Фтор егэ химия

Подготовка к ЕГЭ

Фтор

F₂ – фтор.
Галоген. Газ светло –зелёного цвета, с характерным резким запахом — в жидком
состоянии- светло – жёлтый. Растворяется в жидком фтороводороде.

Физические
характеристики фтора:

Плотность 1,7 г/л.

Температура
плавления 53,53 К.

Температура
кипения 85,03 К.

Как и многие
элементы, фтор сначала был «предсказан» теоретически, как атом плавиковой
кислоты (которую открыл в 1771 году Карл Шееле) в 1810 году, и только в конце
XIX столетия Анри Муассан выделил фтор в свободном виде. Своим названием фтор обязан
древнегреческому слову φθόρος которое переводится как разрушение.

Физиологическое
действие фтора

·        
укрепляет
иммунитет, костный скелет и зубную эмаль,

·        
обеспечивает
рост волос и ногтей,

·        
стимулирует
процессы кроветворения,

·        
выводит
радикалы и тяжёлые металлы,

·        
предупреждает
развитие остеопороза,

·        
предотвращает
развитие кариеса.

Суточная
потребность во фторе

Суточная
норма во фторе увеличивается по мере роста человека, от 0,5 до 0,9 мг у детей и
1,5-4 мг у взрослых женщин и мужчин.

Продукты питания
богатые фтором

Основной
источник фтора – питьевая вода, далее идут зелёный и чёрный чай, грецкие орехи, морепродукты, молоко, яйца, репчатый лук, чечевица, овсянка, гречка и рис, картофель, зелёные листовые
овощи и говяжья печень.

Основными
признаками нехватки фтора являются заболевания зубов и дёсен – пародонтоз и
кариес.

Признаками
переизбытка фтора в организме человека являются замедление обмена веществ,
поражение эмали зубов, деформация костей скелета, тошнота и рвота.

Промышленное
применение

 В атомарном и
молекулярном состоянии фтор используется для плазменного травления в
производстве полупроводников, плоских дисплеев и микроэлектромеханических
систем. Плавиковая кислота применяется для травления стекла в лампах и других
изделиях. Наряду с некоторыми из его соединений, фтор – это важная составляющая
производства фармацевтических препаратов, агрохимикатов, горюче-смазочных
материалов и текстиля. Химический элемент необходим для получения
галогенированных алканов (галоны), которые, в свою очередь, широко
использовались в системах кондиционирования воздуха и охлаждения. Позже такое
применение хлорфторуглеродов было запрещено, поскольку они способствуют
разрушению озонового слоя в верхних слоях атмосферы. Соединения фтора, в том
числе NaF, используются в зубных пастах для предотвращения кариеса. Эти
вещества добавляются в системы муниципального водоснабжения для фторирования
воды, однако из-за воздействия на здоровье человека эта практика считается
спорной. При более высоких концентрациях NaF используются в качестве
инсектицида, особенно для борьбы с тараканами.

Получение

В
лабораторных условиях фтор можно получать с помощью электролиза. В медный сосуд
1, заполненный расплавом KF·3HF помещают медный сосуд 2, имеющий отверстия в
дне. В сосуд 2 помещают толстый никелевый анод. Катод помещается в сосуд 1.
Таким образом, в процессе электролиза, газообразный фтор выделяется из трубки
3, а водород из трубки 4. Важным требованием является обеспечение герметичности
системы, для этого используют пробки из фторида кальция со смазкой из оксида
свинца (II) и глицерина. В 1986 году, во время подготовки к конференции по
поводу празднования 100-летия открытия фтора, Карл Кристе открыл способ чисто
химического получения фтора с использованием реакции во фтороводородном
растворе K₂MnF₆ и SbF₅ при 150 °C:
K₂MnF₆ + 2SbF₅ = 2KSbF₆ +
MnF₃ + F₂ 
Хотя этот метод не имеет практического применения, он демонстрирует, что
электролиз необязателен.
Промышленное производство фтора осуществляется электролизом расплава кислого
фторида калия KF·3HF (часто с добавлениями фторида лития) при температуре около
100°С в стальных электролизёрах со стальным катодом и угольным анодом.

