют медь до галогенидов меди (II),а йод до йодида меди (I):

Cl₂ + Cu → 2CuCl₂

I₂ + 2Cu → 2CuI

Активные металлы бурно реагируют с галогенами, особенно с фтором и хлором (горят в атмосфере фтора или хлора).

Еще пример: алюминий взаимодействует с хлором с образованием хлорида алюминия:

3Cl₂ + 2Al → 2AlCl₃

1.5. Водород горит в атмосфере фтора:

F₂ + H₂ → 2HF

С хлором водород реагирует только при нагревании или освещении. При этом реакция протекает со взрывом:

Cl₂ + H₂ → 2HCl

Бром также реагирует с водородом с образованием бромоводорода:

Br₂ + H₂ → 2HBr

Взаимодействие йода с водородом происходит только при сильном нагревании, реакция протекает обратимо, с поглощением теплоты (эндотермическая):

I₂ + H₂ ↔ 2HI

1.6. Галогены реагируют с галогенами. Более активные галогены окисляют менее активные.

Например, фтор окисляет хлор, бром и йод:

Cl₂ + F₂ → 2ClF

2. Со сложными веществами галогены реагируют, также проявляя преимущественно окислительные свойства. Галогены охотно диспропорционируют при растворении в воде или в щелочах.

2.1. При растворении в воде хлор и бром частично диспропорционируют, повышая и понижая степень окисления. Фтор окисляет воду.

Например, хлор при растворении в холодной воде диспропорционирует до ближайших стабильных степеней окисления (+1 и -1), образует при этом соляную кислоту и хлорноватистую кислоту (хлорная вода):

Cl₂ + H₂O ↔ HCl + HClO

При растворении в горячей воде хлор диспропорционирует до степеней окисления -1 и +5, образуя соляную кислоту и хлороватую кислоту:

Cl₂ + 6H₂O ↔ 5HCl + HClO₃

Фтор реагирует с водой со взрывом:

2F₂ + 2H₂O → 4HF + O₂

2.2. При растворении в щелочах хлор, бром и йод диспропорционируют с образованием различных солей. Фтор окисляет щелочи.

Например, хлор реагирует с холодным раствором гидроксидом натрия:

Сl₂ + 2NaOH ₍_хол.) → NaCl + NaClO + H₂O

При взаимодействии с горячим раствором гидроксида натрия образуются хлорид и хлорат:

3Cl₂ + 6NaOH ₍_гор_.) → 5NaCl + NaClO₃ + 3H₂O

Еще пример: хлор растворяется в холодном растворе гидроксида кальция:

2Сl₂ + 2Са(OH)₂₍_хол.) → СaCl₂ + Сa(ClO)₂ + 2H₂O

2.3. Более активные галогены вытесняют менее активные галогены из солей и галогеноводородов.

Например, хлор вытесняет йод и бром из раствора йодида калия и бромида калия соответственно:

Cl₂ + 2NaI → 2NaCl + I₂

Cl₂ + 2NaBr → 2NaCl + Br₂

Еще одно свойство: более активные галогены окисляют менее активные.

Например, фтор окисляет хлор с образованием фторида хлора (I):

Cl₂ + F₂ → 2Cl⁺F^–

В свою очередь, хлор окисляет йод. При этом в растворе образуется соляная кислота и йодная кислота:

Cl₂ + I₂ + H₂O → HCl + HIO₃

2.4. Галогены проявляют окислительные свойства, взаимодействуют с восстановителями.

Например, хлор окисляет сероводород:

Cl₂ + H₂S → S + 2HCl

Хлор также окисляет сульфиты:

Cl₂ + H₂O + Na₂SO₃ → 2HCl + Na₂SO₄

Также галогены окисляют пероксиды:

Cl₂ + H₂O₂ → 2HCl + O₂

Или, при нагревании или на свету, воду:

2Cl₂ + 2H₂O → 4HCl + O₂ (на свету или кип.)

Галогеноводороды

Строение молекулы и физические свойства

Галогеноводороды HHal – это бинарные соединения водорода с галогенами, которые относятся к летучим водородным соединениям. Галогеноводороды – бесцветные ядовитый газы, с резким запахом, хорошо растворимые в воде.

В ряду HCl – HBr – HI увеличивается длина связи и ковалентности связи уменьшается полярность связи H – Hal.

Растворы галогеноводородов в воде (за исключением фтороводорода) – сильные кислоты. Водный раствор фтороводорода – слабая кислота.

Способы получения галогеноводородов

В лаборатории галогеноводороды получают действием нелетучих кислот на хлориды металлов.

Например, действием концентрированной серной кислоты на хлорид натрия:

H₂SO_4(конц.) + NaCl_{(тверд.)} → NaHSO₄ + HCl↑

Галогеноводороды получают также прямым взаимодействием простых веществ:

Cl₂ + H₂ → 2HCl

Химические свойства галогеноводородов

1. В водном растворе галогеноводороды проявляют кислотные свойства. Взаимодействуют с основаниями, основными оксидами, амфотерными гидроксидами, амфотерными оксидами. Кислотные свойства в ряду HF – HCl – HBr – HI возрастают.

Например, хлороводород реагирует с оксидом кальция, оксидом алюминия, гидроксидом натрия, гидроксидом меди (II), гидроксидом цинка (II), аммиаком:

2HCl + CaO → CaCl₂ + H₂O

6HCl + Al₂O₃ → 2AlCl₃ + 3H₂O

HCl + NaOH → NaCl + H₂O

2HCl + Cu(OH)₂ → CuCl₂ + 2H₂O

2HCl + Zn(OH)₂ → ZnCl₂ + 2H₂O

HCl + NH₃ → NH₄Cl

Как типичные минеральные кислоты, водные растворы галогеноводородов реагируют с металлами, расположенными в ряду активности металлов до водорода. При этом образуются соль металла и водород.

Например, соляная кислота растворяет железо. При этом образуется водород и хлорид железа (II):

Fe + 2HCl → FeCl₂ + H₂

2. В водном растворе галогеноводороды диссоциируют, образуя кислоты. Водный раствор фтороводорода (плавиковая кислота) – слабая кислота:

HF ↔ H⁺ + F^–

Водные растворы хлороводорода (соляная кислота), бромоводорода и йодоводорода – сильные кислоты, в разбавленном растворе диссоциируют практически полностью:

HCl ↔ H⁺ + Cl^–

3. Водные растворы галогеноводородов взаимодействуют с солями более слабых кислот и с некоторыми растворимыми солями (если образуется газ, осадок, вода или слабый электролит).

Например, соляная кислота реагирует с карбонатом кальция:

2HCl + CaCO₃ → CaCl₂ + 2H₂O + CO₂

Качественная реакция на галогенид-ионы – взаимодействие с растворимыми солями серебра.

При взаимодействии соляной кислоты с нитратом серебра (I) образуется белый осадок хлорида серебра:

HCl + AgNO₃ = AgCl↓ + HNO₃

Осадок бромида серебра – бледно-желтого цвета:

HBr + AgNO₃ = AgBr↓ + HNO₃

Осадок иодида серебра – желтого цвета:

HI + AgNO₃ = AgI↓ + HNO₃

Фторид серебра – растворимая соль, поэтому реакция плавиковой кислоты и ее солей с нитратом серебра не является качественной.

Видеоопыты качественных реакций на хлорид-, бромид- и йодид-ионы (взаимодействие с нитратом серебра) можно посмотреть здесь.

4. Восстановительные свойства галогеноводородов усиливаются в ряду HF – HCl – HBr – HI.

Галогеноводороды реагируют с галогенами. При этом более активные галогены вытесняют менее активные.

Например, бром вытесняет йод из йодоводорода:

Br₂ + 2HI → I₂ + 2HBr

А вот хлор не может вытеснить фтор из фтороводорода.

Фтороводород практически невозможно окислить.

Концентрированная соляная кислота окисляется соединениями марганца с валетностью выше II или соединениями хрома (VI).

Например: концентрированная соляная кислота окисляется оксидом марганца (IV):

4HCl + MnO₂ → MnCl₂+ Cl₂ + 2H₂O

Бромоводород – сильный восстановитель и окисляется соединениями марганца, хрома (VI), концентрированной серной кислотой и другими сильными окислителями:

Например, бромоводород окисляется концентрированной серной кислотой:

2HBr + H₂SO_4(конц.) → Br₂ + SO₂ + 2H₂O

Бромоводород реагирует с бихроматом калия с образованием молекулярного брома:

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

Или с оксидом марганца (IV):

4HBr + MnO₂ → MnBr₂ + Br₂ + 2H₂O

Пероксид водорода также окисляет бромоводород до молекулярного брома:

2HBr + H₂O₂ → Br₂ + 2H₂O

Йодоводород – еще более сильный восстановитель, и окисляется другими неметаллами и даже такими окислителями, как соединения железа (III) и соединения меди (II).

