Химия p-элементов p-элементов Элементы VIIА подгруппы (галогены) (галогены)

Строение атома и характерные степени окисления FClBrIAt …ns 2 np 5 - I - I, I, III, V, VII, (IV,VI) ЭО ЭИ

Все галогены, кроме фтора, могут использовать при образовании химических связей d-орбитали

газы жёлто-зелёного цвета хлор легко сжижается (t кип = –34 0 C) F 2 и Cl 2 хлор Физические свойства галогенов

Br 2 бром жидкость коричневого цвета

твёрдое вещество I2I2 йод тёмно-фиолетовые кристаллы кристаллы газ

F 2, Cl 2, Br 2, I 2 - молекулы неполярны: хорошо растворяются в неполярных растворителях, в полярных (Н 2 О) – плохо: Растворимость, г/100г воды(20 0 С) Cl 2 Br 2 I 2 0,63 3,58 0,028 хлорная вода бромная вода йодная вода

ФЛЮОРИТ CaF 2 Нахождение в природе В свободном виде не встречаются В составе солей – галогенидов натрия, калия, кальция

Минералы – хлориды Галит (NaCl) Сильвин (KCl)

Минералы, содержащие фтор Апатит Ca 5 (PO 4 ) 3 F, Cl Фосфорит

Фтор получают электролизом расплавов фторида калия или кислой соли (KF·2HF – для снижения температуры процесса до С). Получение В промышленности Хлор получают электролизом концентрированного раствора NaCl 2NaCl + 2H 2 O 2NaOH + H 2 + Cl 2 Электр. ток диафрагма катоданод продукты электролиза: хлор, водород и едкий натр

2CeF 4 2CeF 3 + F 2 t Бром и йод получают, пропуская хлор через растворы бромидов и йодидов (используют морские и буровые воды): Br 2 I 2 KBr KI + Cl 2 pH=3,5 + KCl В лаборатории: В лаборатории: Фтор демонстрация ролика 2

HCl конц + KMnO 4(т) Cl 2 + MnCl 2 + KCl + H 2 O Хлор, бром и йод получают окислением галогенид-ионов Г–Г– Г2Г2 ок для Cl 2 конц. HCl для I 2 и Br 2 KBr KI ок KMnO 4 MnO 2 K 2 Cr 2 O 7 H 2 SO 4 + H 2 SO 4

Cr 2 O 7 2 Cr 2 O 7 2– 2Cr H ē 2Br – 2 2Br – Br 2 – 2 ē 3 6KBr + K 2 Cr 2 O 7 + 7H 2 SO H 2 O Br … завершим уравнение реакции: 6Br – + Cr 2 O Br – + Cr 2 O 7 2– + 14H + 3Br 2 + 2Cr H 2 O 3Br 2 + Cr 2 (SO 4 ) 3 + Cr 2 (SO 4 ) 3 + 4K 2 SO 4 + 7H 2 O KBr –I + K 2 Cr 2 VI O 7 + H 2 SO 4 переход от сокращённой ионной форме к молекулярной:

F 2 + O 2 N 2 He, Ne, Ar С тяжелыми благородными газами Xe, Kr, Rn: F 2 + Xe XeF 4 Химические свойства простых веществ Фтор реагирует непосредственно с большинством простых веществ. F 2 + P PF 5 F 2 Cl 2 Br 2 I 2 Окислительные свойства Все галогены – активные окислители (а также PF 3 )

F 2 + H 2 O HF + O 2 F 2 + SiO 2 SiF 4 + O 2 Фтор, как более активный окислитель, заменяет кислород в молекуле воды: Фтор разрушает стекло (катализатором этой реакции является вода): H2OH2O побочными продуктами являются O 3 и OF 2 (газ) Такие металлы, как медь и никель, устойчивы к фтору, хотя и реагируют с ним. CuF 2 и NiF 2 образуют прочные защитные плёнки – пассивация металлов. Фтор можно пропускать по медным трубкам.

