Фтор FХлор Cl Бром Br Иод I
Фтор (F), хлор (Cl), бром (Br), иод (I), астат (At) – относятся к элементам VII группы главной подгруппы. Название этих элементов - галогены (греч. "рождающие соли") - обусловлено тем, что большинство их соединений с металлами представляют собой типичные соли (KCl, NaCl и т.д.). СТЕПЕНИ ОКИСЛЕНИЯ:
Хлор имеет до 24 изотопов от 28Cl до 51Cl Фтор – 19 изотопов. Из них наиболее стабильный 19 F Йод – 53 изотопа Бром – 43 изотопа Аллотропия галогенам не присуща.
Галогены в свободном виде в природе не встречаются из-за своей химической активности. Они входят в состав многих минералов. Минералы фтора Минералы хлора.
ФТОР Встречается исключительно в виде солей, рассеянных по различным горным породам. Общее содержание фтора в земной коре составляет 0,02% атомов. Практическое значение имеют минералы фтора: CaF 2 - плавиковый шпат, Na 2 AlF 6 - криолит, Ca 5 F(PO 4 ) 3 - фторапатит.
ХЛОР Важнейшим природным соединением хлора является хлорид натрия (галит), который служит основным сырьем для получения других соединений хлора. Главная масса хлорида натрия находится в воде морей и океанов. Встречаются другие соединения хлора, например, KСl - сильвин, MgCl 2 *KCl*6HO - карналлит, KCl*NaCl - сильвинит.
БРОМ Бром встречается в природе в виде солей натрия и калия вместе с солями хлора, а также в воде соленых озер и морей. Бромиды металлов содержатся в морской воде.
ЙОД Соединения йода имеются в морской воде, но в столь малых количествах, что непосредственное выделение их из воды очень затруднительно. Однако существуют некоторые водоросли, которые накапливают йод в своих тканях, например ламинарии. Зола этих водорослей служит сырьем для получения йода.
F 2 – газ Цвет – светло-желтый Запах – резкий, удушливый Не сжижается при комнатной температуре F 2 – газ Цвет – светло-желтый Запах – резкий, удушливый Не сжижается при комнатной температуре Cl 2 – газ Цвет – желто-зеленый Запах – резкий, удушливый Сжижается при комнатной температуре под давлением Cl 2 – газ Цвет – желто-зеленый Запах – резкий, удушливый Сжижается при комнатной температуре под давлением Br 2 – жидкость Цвет – буровато- коричневая Запах – резкий, зловонный Br 2 – жидкость Цвет – буровато- коричневая Запах – резкий, зловонный I 2 – твердое вещество Цвет – темно-серый с металлическим блеском Запах – резкий I 2 – твердое вещество Цвет – темно-серый с металлическим блеском Запах – резкий At 2 – твердое вещество Цвет – сине-черный с металлическим блеском Запах – резкий At 2 – твердое вещество Цвет – сине-черный с металлическим блеском Запах – резкий
Галогены – ярко выраженные неметаллы. Лишь йод в редких случаях обнаруживает некоторые свойства, схожие с металлами. 1. Взаимодействие с металлами. Все галогены взаимодействуют практически со всеми простыми веществами, наиболее энергично протекает реакция с металлами. В результате взаимодействия образуются галогениды, которые являются солями: 2М + nHal 2 = 2MHal n. 2Al + 3Cl 2 = 2AlCl 3 2Fe + ЗCl 2 = 2FeCl 3 Все галогены в свободном состоянии – окислители. Сила их как окислителей снижается от фтора к йоду.
2. Взаимодействие с водородом. При обычных условиях фтор реагирует с водородом в темноте со взрывом, взаимодействие с хлором протекает на свету, бром и йод реагируют только при нагревании, причем реакция с йодом обратима. Н 2 + Hal 2 = 2НHal. Н 2 + Cl 2 = 2HCl(г)
3. Взаимодействие с неметаллами. С кислородом и азотом галогены непосредственно не взаимодействуют, реагируют с серой, фосфором, кремнием, проявляя окислительные свойства, химическая активность у брома и йода выражена слабее, чем у фтора и хлора: 2P + 3Cl 2 = 2PCl 3 ; Si + 2F 2 = SiF 4. С + 2F 2 =CF 4
4. Взаимодействие с водой. С водой фтор и остальные галогены реагируют по-разному: F 2 + H 2 O = 2HF + O или 3F 2 + 3H 2 O = OF 2 + 4HF + H 2 O 2 ; Остальные галогены – по схеме: Hal + H 2 O = HHal + HHalO. Cl 2 + Н 2 О HCl + HClO (Хлорная вода) Br 2 + Н 2 О HBr + HBrO (Бромная вода) I 2 + Н 2 О HI + HIO
5. Взаимодействие со щелочами. Cl 2 + KOH = KClO + KCl (на холоде); 3Cl 2 + 6KOH = KClO 3 + 5KCl + 3Н 2 О (при нагревании). 6. Взаимодействие с сероводородом. Галогены способны отнимать водород от других веществ: H 2 S + Br 2 = S + 2HBr.
7. Взаимное замещение галогенов. Реакционная способность галогенов снижается при переходе от фтора к йоду, поэтому предыдущий элемент вытесняет последующий из галогеноводородных кислот и их солей: 2KI + Br 2 = 2KBr+ I 2 ; 2HBr + Cl 2 = 2HCl + Br 2.