Например, йодоводород реагирует с хлоридом железа (III) с образованием молекулярного йода:

2HI + 2FeCl₃ → I₂ + 2FeCl₂ + 2HCl

или с сульфатом железа (III):

2HI + Fe₂(SO₄)₃ → 2FeSO₄ + I₂ + H₂SO₄

Йодоводород легко окисляется соединениями азота, например, оксидом азота (IV):

2HI + NO₂ → I₂ + NO + H₂O

или молекулярной серой при нагревании:

2HI + S → I₂ + H₂S

5. Плавиковая кислота реагирует с оксидом кремния (IV) (растворяет стекло):

SiO₂ + 4HF → SiF₄ + 2H₂O

SiO₂ + 6HF_(изб) → H₂[SiF₆] + H₂O

Галогениды металлов

Галогениды – это бинарные соединения галогенов и металлов или некоторых неметаллов, соли галогеноводородов.

Способы получения галогенидов

1. Галогениды металлов получают при взаимодействии галогенов с металлами. При этом галогены проявляют свойства окислителя.

Например, хлор взаимодействует с магнием и кальцием:

Cl₂ + Mg → MgCl₂

Cl₂ + Ca → CaCl₂

При взаимодействии железа с хлором образуется хлорид железа (III):

3Cl₂ + 2Fe → 2FeCl₃

2. Галогениды металлов можно получить при взаимодействии металлов с галогеноводородами.

Например, соляная кислота реагирует с железом с образованием хлорида железа (II):

Fe + 2HCl → FeCl₂ + H₂

3. Галогениды металлов можно получить при взаимодействии основных и амфотерных оксидов с галогеноводородами.

Например, при взаимодействии оксида кальция и соляной кислоты:

2HCl + CaO → CaCl₂ + H₂O

Еще пример: взаимодействие оксида алюминия с соляной кислотой:

6HCl + Al₂O₃ → 2AlCl₃ + 3H₂O

4. Галогениды металлов можно получить при взаимодействии оснований и амфотерных гидроксидов с галогеноводородами.

Например, при взаимодействии гидроксида натрия и соляной кислоты:

HCl + NaOH → NaCl + H₂O

Или при взаимодействии гидроксида меди (II) с соляной кислотой:

2HCl + Cu(OH)₂ → CuCl₂ + 2H₂O

Гидроксид цинка (II) также взаимодействует с соляной кислотой:

2HCl + Zn(OH)₂ → ZnCl₂ + 2H₂O

5. Некоторые соли взаимодействуют с галогеноводородами с образованием галогенидов металлов.

Например, гидрокарбонат натрия реагирует с бромоводородом с образованием бромида натрия:

HBr + NaHCO₃ → NaBr + CO₂↑ + H₂O

Взаимодействие с нитратом серебра – качественная реакция на соляную кислоту, бромодоводород и йодоводород:

HCl + AgNO₃ → AgCl↓ + HNO₃

HBr + AgNO₃ → AgBr↓ + HNO₃

HI + AgNO₃ → AgI↓ + HNO₃

Химические свойства галогенидов

1. Растворимые галогениды вступают в обменные реакции с растворимыми солями, кислотами и основаниями, если образуется осадок, газ или вода.

Например, бромиды, йодиды и хлориды реагируют с нитратом серебра с образованием желтого, желтого и белого осадков соответственно.

NaCl + AgNO₃ → AgCl↓ + NaNO₃

Фторид серебра – растворимая соль, поэтому реакция фторидов с нитратом серебра не является качественной.

2. Галогениды тяжелых металлов реагируют с более активными металлами. При этом более активные металлы вытесняют менее активные.

Например, магний вытесняет медь из расплава хлорида меди (II):

Mg + CuCl₂ → MgCl₂+ Cu

Обратите внимание! В растворе более активные металлы вытесняют менее активные только если более активные металлы не взаимодействуют с водой (металлы, расположенные в ряду активности до магния). Если добавляемый металл слишком активен, то он провзаимодействует с водой, а не с солью.

Например, натрий не вытесняет цинк из раствора хлорида цинка. Т.к. натрий реагирует с водой, а реакция с хлоридом цинка не идет.

Na + ZnCl_{2(раствор)} ≠

3. Галогениды подвергаются электролизу в растворе или расплаве. При этом на аноде образуются галогены.

Например, при электролизе расплава бромида калия на катоде образуется клий, а на аноде – бром:

2KBr → 2K + Br₂

При электролизе раствора бромида калия на катоде выдялется водород, а на аноде также образуется бром:

2KBr + 2H₂O → H₂↑ + 2KOH + Br₂↑

4. Галогениды металлов проявляют восстановительные свойства. Хлориды окисляются только сильными окислителями, а вот йодиды уже являются очень сильными восстановителями. В целом, восстановительные свойства галогенидов аналогичны свойствам галогеноводородов.

Например, бромид калия окисляется концентрированной серной кислотой:

2KBr + 2H₂SO_{4 (}_конц_.) → 4K₂SO₄ + 4Br₂ + SO₂ + 2H₂O

Еще пример: йодид калия окисляется соединениями меди (II) и соединениями железа (III):

4KI + 2CuCl₂ → 2CuI↓ + I₂↓ + 4KCl

2KI + 2FeCl₃ → I₂↓ + 2FeI₂ + 2KCl

Еще несколько примеров восстановительных свойств галогенидов:

8KI + 5H₂SO_{4 (}_конц_.) → 4K₂SO₄ + 4I₂ + H₂S + 4H₂O или

8KI + 9H₂SO₄ ₍_конц_.) → 4I₂↓ + H₂S↑ + 8KHSO₄ + 4H₂O

KI + 3H₂O + 3Cl₂ → HIO₃ + KCl + 5HCl

10KI + 8H₂SO₄ + 2KMnO₄ → 5I₂ + 2MnSO₄ + 6K₂SO₄ + 8H₂O

6KI + 7H₂SO₄ + K₂Cr₂O₇ → Cr₂(SO₄)₃ + 3I₂ + 4K₂SO₄ + 7H₂O

2KI + H₂SO₄ + H₂O₂ → I₂ + K₂SO₄ + 2H₂O

2KI + Fe₂(SO₄)₃ → I₂ + 2FeSO₄ + K₂SO₄

2KI + 2CuSO₄ + K₂SO₃ + H₂O → 2CuI + 2K₂SO₄ + H₂SO₄

Более активные галогены вытесняют менее активные из солей.

При этом галогениды металлов не горят в кислороде.

5. Нерастворимые галогениды металлов растворяются под действием избытка аммиака.

Например, хлорид серебра (I) растворяется под действием избытка раствора аммиака:

AgCl + NH₃ → [Ag(NH₃)₂]Cl

6. Нерастворимые галогениды под действием света разлагаются на галоген и металл.

Например, хлорид серебра разлагается под действием ультрафиолета:

2AgCl → 2Ag + Cl₂

Кислородсодержащие кислоты галогенов

Рассмотрим кислородсодержащие кислоты галогенов на примере хлора:

Степень окисления галогена	+1	+3	+5	+7
Формула	HClO	HClO₂	HClO₃	HClO₄
Название кислоты	Хлорноватистая	Хлористая	Хлорноватая	Хлорная
Устойчивость и сила	Существует только в растворах, слабая кислота	Существует только в растворах, слабая кислота	Существует только в растворах, сильная кислота	Сильная кислота
Название соответствующей соли	Гипохлориты	Хлориты	Хлораты	Перхлораты

Хлорноватистая кислота и ее соли

Хлорноватистая кислота HClO устойчива только в разбавленном водном растворе.

Cпособ получения хлорноватистой кислоты:

1. Диспропорционирование хлора в холодной воде:

Cl₂ + H₂O ↔ HCl + HClO

Химические свойства хлорноватистой кислоты:

Хлорноватистая кислота HClO – это слабая кислота, но сильный окислитель.

1. Под действием ультрафиолета (на свету) хлорноватистая кислота разлагается:

2HClO → 2HCl + O₂

2. Как кислота, хлорноватистая кислота реагирует с сильными основаниями.

Например, с гидроксидом калия:

HClO + KOH → KClO + H₂O

3. Ярко выражены окислительные свойства хлорноватистой кислоты за счет атома хлора в степени окисления +1. При взаимодействии с восстановителями хлор, как правило, восстанавливается до степени окисления -1.

Например, хлорноватистая кислота окисляет йодоводород:

HClO + 2HI → HCl + I₂ + H₂O

Хлорноватистая кислота также окисляет, например, пероксид водорода:

HClO + H₂O₂ → HCl + H₂O + O₂

4. Хлорноватистая кислота диспропорционирует:

3HClO → 2HCl + НСlO₃

Химические свойства солей хлорноватистой кислоты (гипохлоритов):

1. Более сильные кислоты вытесняют гипохлориты из солей.