Cl 2 + Fe FeCl 3 Cl 2 + P PCl 3 PCl 5 Br 2 + Al AlBr 3 I 2 + Al Хлор, бром и йод реагируют с металлами и со многими неметаллами демонстрация ролика 4 H 2 O (кат) AlI 3 демонстрация ролика 5

Cl 2 + H 2 O HCl + HClO 0-I+I Cl 2 + KOH KCl + KClO + H 2 O KCl + KClO 3 + H 2 O 10 0 C 80 0 C 0 -I +V -I+I ( также для Br 2, I 2 ) Для Cl 2, Br 2, I 2 «ноль» - промежуточная степень окисления. Поэтому возможны реакции диспропорционирования. равновесие смещено влево (также для Br 2, I 2, но равновесие ещё больше смещено влево) С водой реакция обратима Добавление щёлочи смещает равновесие вправо; реакция со щелочью необратима

2Cl 2 + 2Ca(OH) 2 = CaCl 2 + Ca(ClO) 2 + 2H 2 O Хлорная известь

HF HCl HBr HI Водородные соединения галогенов Сила кислот Восст. свойства при ст. усл. газы; очень хорошо растворимы в воде Водные растворы являются кислотами плавиковая кислота соляная кислота бромоводородная кислота йодоводородная кислота К д =7· л воды при 25 0 С способен растворить 426 л HCl (для сравнения: 2 л Cl 2 )

Большинство солей – хлоридов, бромидов и йодидов хорошо растворимы в воде, фториды хуже. Однако фторид серебра хорошо растворим. Особенности плавиковой кислоты 1) HF + SiO 2 SiF 4 + H 2 O HF нельзя хранить в стеклянной посуде! 2HF H 2 F 2 2) HF ассоциирована в водном растворе вследствие образования водородных связей и может образовывать кислые соли KHF 2 AgF AgCl AgBr AgI Ag + + Г – … растворим бел. светло-жёлтый жёлтый Качественные реакции на галогенид-ионы

CaF 2 + H 2 SO 4конц HF + CaSO 4 Получение галогеноводородов HCl в промышленности получают при горении водорода в хлоре В лаборатории: В лаборатории: Все галогеноводороды образуются при реакции галогенов с водородом F 2 Cl 2 Br 2 I 2 H 2 + Г 2 HГ со взрывом на свету со взрывом при нагревании обратимо падение интенсивности реакции

I 2 + H 2 S IV -II KCl + H 2 SO 4конц HCl + KHSO 4 HBr и HI нельзя получить действием конц. H 2 SO 4 на галогениды, т.к. они окисляются: Г–Г– Г2Г2 H 2 SO 4конц +K 2 SO 4 + H 2 O KBr KI + H 2 SO 4 конц Br 2 + SO 2 VIVI HBr и HI получают гидролизом галогенидов фосфора : PГ 3 + H 2 O HГ + H 3 PO 3

Cl 2 O ClO 2 ClO 3 (Cl 2 O 6 ) Cl 2 O 7 Желто- корич. газ Желтый газ Темно-красная жидкость Бесцветная жидкость Cl 2 O + H 2 O HClO ClO 2 + H 2 O HClO 2 + HClO 3 ClO 3 + H 2 O HClO 3 + HClO 4 Cl 2 O 7 + H 2 O HClO 4 IV IIIV VIVVII Кислородсодержащие соединения галогенов Оксиды хлора ОВР обмена IVVII VI I

HClO HClO 2 HClO 3 HClO 4 хлорноватистаяхлористаяхлорноватаяхлорная сила кислот К д =3,8·10 –8 К д =1,1·10 –2 сильные кислоты окислительная активность в растворах кислоты VIIV III I соли хлоритыгипохлоритыхлоратыперхлораты

KClO 3 KCl + O 2 ОВР разложение кислот и солей HClO HCl + O 2 hνhν HClO HCl + HClO 3 t°t° I Cl внутримолекулярная диспропорционирования кат KClO 3 KCl + KClO 4 t°t° Cl MnO 2 (кат) V внутримолекулярная диспропорционирования HClO 4 конц ClO 2 +O 2 + H 2 O t °t ° Разбавленная HClO 4 безопасна в работе взрыв

межмолекулярные ОВР кислородсодержащие кислоты и соли –I восстанавливаются до Cl –I KClO 3 – бертолетова соль Окислитель в составе сухих смесей (спички, фейерверки) демонстрация ролика 6 KClO 3 + C 12 H 22 O 11 KCl + CO 2 + H 2 O взрыв сахар кат.: H 2 SO 4 В растворах KClO 3 является окислителем в кислой среде, а KClO – не только в кислой, но и в нейтральной и в щелочной средах.