Химические свойства фтора

Сильнейший
окислитель, при обычных условиях энергично взаимодействует с металлами,
неметаллами (кроме гелия, неона и аргона), водой, кислотами, щелочами и
аммиаком. Образует многочисленные соединения с другими галогенами. Фтор,
взаимодействуя с водородом, взрывается даже при низкой температуре и в темноте.
Он бурно реагирует с водой, образуя плавиковую кислоту и газообразный кислород.
Различные материалы, в том числе мелкодисперсные металлы и стекла, в струе
газообразного фтора горят ярким пламенем. Кроме того, данный химический элемент
образует соединения с благородными газами криптоном, ксеноном и радоном. Однако
непосредственно с азотом и кислородом он не реагирует (только при электрических
разрядах)

F₂ + H₂O  (холод,
лёд) = HOF + HF

F₂ + H₂O  = 2HF + O⁰

4F₂ + 6NaOH (разбавленный)=
OF₂ +6NaF + O₂ + 3H₂O

F₂ + H₂ = 2 HF (в
темноте)

5F₂ + CI₂ = 2CIF₅ (CI₂ и Br₂
при 200⁰ C, I₂ при
комнатной температуре)

3F₂ + S = SF₆

F₂+ О₂
= О₂F₂
(электрический разряд)

3F₂ + N₂ = 2NF₆ (при
электрическом разряде)

5F₂ +2 P (красный)
= 2PF₅

F₂ + Xe = XeF₂

F₂ + 8NH₃ (газ) = N₂ + 5NH₄F (горение
аммиака в атмосфере фтора при 130⁰ C)

2
F₂ + SiO₂ = SiF₄ + O₂

2
F₂ + 2Na₂CO₃ = 4NaF +2CO₂ +O₂

Горят
в атмосфере фтора и металлы: натрий, калий, кальций, магний, алюминий, даже
золота и платина при нагревании до 300⁰ С. Однако следует отметить,
что некоторые металлы (Fe, Сu, Al, Ni, Mg, Zn) реагируют с фтором с
образованием защитной плёнки фторидов, препятствующей дальнейшей реакции

F₂ +Na = 2NaF

В
азотной кислота фтор замещает водород и образует триоксифторид азота

2
F₂  + 2HNO₃ = 2NO₃F + H₂F₂

 F₂
сильнейший окислитель

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

            1     Br⁺⁵ – 2e → Br⁺⁷  

           
1     F₂ +    2e → 2F^—

Литература:

1.     Хомченко
Г.П., Цитович И.Н. Неорганическая химия. Москва, Высшая школа, 1978 год

2.     Химия.
Справочник (под редакцией В.Д. Орлова). Харьков: Фолио; Ростов на Дону; Феникс,
1997 год

3.     Лидин
Р.А., Молочко В.А., Андреева Л.Л. Химические свойства неорганических веществ,
Москва, «Химия», 200 год

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	–220оС	–101оС	–7оС	113,5оС
Т кипения	–188оС	–34оС	58оС	185оС

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.

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

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    +   9H₂SO_{4  (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

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

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

в условии
в решении
в тексте к заданию
в атрибутах

Категория:

Атрибут:

Всего: 121    1–20 | 21–40 | 41–60 | 61–80 …

Добавить в вариант

---

---

---

---

---

---

---

---

---

---

---

---

---

---

---

---

---

---

---

Всего: 121    1–20 | 21–40 | 41–60 | 61–80 …

Теория по химии на тему «Фтор»

14.09.2016

Очень полезная теория для подготовки к ЕГЭ по химии. В файле представлена очень интересная и нужная информация на тему «Фтор».