Например, соляная кислота реагирует с гипохлоритом натрия:

NaClO + 2HCl → NaCl + Cl₂ + H₂O

Серная кислота реагирует с гипохлоритом кальция при нагревании или под действием излучения:

Ca(ClO)₂ + H₂SO₄ → CaSO₄ + 2HCl + O₂

Даже угольная кислота вытесняет гипохлориты:

Ca(ClO)₂ + CO₂+ H₂O → CaCO₃ + 2HClO

2. Гипохлориты вступают в обменные реакции с другими солями, если образуется слабый электролит.

Например, гипохлорит кальция реагирует с растворимыми карбонатами:

Ca(ClO)₂ + Na₂CO₃ → CaCO₃ + 2NaClO

3. При нагревании гипохлориты разлагаются:

Ca(ClO)₂ → CaCl₂ + O₂

Хлористая кислота и ее соли

Хлористая кислота HClO₂ – существует только в водных растворах.

Способы получения:

Хлористую кислоту можно получить окислением оксида хлора пероксидом водорода:

2ClO₂+ H₂O₂ → 2HClO₂ + O₂

Химические свойства хлористой кислоты:

1. Хлористая кислота является также слабой. Реагирует с щелочами с образованием хлоритов:

HClO₂ + KOH → KClO₂ + H₂O

2. При длительном хранении разлагается:

4HClO₂ → HCl + HClO₃ + 2ClO₂ + H₂O

Хлорноватая кислота и ее соли

Хлорноватая кислота HClO₃ – также существует только в водных растворах.

Способы получения:

Хлорноватую кислоту можно получить из солей хлорноватой кислоты – хлоратов.

Например, из хлората бария под действием серной кислоты:

Ba(ClO₃)₂+ H₂SO₄ → 2HClO₃ + BaSO₄

Химические свойства хлорноватой кислоты:

1. Хлорноватая кислота – сильная кислота. Реагирует с щелочами с образованием хлоратов:

HClO₃+ KOH → KClO₃ + H₂O

2. Хлорноватая кислота – сильный окислитель.

Например, хлорноватая кислота окисляет фосфор:

6P + 5HClO₃ → 3P₂O₅ + 5HCl

Химические свойства солей хлорноватой кислоты – хлоратов:

1. Хлораты – сильные окислители.

Например, хлорат калия (бертолетова соль) при нагревании разлагается. При этом без катализатора хлорат диспропорционирует:

4KClO₃ → 3KClO₄ + KCl

В присутствии катализатора (оксид марганца (IV)) хлорат калия разлагается, окисляя кислород:

2KClO₃ → 2KCl + 3O₂↑

Еще пример: хлорат калия окисляет серу и фосфор:

2KClO₃ + 3S → 2KCl + 3SO₂

5KClO₃ + 6P → 5KCl + 3P₂O₅

Хлорная кислота и ее соли

Хлорная кислота HClO₄ – это бесцветная жидкость, хорошо растворимая в воде.

Способы получения:

Хлорную кислоту можно получить из солей хлорной кислоты – перхлоратов.

Например, из перхлората натрия под действием серной кислоты:

2NaClO₄+ H₂SO₄ → 2HClO₄ + Na₂SO₄

Химические свойства хлорной кислоты:

1. Хлорная кислота – сильная кислота. Реагирует с щелочами с образованием перхлоратов:

HClO₄+ KOH → KClO₄ + H₂O

2. Хлорная кислота – сильный окислитель.

Например, хлорная кислота окисляет углерод:

8HClO₄ + 14C → 14CO₂ + 4Cl₂ + 4H₂O

3. При нагревании хлорная кислота разлагается:

4HClO₄ → 4ClO₂ + 3O₂ + 2H₂O

Химические свойства солей хлорной кислоты – перхлоратов:

1. Перхлораты – сильные окислители.

Например, перхлорат калия при нагревании разлагается. При этом хлор окисляет кислород:

KClO₄ → KCl + 2O₂↑

Еще пример: перхлорат калия окисляет алюминий:

3KClO₄ + 8Al → 3KCl + 4Al₂O₃

Источник

2.3.1. Химические свойства водорода и галогенов.

Химические свойства водорода

Атом водорода имеет электронную формулу внешнего (и единственного) электронного уровня 1s¹. С одной стороны, по наличию одного электрона на внешнем электронном уровне атом водорода похож на атомы щелочных металлов. Однако, ему, так же как и галогенам не хватает до заполнения внешнего электронного уровня всего одного электрона, поскольку на первом электронном уровне может располагаться не более 2-х электронов. Выходит, что водород можно поместить одновременно как в первую, так и в предпоследнюю (седьмую) группу таблицы Менделеева, что иногда и делается в различных вариантах периодической системы:

С точки зрения свойств водорода как простого вещества, он, все-таки, имеет больше общего с галогенами. Водород, также как и галогены, является неметаллом и образует аналогично им двухатомные молекулы (H₂).

В обычных условиях водород представляет собой газообразное, малоактивное вещество. Невысокая активность водорода объясняется высокой прочностью связи между атомами водорода в молекуле, для разрыва которой требуется либо сильное нагревание, либо применение катализаторов, либо и то и другое одновременно.

Взаимодействие водорода с простыми веществами

с металлами

Из металлов водород реагирует только с щелочными и щелочноземельными! К щелочным металлам относятся металлы главной подгруппы I-й группы (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr), а к щелочно-земельным — металлы главной подгруппы II-й группы, кроме бериллия и магния (Ca, Sr, Ba, Ra)

При взаимодействии с активными металлами водород проявляет окислительные свойства, т.е. понижает свою степень окисления. При этом образуются гидриды щелочных и щелочноземельных металлов, которые имеют ионное строение. Реакция протекает при нагревании:

Следует отметить, что взаимодействие с активными металлами является единственным случаем, когда молекулярный водород Н₂ является окислителем.

с неметаллами

Из неметаллов водород реагирует только c углеродом, азотом, кислородом, серой, селеном и галогенами!

Под углеродом следует понимать графит или аморфный углерод, поскольку алмаз — крайне инертная аллотропная модификация углерода.

При взаимодействии с неметаллами водород может выполнять только функцию восстановителя, то есть только повышать свою степень окисления:

Взаимодействие водорода со сложными веществами

с оксидами металлов

Водород не реагирует с оксидами металлов, находящихся в ряду активности металлов до алюминия (включительно), однако, способен восстанавливать многие оксиды металлов правее алюминия при нагревании:

c оксидами неметаллов

Из оксидов неметаллов водород реагирует при нагревании с оксидами азота, галогенов и углерода. Из всех взаимодействий водорода с оксидами неметаллов особенно следует отметить его реакцию с угарным газом CO.

Смесь CO и H₂ даже имеет свое собственное название – «синтез-газ», поскольку из нее в зависимости от условий могут быть получены такие востребованные продукты промышленности как метанол, формальдегид и даже синтетические углеводороды:

c кислотами

С неорганическими кислотами водород не реагирует!

Из органических кислот водород реагирует только с непредельными, а также с кислотами, содержащими функциональные группы способные к восстановлению водородом, в частности альдегидные, кето- или нитрогруппы.

c солями

В случае водных растворов солей их взаимодействие с водородом не протекает. Однако при пропускании водорода над твердыми солями некоторых металлов средней и низкой активности возможно их частичное или полное восстановление, например:

Химические свойства галогенов

Галогенами называют химические элементы VIIA группы (F, Cl, Br, I, At), а также образуемые ими простые вещества. Здесь и далее по тексту, если не сказано иное, под галогенами будут пониматься именно простые вещества.

Все галогены имеют молекулярное строение, что обусловливает низкие температуры плавления и кипения данных веществ. Молекулы галогенов двухатомны, т.е. их формулу можно записать в общем виде как Hal₂.

Галоген	Физические свойства
F₂	Светло-желтый газ с резким раздражающим запахом
Cl₂	Желто-зеленый газ с резким удушливым запахом
Br₂	Красно-бурая жидкость с резким зловонным запахом
I₂	Твердое вещество с резким запахом, образующее черно-фиолетовые кристаллы

Следует отметить такое специфическое физическое свойство йода, как его способность к сублимации или, иначе говоря, возгонке. Возгонкой, называют явление, при котором вещество, находящееся в твердом состоянии, при нагревании не плавится, а, минуя жидкую фазу, сразу же переходит в газообразное состояние.