1. Электролиз растворов и расплавов галогенидов: 2NaCl + 2H 2 O = Cl 2 + H 2 + 2NaOH 2KF = 2K + F 2 (единственный способ получения F 2 ) 2. Окисление галоген-водородов: 2KMnO 4 +16HCl=2KCl+2MnCl 2 +5Cl 2 +8H 2 O – Лабораторный способ получения хлора MnO 2 + 4HHal = MnHal 2 + Hal H 2 O Лабораторный - (Для получения хлора, брома, иода) 3. Промышленный способ – окисление хлором (для брома и йода): 2KBr+Cl 2 =2KCl+Br 2 2KI + Cl 2 =2KCl + I 2
В галогеноводородах и галогенидах галогены проявляют свою низшую степень окисления – -1. Электронная формула - Структурная формула - Н-Г Химическая связь – ковалентная полярная.
Водные растворы галогеноводородов образуют кислоты. НF – фтороводородная (плавиковая); НCl – хлороводородная (соляная); НBr – бромоводородная; НI – йодоводородная. Силы кислот сверху вниз увеличивается. Плавиковая кислота является самой слабой в ряду галогеноводородных кислот, а йодоводородная – самой сильной.
При н. у. HCl, HBr и HI – газообразные вещества, HF – легколетучая жидкость. Хорошо растворяются в воде, фтороводород растворяется неограниченною Водные растворы галогеноводородов – кислоты. В группе сверху вниз возрастает плотность, интенсивность окраса
Уникальное свойство – способность растворять стекло. Потому плавиковую кислоты хранят или в пластиковой посуде, или в стеклянной, покрытой слоем парафина. Способность плавиковой кислоты растворять стекло, связана с тем, что она реагирует с оксидом кремния. 4 HF + SiO 2 = SiF 4 + 2H 2 O. ПОЛУЧЕНИЕ Название кислоты происходит от плавикового шпата, из которого обычно получают фтороводород действием концентрированной серной кислоты:
Концентрированная соляная кислота дымит на воздухе Это сильная кислота Для нее характерны основные свойства кислот: изменение индикаторов, реакция с металлами и их оксидами, реакция с основаниями и солями.
ПОЛУЧЕНИЕ: 1)в промышленности H 2 +Cl 2 2HCl (синтез) 2) в лаборатории:
Бромоводород и иодоводород очень похожи по своим свойствам на хлороводород, но отличаются более выраженными восстановительными свойствами. ПОЛУЧЕНИЕ: Гидролиз фосфора галогенов:
1. Для получения галогенидов пропускают соответствующий газообразный галоген либо галогеноводород над поверхностью нагретого металла. 2. Галогениды неметаллических элементов, например трихлорид фосфора, тоже могут быть получены прямым взаимодействием соответствующих элементов
Все кислородсодержащие соединения галогенов получены косвенным путем. Наиболее устойчивы соли, меньше – оксиды и кислоты. Из соединений кислорода с фтором существует только фторид кислорода OF 2. Хлор образует четыре оксида, степень окисления хлора +1, +3, +4, +7; бром – один, степень окисления брома +4, и большое число неустойчивых оксидов; йод – один, степень окисления йода +5. Все оксиды неустойчивы, разлагаются с большим выделением тепла.
Соединение Агрегатное состояние Получение OF 2 Бесцветный газ 2F 2 + 2NaOH = OF 2 + 2NaF + H 2 O (при 0°С) Cl 2 O Желто-коричневый газ с резким запахом 3HgO + 2Cl 2 = Hg 3 O 2 Cl 2 + Cl 2 O ClO 2 Желтый газ 2NaClO 3 + SO 2 + H 2 SO 4 = 2NaHSO 4 + 2ClO 2 Cl 2 O 7 Маслянистая бесцветная жидкость 2HClO 4 + P 2 O 5 = Cl 2 O 7 + 2HPO 3 Br 2 O 4 Бледно-желтые кристаллыBr 2 + O 3 Br 2 O 4, Br 2 O, Br 2 O 3, BrO 3 I2O5I2O5 Бесцветные кристаллы 2HIO 3 = I 2 O 5 + H 2 O (при 230°С)
Kислотные оксиды Cl 2 OCl 2 O 3 Cl 2 O 5 Cl 2 O 7 KислотыHClO Хлорноватистая HClO 2 Хлористая HClO 3 Хлорноватая HClO 4 Хлорная Графические формулы кислот H–O–ClH–O–Cl=O Названия и примеры солей Гипохлорит натрия NaClO Хлорит натрия NaClO 2 Хлорат натрия NaClO 3 Перхлорат натрия NaClO 4
Хлорноватистая кислота (HClO) – слабая, очень неустойчивая. Соли этой кислоты (гипохлориты) являются очень сильными окислителями. Наибольшее применение находит смешанная соль соляной и хлорноватистой кислот – хлорид-гипохлорит кальция (хлорная известь):
Хлорноватая кислота (HClO 3 ) – существует только в разбавленных растворах. Сама кислота и ее соли (хлораты) являются сильными окислителями. Наиболее известной солью этой кислоты является хлорат калия (бертолетова соль). 5KClO 3 + 6P = 3P 2 O 5 + 5KCl, KClO 3 + 3MnO 2 + 6KOH = KCl + 3K 2 MnO 4 + 3H 2 O, 4KClO 3 + 3K 2 S = 4KCl + 3K 2 SO 4.
Самая сильная кислородсодержащая кислота хлорная – HСlO 4. Ей соответствует оксид Cl 2 O 7. Он проявляет типичные кислотные свойства.
Качественная реакция – реакция, позволяющая доказать наличие в пробе того или иного иона. При взаимодействии растворимых галогенидов с нитратом серебра выпадают цветные осадки. NaCl + AgNO 3 = NaNO 3 + AgCl NaBr + AgNO 3 = NaNO 3 + AgBr NaI + AgNO 3 = NaNO 3 + AgI Крахмальная проба на йод: Образование комплексов йода с молекулой крахмала. Соединения окрашиваются в фиолетовый цвет.