 

Смотреть в PDF:

Или прямо сейчас: cкачать в pdf файле.

К элементам главной подгруппы VII группы периодической таблицы Менделеева относятся элементы с общим названием «галогены»:

• Фтор F
• Хлор Cl
• Бром Br
• Йод I
• Астат At

Общая характеристика галогенов

От F к At (сверху вниз в
периодической таблице)

Увеличивается

• атомный радиус,

Уменьшается

• электроотрицательность,
• энергия ионизация,
• сродство к электрону.

Электронные конфигурации
у данных элементов схожи, они содержат 7 электронов на внешнем слое ns²np⁵:

F – 2s² 2p⁵;

Cl – 3s²3p⁵;

Br – 3d¹⁰ 4s² 4p⁵;

I — 4d¹⁰ 5s² 5p⁵;

At – 4f¹⁴ 5d¹⁰ 6s² 6p⁵

Электронная конфигурация фтора и хлора

Электронная конфигурация брома и йода

Нахождение в природе галогенов

Галогены являются химически активными веществами, в связи с чем, в природе
они встречаются только в виде соединений. Их распространённость в земной
коре снижается при увеличении атомного
радиуса (от фтора к иоду). Например, содержание астата в
земной коре исчисляется граммами.

Наиболее распространённые соединения  фтора — флюорит CaF₂, криолит Na₃AlF₆  и др., хлора — каменная соль (галит) NaCl, сильвин  KCl и сильвинит KCl⋅NaCl.

Бром и иод не образуют
индивидуальных минералов, но их соединения содержатся в морской воде и могут
накапливаться водорослями.

Фтор

Способы получения фтора

Фтор
получают методом электролиза расплава гидрофторида калия (смеси
HF и KF):

2KHF₂ → 2K + H₂ + 2F₂

Физические свойства фтора

Фтор при обычной
температуре — зеленовато-жёлтый ядовитый газ, с резким запахом, очень
реакционноспособный, хорошо растворим в жидких водороде и
кислороде.

Химические свойства фтора

Фтор является самым сильным окислителем из всех простых веществ. Непосредственно он не взаимодействует только с N₂, Не, Ne, Аr, а при нормальных условиях также и с O₂.

Взаимодействие с
простыми веществами

С кислородом

Реакция протекает при электрическом разряде (2100-2400 В, 25-30 мА), температуре от -196°C до -183°C и давлении 12 мм рт.ст. с образованием дифторида трикислорода (триоксодифторид, фторид озона) или фторида кислорода:

3O₂ + 2F₂ → 2O₃F₂

O₂ + 2F₂ → 2OF₂

С галогенами (Cl, Br, I)

Фтор вступает в
реакции с другими галогенами:

Hal₂ + F₂ = HalF_x

Например, Cl₂ + F₂ → 2ClF

С водородом

Взаимодействует с водородом со взрывом даже в темноте:

H₂ + F₂ = 2HF

С серой

Реакция с
серой протекает легко даже при сильном охлажлении:

S + 3F₂ = SF₆

С углеродом

Реакция окисления порошкообразного
углерода сопровождается самовоспламенением последнего:

C + 2F₂→ CF₄

С азотом

При нагревании фтор реагирует и с азотом:

N₂ + 3F₂ → 2NF

С фосфором

Фтор взаимодействует с P энергично (со взрывом) на свету и в темноте, даже при охлаждении жидким N₂:

2Р + 5F₂ = 2PF₅

С кремнием

Взаимодействует
с кремнием с образованием фторида кремния

Si + 2F₂→ SiF₄

C инертными газами

Окисляет
ксенон, образуя фторид ксенона:

Xe + 3F₂ = XeF₆

С металлами

При взаимодействии с металлами
образуются фториды:

Ме + F₂ = Me^+xF^-1_x

• К, Na, Pb, Fe загораются при обычной температуре на свету. С щелочными металлами реакция протекает со взрывом:

K + F₂ = KF

• Mg, Zn, Sn, Al, Ag, Cu и др. загораются на свету при слабом нагревании:

Mg + F₂ = MgF₂

• с малоактивными металлами – Au, Pt реагирует при нагревании до 300-400°С

2Au+3F₂=2AuF₃.