Электронное строение внешнего энергетического уровня атома любого галогена имеет вид ns²np⁵, где n – номер периода таблицы Менделеева, в котором расположен галоген. Как можно заметить, до восьмиэлектронной внешней оболочки атомам галогенов не хватает всего одного электрона. Из этого логично предположить преимущественно окисляющие свойства свободных галогенов, что подтверждается и на практике. Как известно, электроотрицательность неметаллов при движении вниз по подгруппе снижается, в связи с чем активность галогенов уменьшается в ряду:

F₂ > Cl₂ > Br₂ > I₂

Взаимодействие галогенов с простыми веществами

Все галогены являются высокоактивными веществами и реагируют с большинством простых веществ. Однако, следует отметить, что фтор из-за своей чрезвычайно высокой реакционной способности может реагировать даже с теми простыми веществами, с которыми не могут реагировать остальные галогены. К таким простым веществам относятся кислород, углерод (алмаз), азот, платина, золото и некоторые благородные газы (ксенон и криптон). Т.е. фактически, фтор не реагирует лишь с некоторыми благородными газами.

Остальные галогены, т.е. хлор, бром и йод, также являются активными веществами, однако менее активными, чем фтор. Они реагируют практически со всеми простыми веществами, кроме кислорода, азота, углерода в виде алмаза, платины, золота и благородных газов.

Взаимодействие галогенов с неметаллами

водородом

При взаимодействии всех галогенов с водородом образуются галогеноводороды с общей формулой HHal. При этом, реакция фтора с водородом начинается самопроизвольно даже в темноте и протекает со взрывом в соответствии с уравнением:

Реакция хлора с водородом может быть инициирована интенсивным ультрафиолетовым облучением или нагреванием. Также протекает со взрывом:

Бром и йод реагируют с водородом только при нагревании и при этом, реакция с йодом является обратимой:

фосфором

Взаимодействие фтора с фосфором приводит к окислению фосфора до высшей степени окисления (+5). При этом происходит образование пентафторида фосфора:

При взаимодействии хлора и брома с фосфором возможно получение галогенидов фосфора как в степени окисления + 3, так и в степени окисления +5, что зависит от пропорций реагирующих веществ:

При этом в случае белого фосфора в атмосфере фтора, хлора или жидком броме реакция начинается самопроизвольно.

Взаимодействие же фосфора с йодом может привести к образованию только триодида фосфора из-за существенно меньшей, чем у остальных галогенов окисляющей способности:

серой

Фтор окисляет серу до высшей степени окисления +6, образуя гексафторид серы:

Хлор и бром реагируют с серой, образуя соединения, содержащие серу в крайне не свойственных ей степенях окисления +1 и +2. Данные взаимодействия являются весьма специфичными, и для сдачи ЕГЭ по химии умение записывать уравнения этих взаимодействий не обязательно. Поэтому три нижеследующих уравнения даны скорее для ознакомления:

Взаимодействие галогенов с металлами

Как уже было сказано выше, фтор способен реагировать со всеми металлами, даже такими малоактивными как платина и золото:

Остальные галогены реагируют со всеми металлами кроме платины и золота:

Реакции галогенов со сложными веществами

Реакции замещения с галогенами

Более активные галогены, т.е. химические элементы которых расположены выше в таблице Менделеева, способны вытеснять менее активные галогены из образуемых ими галогеноводородных кислот и галогенидов металлов:

Аналогичным образом, бром вытесняет серу из растворов сульфидов и сероводорода:

Хлор является более сильным окислителем и окисляет сероводород в его водном растворе не до серы, а до серной кислоты:

Взаимодействие галогенов с водой

Вода горит во фторе синим пламенем в соответствии с уравнением реакции:

Бром и хлор реагируют с водой иначе, чем фтор. Если фтор выступал в роли окислителя, то хлор и бром диспропорционируют в воде, образуя смесь кислот. При этом реакции обратимы:

Взаимодействие йода с водой протекает в настолько ничтожно малой степени, что им можно пренебречь и считать, что реакция не протекает вовсе.

Взаимодействие галогенов с растворами щелочей

Фтор при взаимодействии с водным раствором щелочи опять же выступает в роли окислителя:

Умение записывать данное уравнение не требуется для сдачи ЕГЭ. Достаточно знать факт о возможности такого взаимодействия и окислительной роли фтора в этой реакции.

В отличие от фтора, остальные галогены в растворах щелочей диспропорционируют, то есть одновременно и повышают и понижают свою степень окисления. При этом, в случае хлора и брома в зависимости от температуры возможно протекание по двум разным направлениям. В частности, на холоду реакции протекают следующим образом:

а при нагревании:

Йод реагирует с щелочами исключительно по второму варианту, т.е. с образованием йодата, т.к. гипоиодит не устойчив не только при нагревании, но также при обычной температуре и даже на холоду:

Источник

1. Химические свойства галогенов и их соединений с точки зрения изменения степеней окисления

В данном разделе реакции выходят за рамки С части ЕГЭ, но могут встретиться в тестовой части экзамена.

Все основные правила составления ОВР для С части, представлены в другом разделе.

Потренироваться составлять реакции онлайн (в рамках ЕГЭ) можно тут.

Правило 1.1. Простые вещества

Водный раствор Cl2 окисляет соединения S^–2 (H2S и сульфиды) до S⁺⁶, восстанавливаясь до степени окисления -1 (так как, находясь в седьмой группе периодической таблицы элементов, принять они могут только один электрон):

4Cl2 + H2S + 4H2O → H2SO4 + 8HCl

4Cl2 + Na2S + 4H2O → Na2SO4 + 8HCl

Br2 и I2 являются более слабыми окислителями и поэтому окисляют сероводород преимущественно до S:

Br2 + H2S → S + 2HBr.

Водные растворы Cl2 и Br2 окисляют соединения S⁺⁴ до S⁺⁶:

Cl2 + SO2 + 2H2O → H2SO4 + 2HCl

Br2 + SO2 + 2H2O → H2SO4 + 2HBr

Cl2 и Br2 окисляют аммиак с образованием хлорида и бромида аммония:

3Cl2 + 8NH3 → N2 + 6NH4Cl

3Br2 + 8NH3 → N2 + 6NH4Br

F2, Cl2 и Br2 окисляют пероксид водорода с образованием кислорода:

F2 + H2O2 → O2 + 2HF

Cl2 + H2O2 → O2 + 2HCl

Br2 + H2O2 → O2 + 2HBr

F2, Cl2 и Br2 окисляют соединения железа, хрома, марганца и др. в промежуточных степенях окисления, преимущественно в щелочной среде:

3F2 + 2Fe(OH)3 + 10KOH → 2K2FeO4 + 6KF + 8H2O

3Cl2 + 2Fe(OH)3 + 10KOH → 2K2FeO4 + 6KCl + 8H2O

3Br2 + 2Fe(OH)3 + 10KOH → 2K2FeO4 + 6KBr + 8H2O

2Br2 + 2CrCl2 + 8NaOH → Na2CrO4 + 2NaCl + 4NaBr + 4H2O

3Br2 + 2NaCrO2 + 8NaOH → 2Na2CrO4 + 6NaBr + 4H2O

3Cl2 + 2CrCl3 + 16KOH → 2K2CrO4 + 12KCl + 8H2O

3Br2 + Cr2(SO4)3 + 16NaOH → 2Na2CrO4 + 3Na2SO4 + 6NaBr + 8H2O

3Cl2 + 2K3[Cr(OH)6] + 4KOH → 2K2CrO4 + 6KCl + 8H2O

2Br2 + Mn(NO3)2 + 8NaOH → Na2MnO4 + 4NaBr + 2NaNO3 + 4H2O

F2 + NaBrO3 + 2NaOH → NaBrO4 + 2NaF + H2O

I2 + K2SO3 + 2KOH → K2SO4 + 2KI + H2O

Br2 + 2K2MnO4 → 2KMnO4 + 2KBr

Галогены также окисляют кислоты и кислотные оксиды, в которых неметалл имеет промежуточную степень окисления:

2Cl2 + H3PO2 + 7KOH → K3PO4 + 4KCl + 5H2O

2I2 + As2O3 + 5H2O → 2H3AsO4 + 4HI

F2 + KClO3 + 2NaOH → KClO4 + 2NaF + H2O.

Правило 1.2. Кислородсодержащие кислоты и соли хлора являются сильными окислителями.

При восстановлении любых соединений с положительными степенями окисления галогенов последние восстанавливается по максимуму, до Г^– .

Восстановление кислот:

5HClO3 + 6P + 9H2O → 5HCl + 6H3PO4

2HClO3 + 3P2O3 + 9H2O → 2HCl + 6H3PO4

4HClO + PH3 → 4HCl + H3PO4

HClO3 + 6HBr → 3Br2 + HCl + 3H2O

HClO3 + 6HI → 3I2 + HCl + 3H2O.

