Общая характеристика Фтор и его соединения Бром и иод Хлор Хлороводород и соляная кислота Оксиды и оксикислоты хлора

В группу галогенов входят фтор, хлор, бром, иод и астат. Эти элементы составляют главную подгруппу VII группы периодической системы Д. И. Менделеева. Электронная конфигурация внешнего уровня у атомов этих элементов ns 2 np 5, где n – номер периода. Всего во внешнем электронном слое атомов галогенов 7 электронов, что предопределяет окислительные свойства галогенов.

Для галогенов наиболее характерна степень окисления – 1. Но в соединениях, содержащих кислород, галогены (кроме фтора) имеют положительные степени окисления.

Галогены образуют двухатомные непрочные молекулы. Легкость распада молекул галогенов на атомы – одна из причин их высокой химической активности. В свободном состоянии галогены состоят из двухатомных молекул: F 2, Cl 2, Br 2, I 2. Астат – радиоактивный элемент и может быть получен только искусственным путем.

Фтор (газ) Хлор (газ) Бром (жидкость) Иод (кристаллы) Агрегатное состояние и цвет галогенов

Все галогены образуют водородные соединения – галогеноводороды

С увеличением порядкового номера окислительная способность галогенов в свободном состоянии падает. Поэтому каждый предыдущий галоген вытесняет последующий из его соединений с металлами и водородом, например: 2КСl + F 2 = 2КF + Cl 2 2NaBr + Cl 2 = 2NaClBr 2

Фтор – самый сильный окислитель из всех известных элементов. Химически очень активен. Энергия связи в молекуле фтора невелика.

С водородом фтор реагирует со взрывом, который происходит даже при сильном охлаждении газов и в темноте. С кислородом фтор реагирует в электрическом разряде, при этом образуется ряд соединений, в которых кислород электроположителен.

Древесный уголь, сера, кремний, фосфор, бром, иод при соприкосновении с фтором воспламеняются. Фтор окисляет и некоторые инертные газы. В настоящее время получены фториды ксенона, криптона и радона.

Бром – летучая красно-бурая жидкость, иод – чёрное кристаллическое вещество с металлическим блеском.

С химической точки зрения бром и иод обладают сходными свойствами с остальными галогенами, хотя и менее активны, чем фтор и хлор.

При взаимодействии с металлами и неметаллами бром и иод образуют соответственно бромиды и иодиды.

История открытия хлора

Хлор – газ жёлто-зелёного цвета, со специфическим запахом. Ядовит. При –34°С легко сжижается, при –101°С затвердевает, образуя зеленоватые кристаллы. В 1 л воды растворяется около 2 л хлора, образуя раствор жёлтого цвета – «хлорную воду».

Химическая активность хлора

Хлор один из самых активных неметаллов, несколько менее активный, чем фтор. Хлор легко присоединяет электрон и образует хлориды со степенью окисления – 1. Существуют и положительные степени окисления хлора вплоть до +7. Известны следующие оксиды хлора: Cl 2 O, ClO 2, Cl 2 O 5 и Cl 2 O 7. Все они неустойчивы, могут быть получены только косвенным путем и являются сильными окислителями, как и сам хлор. Хлор непосредственно реагирует с металлами и неметаллами: 2Na + Cl 2 = 2NaCl 2Р + 3Сl 2 = 2РСl 3

При взаимодействии хлора с водородом образуется хлороводород: H 2 + Cl 2 = 2HCl При обычных условиях реакция идет медленно, при сильном нагревании или освещении – со взрывом. Хлор не взаимодействует непосредственно с углеродом, азотом и кислородом.

Взаимодействие хлора с водой: Раствор хлора в воде (хлорная вода) содержит две кислоты – соляную HCl и хлорноватистую HСlO, а также молекулярный хлор. Хлорноватистая кислота неустойчивая и распадается на хлорид водорода и атомарный кислород: НСlО = НСl + О Выделяющийся при этом атомарный кислород очень активен, за счет чего хлорная вода является сильным окислителем.

Со щелочами: Хлор взаимодействует с раствором NaOH, образуя соль хлорноватистой кислоты (гипохлорит) и хлорид натрия: Cl 2 + 2NaOH = NaClO + NaCl + H 2 O При пропускании хлора в горячий раствор щелочи образуется смесь растворов хлорида и хлората (в случае KOH образуется бертолетова соль): 3Cl 2 + 6KOH = KClO 3 + 5KCl + 3H 2 O Хлорная известь

Окислительные свойства хлора:

2NaCl(расплав) 2Na + Cl 2 2NaCl(раствор) +2Н 2 О 2NaОН + Cl 2 + 2Н 2

Хлороводород HCl – бесцветный удушливый ядовитый газ, тяжелее воздуха, хорошо растворим в воде с образованием соляной кислоты. Растворимость хлороводорода очень высокая – 1 л Н 2 О : 450 л НСl. Концентрированная соляная кислота «дымит» на воздухе, т. к. выделяющийся из неё хлороводород притягивает пары воды.

В лаборатории хлороводород получают из хлорида натрия и концентрированной серной кислоты: NaCl + H 2 SO 4 = HCl + NaHSO 4 В промышленности хлороводород получают, сжигая водород в струе хлора. Далее хлороводород растворяют в воде, и получают соляную кислоту.

В водном растворе соляная кислота является сильной кислотой и вступает в реакции, характерные для этого класса химических соединений.

Соляная кислота – сильная, одноосновная, взаимодействует с металлами, стоящими в ряду напряжений до водорода, например: Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2 Как восстановитель реагирует с оксидами и гидроксидами многих металлов: FeO + 2HCl = FeCl 2 + Н 2 О MnO 2 + 4HCl = MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O NaOH + HCl = NaCl + H 2 O Соли соляной кислоты – хлориды, хорошо растворимы в воде. Образование осадка AgCl при взаимодействии ионов Сl - с ионами Ag + используется в качественном анализе. HCl + AgNO 3 = HNO 3 + AgCl (белый творожистый осадок)

Известны следующие оксиды хлора: Cl 2 O, Cl 2 O 3, Cl 2 O 5 и Cl 2 O 7. Все они неустойчивы, могут быть получены только косвенным путем и являются сильными окислителями, как и сам хлор. Оксиды хлора реагируют с водой, образуя кислородсодержащие кислоты: хлорноватистую HOCl, хлористую HClO 2, хлорноватую HClO 3 и хлорную HClO 4. Все соединения с хлором в положительных степенях окисления являются очень сильными окислителями. Наиболее сильно окислительные свойства выражены у хлорноватистой кислоты, хотя она слабая и неустойчивая. Сила кислот и их окислительные свойства – различные понятия. Свободные кислородсодержащие кислоты хлора неустойчивы и, кроме хлорной кислоты, существуют только в растворе. Все они являются сильными окислителями.

Хлорноватистая HClO гипохлориты Хлористая HClO 2 хлориты Хлорноватая HClO 3 хлораты Хлорная HClO 4 перхлораты