Взаимодействие со сложными веществами

С водой

Фтор активно разлагает воду с образованием таких соединений, как фториды кислорода OF₂, O₂F₂; пероксид водорода Н₂O₂; кислород, озон, фтороводород:

2F₂ + Н₂O = OF₂ + 2HF

2F₂ + 2Н₂О = O₂ + 4HF

С кислотами

• Взаимодействует с безводной азотной кислотой при комнатной температуре с образованием диоксида-гипофторита азота и фтороводорода:

F₂ + HNO₃ → NO₂FO + HF

или

F₂ + HNO₃ → FONO₂ + HF

• С серной кислотой образует гексафторид серы, фтороводород и кислород:

H₂SO₄ + 4F₂ = 2HF + SF₆ + 2O₂

С щелочами и аммиаком

Фтор окисляет щелочи:

2F₂ + 2NaOH = OF₂ + 2NaF + H₂O

Реагирует с газообразным аммиаком:

2NH_3(г) +
3F_2(г) = 6HF_(г) + N_2(г),

2NH_3(г) +
6F_2(г) = 6HF_(г) + 2NF_3(г)

С солями

Не взаимодействует

Взаимодействие
фтора с водными растворами солей невозможны, т.к. он ступает в реакцию с водой.

С оксидами

Реагирует с оксидом кремния, который загорается в атмосфере F₂:

2F₂ + SiO₂ = SiF₄ + O₂

Хлор

Способы получения хлора

Промышленный способ

Электролиз расплавов или водных растворов хлоридов, чаще – NaCl.

• Электролиз расплава хлорида натрия:

NaCl → Na⁺ + Cl⁻

K(–): Na⁺ +1e → Na⁰

A(+): 2Cl⁻  ̶ 2e → Cl₂⁰

2Na⁺ + 2Cl⁻ → 2Na º + Cl₂º

Таким образом, получаем:

2NaCl → 2Na + Cl₂

• Электролиз раствора хлорида натрия.

NaCl → Na⁺ + Cl⁻

K(–): 2H₂O + 2e → H₂° + 2OH⁻

A(+): 2Cl⁻  ̶ 2e → Cl₂⁰

2H₂O + 2Cl⁻ → H₂°↑ + 2OH⁻ + Cl₂°↑

Таким образом, получаем:

2NaCl + 2H₂O → H₂↑ + 2NaOH + Cl₂↑

Лабораторный способ

Окисление концентрированной HCI сильными окислителями:

4HCI + MnO₂ = Cl₂↑ + МпCl₂ + 2Н₂O

16НСl + 2КМпО₄ = 5Cl₂↑ + 2MnCl₂ + 2KCl + 8Н₂O

6HCl + КСlO₃ = ЗCl₂↑ + KCl + 3Н₂O

14HCl + К₂Сr₂O₇ = 3Cl₂↑ + 2CrCl₃ + 2KCl + 7Н₂O

Физические свойства хлора

Хлор Cl₂ при обычной температуре – тяжелый, желто-зеленый
газ с резким удушающим запахом.

Cl₂ в 2,5 раза тяжелее воздуха, малорастворим в воде (~
6,5 г/л); хорошо растворим в неполярных органических растворителях. В свободном
состоянии встречается только в вулканических газах.