Восстановление солей:

KClO4 + 8HI → KCl + 4I2 + 4H2O

KClO3 + 6HCl → KCl + 3Cl2 + 3H2O

2KClO3 + 3P2O3 → 2KCl + 3P2O5

KClO3 + 3H2O2 → KCl + 3O2 + 3H2O

NaClO3 + 3MnO2 + 6NaOH → 3Na2MnO4 + NaCl + 3H2O.

Исключение: соединения йода в высоких степенях окисления могут восстанавливаться до I2, а не до йодид-иона
KIO3 + 5KI + 3H2SO4 → 3I2 + 3K2SO4 + 3H2O.

В щелочной среде соединения Fe, Cr и Mn окисляются до ферратов (FeO4^2–), хроматов (CrO4^2–) и манганатов (MnO4^2–), соответственно:

2KClO3 + 3FeSO4 + 12KOH → 2KCl + 3K2FeO4 + 3K2SO4 + 6H2O

KClO3 + 2CrCl3 + 10KOH → 7KCl + 2K2CrO4 + 5H2O

KClO3 + 2Cr(OH)3 + 4NaOH → KCl + 2Na2CrO4 + 5H2O

2KClO3 + 3MnO + 6KOH → 2KCl + 3K2MnO4 + 3H2O

KClO3 + 3MnO2 + 6KOH → KCl + 3K2MnO4 + 3H2O

NaClO3 + Cr2O3 + 2K2CO3 → NaCl + 2K2CrO4 + 2CO2

NaClO3 + Cr2O3 + 4NaOH → NaCl + 2Na2CrO4 + 2H2O.

Правило 1.3. При окислении галогенидов Г^– как правило образуются простые вещества (Cl2, Br2 и I2).

Примеры реакций с Cl^–, Br^–, I^– :

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

4HCl + MnO2 → Cl2 + MnCl2 + 2H2O

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

6HCl + KClO3 → 3Cl2 + KCl + 3H2O

2HCl + KClO → Cl2 + KCl + H2O

HCl + HClO → Cl2 + H2O

4HCl + PbO2 → Cl2 + PbCl2 + 2H2O

4HCl + Ca(ClO)2 → 2Cl2 + CaCl2 + 2H2O

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

8HI + KClO4 → 4I2 + KCl + 4H2O

6KI + KClO3 + 3H2SO4 → 3I2 + 3K2SO4 + KCl + 3H2O

10KI + 2KMnO4 + 8H2SO4 → 5I2 + 2MnSO4 + 6K2SO4 + 8H2O

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

10KBr + 2KMnO4 + 8H2SO4 → 5Br2 + 2MnSO4 + 6K2SO4 + 8H2O

Правило 1.4. Только I^– окисляется соединениями Fe⁺³ и Cu⁺² :

6HI + 2Fe(OH)3 → I2 + 2FeI2 + 6H2O

6HI + Fe2O3 → I2 + 2FeI2 + 3H2O

6KI + 2FeBr3 → I2 + 2FeI2 + 6KBr

4HI + 2CuCl2 → I2 + 2CuI + 4HCl

4KI + 2CuSO4 → I2 + 2CuI + 2K2SO4

4KI + 2Cu(NO3)2 → I2 + 2CuI + 4KNO3

При взаимодействии HI с соединениями Fe⁺² и Cu⁺¹, а также других галогеноводородов с Fe⁺³ и Cu⁺², идут обычные реакции ионного обмена:

HI + Fe(OH)2 → FeI2 + H2O

3HCl + Fe(OH)3 → FeCl3 + 3H2O

Правило 1.5. Ионы I^– и Br^– могут окисляться кислотами-окислителями:

8HI + H2SO4(к) → 4I2 + H2S + 4H2O

2HBr + H2SO4(к) → Br2 + SO2 + 2H2O

8KI + 5H2SO4(к) → 4I2 + H2S + 4K2SO4 + 4H2O

2KBr + 2H2SO4(к) → Br2 + SO2 + K2SO4 + 2H2O

2KI + 4HNO3(к) → I2 + 2NO2 + 2KNO3 + 2H2O

2KBr + 4HNO3(к) → Br2 + 2NO2 + 2KNO3 + 2H2O.

Источник

Галогены.

Хлор. Соединения хлора.

Хлор — простое вещество

Получение.

В промышленности хлор получают электролизом расплава или раствора хлорида натрия:

2NaCl 2Na + Cl2↑

2NaCl + 2H2O H2↑ + 2NaOH + Cl2↑

В лаборатории хлор получают взаимодействием соляной кислоты с сильными окислителями, например:

MnO2 + 4HCl = MnCl2 + Cl2↑ + 2H2O

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

KClO3 + 6HCl = KCl + 3Cl2↑ + 3H2O

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

Химические свойства. Свободный хлор реагирует со всеми простыми веществами, за исключением кислорода, азота и благородных газов. Хлор проявляет сильные окислительные свойства в реакциях как с простыми веществами – неметаллами и металлами, так и со сложными веществами:

С неметаллами

Cl2 + H2 = 2HCl 3Cl2+ 2P = 2PCl3 5Cl2 + 2P = 2PCl5

2Cl2 + Si = SiCl4 2Cl2 + C (кокс) + 2H2O (пар)= CO2 + 4HCl

С металлами

Cl2 + 2Na = 2NaCl Cl2 + Mg = MgCl2 3Cl2 + 2Fe = 2FeCl3

Со сложными веществами

Cl2 + H2O↔ HCl + HClO (хлорная вода)

2Cl2 + 2H2O = 4HCl + O2 (на свету или кип.)

Сl2 + 2NaOH(хол.) = NaCl + NaClO + H2O

3Cl2 + 6NaOH(гор.) = 5NaCl + NaClO3 + 3H2O

2Сl2 + 2Са(OH)2 (хол.) = СaCl2 + Сa(ClO)2 + 2H2O хлорная известь

Cl2 + 2NaI = 2NaCl + I2 Cl2 + H2S = S + 2HCl

Cl2 + 3H2O2 = 2HCl + 2H2O + O2

Cl2 + H2O + Na2SO3 = 2HCl + Na2SO4

Соединения хлора.

Хлороводород. Хлороводород получают действием концентрированной соляной кислоты на твердый хлорид натрия:

H2SO4(конц.) + NaCl(тверд.) = NaHSO4 + HCl↑

Хлороводород получают также прямым взаимодействием простых веществ: Cl2 + H2 2HCl

Кислоты.

Соляная кислота. В химических реакциях соляная кислота проявляет все свойства сильных кислот: взаимодействует с металлами, стоящими в ряду напряжений левее водорода, с оксидами (основными, амфотерными), основаниями, амфотерными гидроксидами и солями:

2HCl + Fe = FeCl2 + H2

2HCl + CaO = CaCl2 + H2O

6HCl + Al2O3 = 2AlCl3 + 3H2O

HCl + NaOH = NaCl + H2O

2HCl + Cu(OH)2 = CuCl2 + 2H2O

2HCl + Zn(OH)2 = ZnCl2 + 2H2O

HCl + NaHCO3 = NaCl + CO2↑ + H2O

HCl + AgNO3 = AgCl↓ + HNO3 (качественная реакция на галогенид-ионы)

6HCl(конц.) + 2HNO3(конц.) = 3Cl2 + 2NO + 4H2O

Кислородсодержащие кислоты:

HClO HClO2 HClO3 HClO4

Хлорноватистая хлористая хлорноватая хлорная

усиление кислотных свойств

2HClO 2HCl + O2 HClO + 2HI = HCl + I2 + H2O

HClO + H2O2 = HCl + H2O + O2

Соли.

Соли соляной кислоты – хлориды.

AgCl + 2(NH3∙ H2O) = [Ag(NH3)2]Cl + 2H2O

2AgCl 2Ag + Cl2

Соли кислородсодержащих кислот.

Кислота	название солей
HClO	гипохлориты
HClO2	хлориты
HClO3	Хлораты
HClO4	перхлораты

NaClO + 2HCl = NaCl + Cl2 + H2O

Ca(ClO)2 + H2SO4 = CaSO4 + 2HCl + O2

Ca(ClO)2 + CO2 + H2O = CaCO3 + 2HCl + 2O2

Ca(ClO)2 + Na2CO3 = CaCO3 + 2NaClO

Ca(ClO)2 CaCl2 + O2

4KClO3 3KClO4 + KCl

Бертолетова соль

2KClO3 2KCl + 3O2↑

KClO4 2O2 + KCl

III. Бром. Соединения брома. По химической активности бром занимает промежуточное положение между хлором и иодом.

Br2 + H2 = 2HBr 3Br2 + 2Fe = 2FeBr3

Br2 + H2O = НBr + НBrO – бромная вода

3Br2 + 6NaOH(конц.) = 5NaBr + NaBrO3 + 3H2O при нагревании

Br2 + 2NaOH(конц.) = NaBr + NаBrO + H2O без нагревания

3Br2 + 3Na2CO3 = 5NaBr + NaBrO3 + 3CO2

3Br2 + S + 4H2O = 6HBr + H2SO4

Br2 + SO2 + 2H2O = 2HBr + H2SO4

Br2 + 2NaI = 2NaBr + I2 Br2 + H2S = S + 2HBr

4Br2 + Na2S2O3 + 10NaOH = 2Na2SO4 + 8NaBr + 5H2O

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

4HBr + MnO2 = MnBr2 + Br2 + 2H2O

2HBr + H2O2 = Br2 + 2H2O

2KBr + 2H2SO4 (конц.) = 4K2SO4 + 4Br2 + SO2 + 2H2O

2KBrO3 3O2 + 2KBr

2KBrO4O2 + 2KBrO3 (до 275°С)

KBrO4 2O2 + KBr (выше 390°С)

IV. Йод. Соединения йода.

Йод существенно отличается по химической активности от остальных галогенов. Он не реагирует с большинством неметаллов, а с металлами медленно реагирует только при нагревании.