Химические свойства хлора

Хлор — очень сильный окислитель. Окисляет металлы, неметаллы и сложные вещества, с образованием в устойчивые хлорид-ионы:

Cl₂⁰+ 2e^— = 2Cl^—

Взаимодействие с простыми веществами

С кислородом

Непосредственно не взаимодействует

С галогенами

Хлор взаимодействует с другими галогенами – более активные галогены окисляют менее активные. В зависимости от условий могут получиться различные соединения:

F₂ + Cl₂ = 2ClF

3F₂ + Cl₂ =
2ClF₃

Br₂ + Cl₂ =
2BrCl

Br₂ + 5Cl₂ +
6H₂O = 2HBrO₃ + 10HCl

I₂ + Cl₂ =
2ICl

I₂ + 3Cl₂ =
2ICl₃

I₂ +
5Cl₂ + 6H₂O = 2HIO₃ + 10HCl

С водородом

Реакция с водородом при обычных условиях не протекает. Однако, при нагревании, УФ — освещении или электрическом разряде реакция протекает со взрывом:

Cl₂ + Н₂ =2НСl

С серой

Cl₂ + 2S (расплав) = S₂Cl₂

С азотом

Непосредственно не взаимодействует

С фосфором

ЗCl₂ + 2Р = 2РCl₃ (или РCl₅ — в избытке Cl₂)

С углеродом

Непосредственно не взаимодействует

С кремнием

2Cl₂ + Si = SiCl₄ (при нагревании)

С металлами

• Активные металлы самовоспламеняются и горят в атмосфере сухого газообразного хлора:

Cl₂+
2Na = 2NaCl

3Cl₂ + 2Fe = 2FeCl₃

• Окисление малоактивных металлов происходит легче влажным хлором или его водными растворами:

Cl₂ + Сu = CuCl₂

3Cl₂ + 2Аu = 2AuCl₃

Взаимодействие со сложными веществами

Окислительно-восстановительные реакции

Окисляет сложные вещества:

ЗСl₂ + 2NH₃ = N₂ + 6HCl

Cl₂ + H₂S = S + 2HCl

Cl₂ + H₂O + Na₂SO₃ → 2HCl + Na₂SO₄

Cl₂ + 3H₂O₂ → 2HCl + 2H₂O + O₂

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

Cl₂ + 2HI = I₂ + 2HCl

С водой

При растворении хлора в воде вступает в реакцию диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления), с образованием хлорноватистой кислоты:

Cl₂ + Н₂O = HCl + НClO

С водными растворами щелочей

При взаимодействии с щелочами хлор диспропорционирует с образованием солей,
состав которых зависит от условий проведения реакции:

• с холодным раствором щелочи образуются хлорид и гипохлорит:

Сl₂ + 2NaOH _(хол.) → NaCl + NaClO + H₂O

• с горячим раствором щелочи образуются хлорид и хлорат:

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

• Хлор также растворяется в холодном растворе гидроксида кальция:

2Сl₂ + 2Са(OH)_2(хол.) → СaCl₂ + Сa(ClO)₂ + 2H₂O

Эти реакции
имеют важное практическое значение, приводят к получению гипохлоритов — КClO₃ и Са(ClO)₂; хлората калия
(бертолетова соль) — КClO₃

С солями

Более активные галогены вытесняют менее активные галогены из солей и галогеноводородов:

Cl₂ + 2KBr = Br₂ + 2KCl

Cl₂ + 2KI = I₂ + 2KCl

С органическими соединениями

• замещение атомов водорода в молекулах органических соединений:

• присоединение молекул Cl₂ по месту разрыва кратных углерод-углеродных связей

H₂C = CH₂ + Cl₂ → Cl — H₂C — CH₂ — Cl 1,2-дихлорэтан

HC ≡ CH + 2Cl₂ → Cl₂HC — CHCl₂ 1,1,2,2-тетрахлорэтан

Бром

Способы получения брома

Промышленный способ

• Исходное сырьё для
  получения брома — морская вода, озёрные и подземные рассолы и щелока калийного
  производства, содержащие бром в виде бромид-иона Br-

Бром втесняют при помощи хлора:

2Вг^— + Cl₂ = Br₂ + 2Сl^—

 Далее бром отгоняют из раствора водяным паром или воздухом.