3I2 + 3P = 2PI3 I2 + H2 = 2HI I2 + Fe = FeI2

Йод практически в воде не растворим и не способен ее окислять даже при нагревании; по этой причине не существует «йодной воды».

3I2 + 6NaOH(гор.) = 5NaI + NaIO3 + 3H2O

I2 + 2NaOH(хол) =NaI + NaIO + H2O

3I2 + 10HNO3(разб) = 6HIO3 + 10NO + 2H2O

I2 + 10HNO3(конц.)= 2HIO3 + 10NO2 + 4H2O

I2 + 5NaClO + 2NaOH = 5NaCl + 2NaIO3 + H2O

I2 + 5Cl2 + 6H2O = 10HCl + 2HIO3

I2 + Na2SO3 + 2NaOH = 2NaI + Na2SO4 + H2O

2HI + 2FeCl3 = I2 + 2FeCl2 + 2HCl

2HI + Fe2(SO4)3 = 2FeSO4 + I2 + H2SO4

2HI + NO2 = I2 + NO + H2O

2HI + S = I2 + H2S

8KI + 5H2SO4 (конц.) = 4K2SO4 + 4I2 + H2S + 4H2Oили

8KI + 9H2SO4(конц.) = 4I2↓ + H2S↑ + 8KHSO4 + 4H2O

KI + 3H2O + 3Cl2 = HIO3 + KCl + 5HCl

10KI + 8H2SO4 + 2KMnO4 = 5I2 + 2MnSO4 + 6K2SO4 + 8H2O

6KI + 7H2SO4 + K2Cr2O7 = Cr2(SO4)3 + 3I2 + 4K2SO4 + 7H2O

2KI + H2SO4 + H2O2 = I2 + K2SO4 + 2H2O

2KI + Fe2(SO4)3 = I2 + 2FeSO4 + K2SO4

2KI + 2CuSO4 + K2SO3 + H2O = 2CuI + 2K2SO4 + H2SO4

2HIO3 I2O5 + H2O

2HIO3 + 10HCl = I2 + 5Cl2 + 6H2O

2HIO3 + 5Na2SO3 = 5Na2SO4 + I2 + H2O

2HIO3 + 5H2SO4 + 10FeSO4 = Fe2(SO4)3 + I2 + 6H2O

I2O5 + 5CO I2 + 5CO2

2KIO3 3O2 + 2KI

2KIO3 + 12HCl(конц.) = I2 + 5Cl2 + 2KCl + 6H2O

KIO3+ 3H2SO4 + 5KI = 3I2 + 3K2SO4 + 3H2O

KIO3 + 3H2O2 = KI + 3O2 + 3H2O

2KIO4 O2 + 2KIO3

5KIO4+ 3H2O + 2MnSO4 = 2HMnO4 + 5KIO3 + 2H2SO4

Галогены.

1. Вещество, полученное на аноде при электролизе расплава иодида натрия с инертными электродами, выделили и ввели во взаимодействие с сероводородом. Газообразный продукт последней реакции растворили в воде и к полученному раствору добавили хлорное железо. Образовавшийся осадок отфильтровали и обработали горячим раствором гидроксида натрия. Напишите уравнения описанных реакций.

2. Вещество, полученное на аноде при электролизе раствора иодида натрия с инертными электродами, ввели в реакцию с калием. Продукт реакции нагрели с концентрированной серной кислотой и выделившийся газ пропустили через горячий раствор хромата калия.Напишите уравнения описанных реакций.

3. Хлорная вода имеет запах хлора. При подщелачивании запах исчезает, а при добавлении соляной кислоты – становится более сильным, чем был ранее. Напишите уравнения описанных реакций.

4. Бесцветные газы выделяются при выдерживании концентрированной кислоты, как с хлоридом натрия, так и с иодидом натрия. При пропускании этих газов через водный раствор аммиака образуются соли.Напишите уравнения описанных реакций.

5. При термическом разложении соли А в присутствии диоксида марганца образовались бинарная соль Б и газ, поддерживающий горение и входящий в состав воздуха, при нагревании этой соли без катализатора образуются соль Б и соль кислородсодержащей кислоты. При взаимодействии соли А с соляной кислотой выделяется жёлто-зелёный газ (простое вещество) и образуется соль Б. соль Б окрашивает пламя в фиолетовый цвет, при её взаимодействии с раствором нитрата серебра выпадает осадок белого цвета.Напишите уравнения описанных реакций.

6) При добавлении раствора кислоты А к диоксиду марганца происходит выделение ядовитого газа жёлто-зелёного газа. Пропустив выделившийся газ через горячий раствор едкого кали, получают вещество, которое используется при изготовлении спичек и некоторых других зажигательных составов. При термическом разложении последнего в присутствии диоксида марганца образуется соль, из которой при взаимодействии с концентрированной серной кислотой можно получить исходную кислоту А, и бесцветный газ , входящий в состав атмосферного воздуха. Напишите уравнения описанных реакций.

7) Йод нагрели с избытком фосфора, и продукт реакции обработали небольшим количеством воды. Газообразный продукт реакции полностью нейтрализовали раствором едкого натра и добавили в полученный раствор нитрат серебра. Напишите уравнения описанных реакций.

Газ, выделившийся при нагревании твердой поваренной соли с концентрированной серной кислотой, пропустили через раствор перманганата калия. Газообразный продукт реакции поглотили холодным раствором едкого натра. После добавления в полученный раствор йодоводородной кислоты появляется резкий запах и раствор приобретает тёмную окраску.Напишите уравнения описанных реакций.

9) Через раствор бромида натрия пропустили газ, выделяющийся при взаимодействии соляной кислоты с перманганатом калия. После окончания реакции раствор выпарили, остаток растворили в воде и подвергли электролизу с графитовыми электродами. Газообразные продукты реакции смешали друг с другом и осветили. В результате произошел взрыв.Напишите уравнения описанных реакций.

10) К пиролюзиту осторожно прибавили раствор соляной кислоты, и выделившийся газ пропустили в химический стакан, наполненный холодным раствором едкого кали. После окончания реакции стакан накрыли картонкой и оставили, при этом стакан освещали солнечные лучи; через некоторое время в стакан внесли тлеющую лучинку, которая ярко вспыхнула. Напишите уравнения описанных реакций.

11) Вещество, выделяющееся на катоде и аноде при электролизе раствора йодида натрия с графитовыми электродами, реагируют друг с другом. Продукт реакции взаимодействуют с концентрированной серной кислотой с выделением газа, который пропустили через раствор гидроксида калия.Напишите уравнения описанных реакций.

12) К оксиду свинца (IV) при нагревании добавили концентрированную соляную кислоту. Выделяющийся газ пропустили через нагретый раствор едкого кали. Раствор охладили, соль кислородсодержащей кислоты отфильтровали и высушили. При нагревании полученной соли с соляной кислотой выделяется ядовитый газ, а при нагревании её в присутствии диоксида марганца – газ, входящий в состав атмосферы. Напишите уравнения описанных реакций.

13)Йод обработали концентрированной азотной кислотой при нагревании. Продукт реакции осторожно нагрели. Образовавшийся при оксид вступил в реакцию с угарным газом. Выделившееся простое вещество растворили в теплом растворе гидроксида калия. Напишите уравнения описанных реакций.

14) Раствор иодида калия обработали избытком хлорной воды, при этом сначала наблюдали образование осадка, а затем – его полное растворение. Образовавшуюся при этом йодсодержащую кислоту выделили из раствора, высушили и осторожно нагрели. полученный оксид прореагировал с угарным газом. Напишите уравнения описанных реакций.

15) Йод обработали хлорноватой кислотой. Продукт реакции осторожно нагрели. продукт реакции осторожно нагрели. Образующийся оксид реагирует с угарным газом с образованием двух веществ – простого и сложного. Простое вещество растворяется в теплом щелочном растворе сульфита натрия. Напишите уравнения описанных реакций.