Лабораторный способ

• В лаборатории для получения брома используют сильные окислители:

2NaBr + МnO₂ + 2H₂SO₄ = Br₂↓ + MnSO₄ + Na₂SO₄ + 2Н₂O

MnO₂ + 4HBr → MnBr₂ + Br₂ + 2H₂O

НВг + 2H₂SO₄ = 3Br₂↓ + S↓ + 4Н₂O

2HBr + Cl₂ → Br₂ + 2HCl

Физические свойства брома

В обычных
условиях бром – красно-бурая жидкость с резким зловонным запахом. При Т=-7,2°C
жидкий бром застывает, образуя красно-коричневые игольчатые кристаллы.

Пары брома жёлто-бурого цвета, Ткип = 58,78°C.

В воде бром растворяется лучше других галогенов
(3,58 г брома в 100 г H₂O при 20°C). Хорошо растворим во многих
органических растворителях.

Бромная вода имеет желто-бурую окраску, быстро исчезающую, при взаимодействии растворенного Br₂ с каким-либо веществом. «Обесцвечивание бромной воды» — широко используется в качестве теста на обнаружение в растворе многих неорганических и органических веществ.

Химические свойства брома

Химические
свойства брома сходны с хлором. Различаются только условия протекания реакций.

Взаимодействие с простыми веществами

С металлами

Жидкий бром сильный окислитель. Например, железо и алюминий самовозгораются при соприкосновении с бромом даже при обычной температуре.

Al_(тв) + 3/2Br_2(ж) = AlBr_3(тв), ΔH°₂₉₈ = -513
кДж/моль

Al_(тв) + 3/2Cl_2(г) = AlBr_3(тв), ΔH°₂₉₈ = -704
кДж/моль

Fe_(тв) + 3/2Br_(тв) = FeBr_3(тв), ΔH°₂₉₈ = -269
кДж/моль

Fe_(тв) + 3/2Cl_2(г) = FeBr_3(тв), ΔH°₂₉₈ = -399 кДж/моль

С водородом

Взаимодействие брома с водородом происходит лишь при повышенной температуре. Реакция эндотермической и обратимой.

Br₂ + H₂ ↔ 2HBr

С азотом, углеродом, кислородом и благородными газами

Непосредственно не взаимодействует

С галогенами

Бром окисляется более активными галогенами:

5Cl₂ + Br₂ + 6H₂O = 2HBrO₃ + 10HCl

Взаимодействие со сложными веществами

• Бром окисляет сложные соединения:

Na₂SO₃ + Br₂ + H₂O = Na₂SO₄ + 2HBr

BaS
+ 4Br₂ + 4H₂O = BaSO₄ + 8HBr

• диспропорционирует в водном растворе:

3BrO^— ↔ BrO₃^— + 2Br^—

4BrO^— ↔ BrO₄^— + 3Br^—

Обесцвечивание
бромной воды

Обесцвечивание бромной воды – качественная реакция на многие неорганические и органические соединения:

• в воде SO₂ и H₂S в газообразном и растворенном виде, а также растворимые сульфиты и сульфиды реагируют с бромной водой, обесцвечивая ее:

Br₂ + SO₂ + 2Н₂O = 2НВr + H₂SO₄

Br₂ + Na₂SO₃ + Н₂O = 2HBr +
Na₂SO₄

Br₂ + H₂S = 2НВr + S↓

3Br₂ + Na₂S + ЗН₂O = 6HBr +
Na₂SO₃

• Обесцвечивание бромной воды непредельными органическими соединениями:

R-CH=CH-R’ + Br₂ → R-CHBr-CHBr-R’

• Фенол и анилин также легко взаимодействуют с бромной водой:

С₆Н₅ОН + ЗBr₂ → С₆Н₂Вг₃ОН↓ + ЗНВr

С₆Н₅NH₂ + ЗВr₂ → С₆H₂Br₃NH₂↓ + ЗНВr

Йод

Способы получения йода

Промышленный способ

• Йод, также как и бром, извлекают из морской воды, соленых озер, подземных рассолов и буровых вод, где он содержится в виде I^—.