16) Перманганат калия обработали избытком раствора соляной кислоты, образовался раствор и выделился газ. Раствор разделили на две части: к первой добавили гидроксид калия, а ко второй – нитрат серебра. Выделившийся газ прореагировал газ прореагировал с гидроксидом калия при охлаждении. Напишите уравнения описанных реакций.

17) Расплав хлорида натрия подвергли электролизу. Газ, выделившийся на аноде, прореагировал с водородом с образованием нового газообразного вещества с характерным запахом. Его растворили в воде и обработали расчетным количеством перманганата калия, при этом образовался газ желто-зеленого цвета. Это вещество вступает при охлаждении с гидроксидом натрия.Напишите уравнения описанных реакций.

18) Перманганат калия обработали концентрированной соляной кислотой. Выделившийся при этом газ собрали, а к реакционной массе по каплям прибавили раствор гидроксида калия до прекращения выделения осадка. Собранный газ пропустили через горячий раствор гидроксида калия, при этом образовалась смесь двух солей. Раствор выпарили, твердый остаток прокалили в присутствии катализатора, после чего в твердом остатке осталась одна соль.Напишите уравнения описанных реакций.

Галогены.

1) 2NaI 2Na + I2

на катоде на аноде

I2 + H2S = 2HI↑ + S↓

2HI + 2FeCl3 = I2 + 2FeCl2+ 2HCl

I2 + 6NaOH (гор.) = NaIO3 + 5NaI + 3H2O

2) 2NaI + 2H2O 2H2 + 2NaOH + I2

на катоде на аноде

I2 + 2K = 2KI

8KI + 8H2SO4(конц.) = 4I2↓ + H2S↑ + 4K2SO4 + 4H2Oили

8KI + 9H2SO4(конц.) = 4I2↓ + H2S↑ + 8KHSO4 + 4H2O

3H2S + 2K2CrO4 + 2H2O = 2Cr(OH)3 + 3S + 4KOH

3) Cl2 + H2O ↔HCl + HClO

HCl + NaOH = NaCl+ H2O

HClO + NaOH = NaClO+ H2O

NaClO + 2HCl = NaCl + Cl2 + H2O

4) H2SO4(конц.) + NaCl(тверд.) = NaHSO4 + HCl↑

9H2SO4(конц.) + 8NaI(тверд.) = 8NaHSO4 + 4I2↓ + H2S + 4H2O

NH4OH + HCl = NH4Cl + H2O

NH4OH + H2S = NH4HS + H2O

5) 2KClO3 2KCl + 3O2↑

4KClO3KCl + 3KClO4

KClO3 + 6HCl = KCl + 3Cl2↑+ 3H2O

KCl + AgNO3 = AgCl↓ + KNO3

6) 4HCl + MnO2 = MnCl2 + Cl2↑ + 2H2O

3Cl2 + 6KOH(гор.) = 5KCl + KClO3 + 3H2O

2KClO3 2KCl + 3O2↑

H2SO4(конц.) + NaCl(тверд.) = NaHSO4 + HCl↑

7) 3I2 + 2P = 2PI3

PI3 + 3H2O = H3PO3 + 3HI

HI + NaOH = NaI + H2O

NaI + AgNO3 = AgI↓ + NaNO3

H2SO4(конц.) + NaCl(тверд.) = NaHSO4 + HCl↑

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

Cl2 + 2NaOH(хол.) = NaCl + NaClO + H2O

NaClO + 2HI = NaCl + I2 + H2O

9) 16HCl + 2KMnO4 = 5Cl2 + 2KCl + 2MnCl2 + 8H2O

2NaBr + Cl2 = 2NaCl + Br2

2NaCl + 2H2O 2H2 + 2NaOH + Cl2

на катоде на аноде

H2 + Cl2 = 2HCl

10) 4HCl+ MnO2 = MnCl2 + Cl2↑ + 2H2O

Cl2 + 2KOH(хол.) = KCl + KClO + H2O

2KClO3 2KCl + 3O2↑

C + O2 = CO2

11) 2NaI + 2H2O 2H2 + 2NaOH + I2

на катоде на аноде

I2 + H2 = 2HI

8HI + H2SO4(конц.) = 4I2↓ + H2S↑ + 4H2Oили

2HI + H2SO4(конц.) = I2↓ + SO2↑ + 2H2O

а) H2S + 2KOH = K2S + 2H2O

H2S + K2S = 2KHSили

б) SO2 + 2KOH = K2SO3 + 2H2O

K2SO3 + SO2 + H2O = 2KHSO3

12) 4HCl+ PbO2 = PbCl2 + Cl2↑ + 2H2O

3Cl2 + 6KOH(гор.) = 5KCl + KClO3 + 3H2O

KClO3 + 6HCl = KCl + 3Cl2 + 3H2O

2KClO3 2KCl + 3O2↑

13) I2 + 10HNO32HIO3 + 10NO2 + 4H2O

2HIO3 I2O5 + H2O

I2O5 + 5CO I2 + 5CO2

3I2 + 6KOH(гор.) = 5KI + KIO3 + 3H2O

14) 2KI + Cl2 = 2KCl + I2

I2 + 5Cl2 + 6H2O = 10HCl + 2HIO3

2HIO3 I2O5 + H2O

I2O5 + 5CO = I2 + 5CO2

15) I2+ 2HClO3 = 2HIO3 + Cl2

2HIO3 I2O5 + H2O

I2O5 + 5CO I2 + 5CO2

I2 + Na2SO3 + 2NaOH = 2NaI + Na2SO4 + H2O

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

MnCl2 + 2KOH = Mn(OH)2↓ + 2KCl

KCl + AgNO3 = AgCl↓ + KNO3

Cl2 + 2KOH(хол.) = KCl + KClO + H2O

17) 2NaCl 2Na + CL2

на катоде на аноде

Cl2 + H2 = 2HCl

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

Cl2 + 2NaOH(хол.) = NaCl + NaClO + H2O

18) 16HCl + 2KMnO4 = 5Cl2 + 2KCl + 2MnCl2 + 8H2O

MnCl2 + 2KOH = Mn(OH)2↓ + 2KCl

3Cl2 + 6KOH(гор.) = 5KCl + KClO3 + 3H2O

2KClO3 2KCl + 3O2↑

Источник

Галогены
– 7 А группа (F, CL, Br, I,At).

1.Строение – ns²np⁵, F наиболее
электроотрицательный, его степень окисления – 0, — 1, остальные галогены имеют
положительную – 0, — 1, + 1, +3, + 5, + 7, т.к. у элементов есть d – подуровень.

2.Физические свойства:

F₂ – cветло –
жёлтый, с запахом, с водой реагирует ниже 0, tпл = -220⁰,
tкип = -183⁰;

CI₂ – жёлто – зелёный газ, с удушливым
запахом, tпл = — 101⁰, tкип
= — 34⁰; растворяется в воде

CI₂ + H₂O = HCI + HCIO, HCIO – хлорноватистая разлагается с выделением O₂,

2CI₂ + 2H₂O = 4HCI + O₂ (раствор CI₂ – хлорная вода, раствор Br₂ – бромная вода).

Br₂ – тёмно – красная, летучая жидкость, tпл = — 7, tкип = + 60, реагирует с водой
аналогично хлору, но менее активно.

I₂ – фиолетово –
чёрные с металлическим блеском кристаллы, tпл + 113,5⁰,
tкип = + 184⁰, характерна возгонка – переход из
твёрдого состояния в газообразное, минуя жидкое, йод плохо растворим в воде.
Галогены – ядовитые вещества.

3.Распространение в природе: в природе
наиболее распространены хлориды и бромиды, астат встречается в продуктах
распада радиоактивных элементов.

4.Химические свойства: окислительная
активность убывает от фтора – хлора – брома – йода.

1). Более активные галогены
вытесняют менее активные из галогеноводородных кислот и их солей.

F₂вытесняет CI₂, Br₂,
I₂.

CI₂ вытесняет из галогеноводородных кислот
и солей Br₂, I₂.

CI₂
+ 2HBr =2HCI + Br₂

CI₂+
2KI = 2KCI + I₂

Br₂
вытесняет только I₂

Галогены с более сильной окислительной способностью могут окислить
галоген — менее сильные окислители: Br₂ +5CI₂ +12KOH = 2KBrO₃+ 10KCI +6H₂O

Галогены вступают в реакцию между собой: СI₂+ I₂= 2ICI

2). C металлами образуют галогениды.

Фтор реагирует с металлами при обычных условиях, но иногда на
поверхности образуется фторидная малорастворимая плёнка, поэтому реакция не
протекает, медь и никель устойчивы к фтору.

Хлор активно реагирует с металлами, с медью – при комнатной температуре
в присутствии влаги:

Cu + CI₂ = CuCI₂,

с золотом – при
температуре 3CI₂+ 2Au = 2AuCI₃,

с железом и
хромом при нагревании — t = 1000 2Fe + 3CI₂= 2FeCI₃

2Cr + 3CI₂= 2CrCI₃

3).Взаимодействие с неметаллами: галогены реагируют с водородом,
фосфором, серой и другими неметаллами, продукты
зависят от температуры, аллотропных модификаций и количества вещества.

Фтор –
«всёсъедающий», реагирует с неметаллами на холоду, а со взрывом, при
температуре с хлором, криптоном, ксеноном: F₂+ Xe =XeF₂

Хлор не
взаимодействует с кислородом, азотом и благородными газами.

2P + 3CI_2(НЕД)= 2PCI₃ или 2P + 5CI_2(ИЗБ)= 2PCI₅

S +CI₂= SCI₂
или 2S + CI₂= S₂CI₂

H₂ +CI₂ = 2HCI (образование хлороводорода ускоряется на свету, происходит
радикальный механизм реакции)

H₂ +I₂ = 2HI – реакция обратима

I₂ + Fe = FeI₂ I₂ +S – реакция не происходит

4). Взаимодействие с водой:

При обычных
условиях с водой взаимодействует только F₂.

F₂ + H₂O = HF + O (атомарный кислород обладает высокой химической
активностью),

Образуется смесь
веществ – O₂, O₃, OF₂ – фторид кислорода.

Частично с водой
реагирует CI₂ и Br₂, но равновесие сильно смещено влево,
поэтому иногда реакциями пренебрегают, считая раствор CI₂ – хлорной водой, а раствор Br₂ – бромной водой:

CI₂ + H₂O =HCIO + HCI Br₂ + H₂O =HBrO + HBr

5). Взаимодействие с водными растворами щелочей.

CI₂ + 2KOH = KCI +KCIO + H₂O KCIO + CO₂ + H₂O = KHCO₃ +HCIO

KCIO – гипохлорит
калия, разлагается, применятся для отбеливания бумаги и ткани.

3 CI₂ +
6KOH ₌^t5KCI + KCIO₃+ H₂O

CI₂+
Ca(OH)₂ = CaOCI₂ + H₂O

CaOCI₂ – хлорная известь,
CaCI^-1(OCI⁺¹) – хлорид – гипохлорит кальция (смешанная соль)

CaCI^-1(OCI⁺¹)
+CO₂ + H₂O = CaCO₃ +CaCI₂ +2HCIO

HCIO – хлорноватистая
кислота слабее угольной, вытесняется из солей.

CaOCI₂ +2HCI = CaCI₂
+ CI₂ + H₂O

2F₂ +2NaOH = 2NaF + H₂O
+OF₂

OF₂ – газ, с резким запахом, ядовит, сильный окислитель, применяется в
ракетном топливе.

6). Взаимодействие с кислотами.

H₂S + Гaл₂ = HГaл +
S (кроме F₂)

H₂SO₃ + Гaл₂ + H₂O = 2 HГaл + H₂SO₄ (кроме F₂).

5. Получение
галогенов.

А) в
промышленности:

F₂ – получают при электролизе расплава солей CaF₂, KHF₂

CI₂ – получают при электролизе раствора NaCI, Br₂, I₂ – при электролизе растворов солей.

Б) в лаборатории —
действием сильных окислителей (MnO₂, KMnO₄, K₂Cr₂O₇) на кислоты, чтобы получить CI₂ – действуют HCI, Br₂ – HBr, I₂ – HI.

4HCI + MnO₂ = CI₂ + MnCI₂ +2H₂O

16HCI +2 KMnO₄ = 5CI₂ + 2MnCI₂ + 2KCI +8H₂O

14HCI + K₂Cr₂O₇
= 3CI₂ + 2CrCI₃ + 2KCI + 7H₂O

Источник

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

Бром – одна из двух простых веществ-жидкостей при нормальных условиях! Второй элемент, обладающий таким же агрегатным состоянием – ртуть (Hg)!
Запах галогенов специфический и похож между собой.
Хлор использовался в качестве боевого отравляющего вещества в первую мировую войну.
Астат может быть получен в результате ядерных реакций и не встречается в природе.
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.

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 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.

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!

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

Химические свойства галогенов

Взаимодействие с неметаллами

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=NF₃(при электрическом разряде, реакция не входит в ЕГЭ!)
- взаимодействие с серой: 2F₂+S=SF₆
- взаимодействие с водородом: F₂+H₂=2HF
Хлор взаимодействует с неметаллами, за исключением прямого взаимодействия с кислородом, азотом и благородными газами:
- взаимодействие с серой: 2Cl₂+S=SCl₄(возможны SCl₄, S₂Cl₂, SCl₂)
- взаимодействие с фосфором: 3Cl2+2P=2PCl3 или 5Cl2+2P=2PCl₅
- взаимодействие с кремнием: 2Cl₂+Si=SiCl₄
- взаимодействие с углеродом: 2Cl₂+С_{(графит)}=CCl₄
- взаимодействие с водородом: Cl₂+H₂=2HCl
- взаимодействие с йодом 3Cl₂+I₂=2ICl₃ (реакция не входит в ЕГЭ)
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
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

Фтор реагирует с водой со взрывом! В результате реакции образуются различные продукты в зависимости от температуры. Знать факт реакции обязательно!
Хлор вступает в реакцию диспропорционирования – продуктами реакции являются соляная и хлорноватистая кислоты. Реакция обратима: Cl₂+H₂O ⇔ HCl + HClO
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.
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.

Фтор не рассматривается в данных реакциях.
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
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
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

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)
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+H₂SO_4(конц)=2HF↑+CaSO₄
  - NaCl+H₂SO_4(конц)=HCl↑+NaHSO₄ или 2NaCl+H₂SO_4(конц)=2HCl↑+Na₂SO₄
2. Для получения бромоводорода необходимо применять кислоту-неокислитель, например, фосфорную:
  - NaBr+H₃PO_4(конц)=HBr↑+NaH₂PO₄
Гидролиз галогенидов:
- PBr₃+3H₂O=H₃PO₃+3HBr↑
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.

Реагируют с металлами в ряду напряжений до водорода: 2HCl+Zn=ZnCl₂+H₂↑
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
Реагируют с солями, если выделяется газ или осадок (реакции ионного обмена), чаще всего это нитрат серебра, карбонаты, сульфиты и сульфиды:
- AgNO₃+HCl=AgCl+HNO₃
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:

Разложение хлоратов и перхлоратов, чаще всего имеется в виду реакции разложения до хлорида:
- 2KClO₃=2KCl+3O₂(катализатор – оксид марганца 4)
- KClO₄=KCl+2O₂(может быть вариант и с выделением хлора)
Окислительные свойства:
- 5KClO₃+6P=KCl+P₂O₅
Сопропорционирование:
- KClO₃+6HCl=KCl+3H₂O+3Cl₂

Даниил Романович | Просмотров: 633

Источник

Общая характеристика элементов VIIa группы

Природные соединения

Простые вещества — F2, Cl2, Br2, I2

Галогеноводороды

Галогены

Положение в периодической системе химических элементов

Электронное строение галогенов

Физические свойства и закономерности изменения свойств

Соединения галогенов

Способы получения галогенов

Химические свойства галогенов

Галогеноводороды

Строение молекулы и физические свойства

Способы получения галогеноводородов

Химические свойства галогеноводородов

Галогениды металлов

Способы получения галогенидов

Химические свойства галогенидов

Кислородсодержащие кислоты галогенов

Хлорноватистая кислота и ее соли

Хлористая кислота и ее соли

Хлорноватая кислота и ее соли

Хлорная кислота и ее соли

2.3.1. Химические свойства водорода и галогенов.

Химические свойства водорода

Взаимодействие водорода с простыми веществами

с металлами

с неметаллами

Взаимодействие водорода со сложными веществами

с оксидами металлов

c оксидами неметаллов

c кислотами

c солями

Химические свойства галогенов

Галоген

Физические свойства

Взаимодействие галогенов с простыми веществами

Взаимодействие галогенов с неметаллами

водородом

фосфором

серой

Взаимодействие галогенов с металлами

Реакции галогенов со сложными веществами

Реакции замещения с галогенами

Взаимодействие галогенов с водой

Взаимодействие галогенов с растворами щелочей

1. Химические свойства галогенов и их соединений с точки зрения изменения степеней окисления

Общие сведения

Особенности строения атома

Основное и три возбужденных состояния атома хлора

Получение галогенов

Химические свойства галогенов

Галогеноводороды

Химические свойства галогеноводородов

Кислородные соединения галогенов

Простые вещества — F₂, Cl₂, Br₂, I₂