• Получение свободного йода с помощью различных окислителей, чаще всего газообразного хлора:

2 КI + СI₂ = 2 КCl + I₂

Лабораторный способ

• Йод можно получить также как и хлор или бром действием различных окислителей (КМnО₄, МnО₂, КСlO₃, КВrО₃, FеСl₃ и СuSO₄) на иодоводородную кислоту:

2 КМnО₄ + 16 НI = 2 КI + 2 MnI₂ + 5I₂ + 8 Н₂О

КВrО₃ + 6 НI = КВr + 5 I₂ + 3 Н₂О

2 FеC₃ + 2 НI = 2 FeCl₂ +
I₂ + 2 НСl

2 СuSO₄ + 4 НI = 2 СuI + 2 Н₂SO₄ + I₂

H₂SO₄ + 2HI  = I₂↓ + SO₂↑ + 2Н₂O

Физические свойства йода

Свободный йод I₂ при обычной температуре — черно-серое с фиолетовым
оттенком кристаллическое вещество с металлическим блеском. Легко возгоняется. Пары
йода имеют своеобразный запах и очень ядовиты.

Среди галогенов I₂ обладает самой меньшей растворимостью
в воде, однако он хорошо растворим в спирте и других органических
растворителях.

Химические свойства йода

Химическая активность йода – наименьшая по
сравнению с другими галогенами. Со многими элементами йод непосредственно не
взаимодействует, а с некоторыми реагирует только при повышенных температурах
(водород, кремний, многие металлы).

Йод-крахмальная реакция

Обнаружить I₂ даже в самой минимальной концентрации можно с помощью раствора крахмала, который при наличии I₂ окрашивается в грязно-синий цвет.

Йод-крахмальная реакция используется при качественном обнаружении йода, а также его количественного анализа

Взаимодействие с простыми веществами

С водородом

Реакция обратима и возможна только
при высокой температуре:

H_2(г)+
I_2(кр)↔ 2HI(г), ΔH₂₉₈= +53,1 кДж/моль

С
металлами

При добавлении капли воды в качестве катализатора цинк, железо и алюминий в смеси с порошком йода горят, образуя йодиды:

Zn + I₂ = ZnI₂

С азотом, углеродом, кислородом

Непосредственно не взаимодействует

Взаимодействие со сложными веществами

С водой

Частично реагирует с водой (реакция
диспропорционирования):

I₂ + H₂O = HI + HIO

С щелочью

Диспропорционирует в водном растворе щелочи:

NaOH + I₂ ↔ NaI + NaIO + H₂O

C аммиаком

C аммиаком образует
аддукт нитрид трииодида:

3I₂ + 5NH₃ = 3NH₄I +
NH₃∙NI₃$

С иодидами щелочных металлов

Молекулы галогенов присоединяются к
иодидам щелочных металлов с образованием полииодидов (периодидов):

I₂ + KI = KI₃

С окислителями

Йод проявляет восстановительные свойства в реакциях с сильными окислителями:

I₂ + I0HNO₃ = 2НIO₃ + 10NO₂ + 4Н₂O

I₂ + 5Н₂O₂ = 2НIO₃ + 4Н₂O

I₂ + 5Cl₂ + 6Н₂O = 2НIO₃ + 10HCl

C восстановителями

Иод менее сильный окислитель, чем фтор, хлор и бром. Восстановители, такие как H₂S, Na₂S₂O₃ и др. восстанавливают его до иона I⁻:

I₂ + H₂S
= S + 2HI

I₂ + 2Na₂S₂O₃ = 2NaI + Na₂S₄O₆