Галогены
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 ns 2 np 5 :
- F — 2s 2 2p 5
- Cl — 3s 2 3p 5
- Br — 4s 2 4p 5
- I — 5s 2 5p 5
- At — 6s 2 6p 5
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.
Электролизом расплава гидрофторида калия KHF2 в безводной плавиковой кислоте — HF — был впервые получен фтор.
Более активные галогены способны вытеснять менее активные. Активность галогенов убывает: F → Cl → Br → I.
В лабораторных условиях галогены могут быть получены следующими реакциями.
- Реакции с металлами
Для галогенов характерна высокая реакционная способность. Фтор реагирует со всеми металлами без исключения, некоторые из них в атмосфере фтора самовоспламеняются.
Реакции с неметаллами
Хлор, как и фтор, химически весьма активен. Не реагирует только с кислородом, азотом и благородными газами.
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.
Хлор реагирует с водой обратимо, образуя хлорную воду — смесь хлорноватистой и соляной кислоты. Бром вступает в те же реакции, что и хлор.
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
Галогены способны вытеснять друг друга из солей. Более активные вытесняют менее активные.
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.
В промышленности применяют получение прямым методом: реакцией водорода с галогенами.
В лабораторных условиях галогеноводороды можно получить в реакциях обмена между галогенсодержащими солями и сильными кислотами.
HF — является слабой кислотой, HCl, HBr, HI — сильные кислоты. Металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода, способны вытеснить водород из кислоты.
Галогеноводороды реагируют с основными, амфотерными оксидами и основаниями с образованием соответствующих солей.
KOH + HCl → KCl + H2O (реакция нейтрализации)
Реакции протекают в тех случаях, если в результате выпадает осадок, выделяется газ или образуется слабый электролит (вода).
В некоторых реакциях проявляют себя как сильные восстановители, особенно HI.
В целом взаимодействие галогеноводородов с оксидами неметаллов нехарактерно. В этой связи важно выделить реакцию SiO2 с плавиковой кислотой.
© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2022
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.
Галогены. Химия галогенов и их соединений
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 ns 2 np 5 .
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 | … 2s 2 2p 5 | … 3s 2 3p 5 | … 4s 2 4p 5 | … 5s 2 5p 5 |
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 о С | –101 о С | –7 о С | 113,5 о С |
Т кипения | –188 о С | –34 о С | 58 о С | 185 о С |
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 → Na 0
На аноде окисляются ионы хлора:
A(+): 2Cl − ̶ 2e → Cl2 0
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 → Cl2 0
Ионное уравнение электролиза раствора хлорида натрия:
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)
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:
2. Получение фтора.
Фтор получают электролизом расплава гидрофторида калия.
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):
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:
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:
1.2. При взаимодействии галогенов с серой образуются галогениды серы:
1.3. При взаимодействии фосфора и углерода с галогенами образуются галогениды фосфора и углерода:
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
Аналогичная ситуация с медью : фтор, хлор и бром окисляют медь до галогенидов меди (II),а йод до йодида меди (I):
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:
С хлором водород реагирует только при нагревании или освещении. При этом реакция протекает со взрывом:
Бром также реагирует с водородом с образованием бромоводорода:
Взаимодействие йода с водородом происходит только при сильном нагревании, реакция протекает обратимо, с поглощением теплоты (эндотермическая):
1.6. Галогены реагируют с галогенами. Более активные галогены окисляют менее активные.
Например , фтор окисляет хлор, бром и йод:
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:
Фтор реагирует с водой со взрывом:
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:
При взаимодействии с горячим раствором гидроксида натрия образуются хлорид и хлорат:
Еще пример : хлор растворяется в холодном растворе гидроксида кальция:
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:
2.4. Галогены проявляют окислительные свойства, взаимодействуют с восстановителями.
Например , хлор окисляет сероводород:
Cl2 + H2S → S + 2HCl
Хлор также окисляет сульфиты:
Также галогены окисляют пероксиды:
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:
Галогеноводороды получают также прямым взаимодействием простых веществ:
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
HCl + NaOH → NaCl + H2O
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:
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):
Бромоводород – сильный восстановитель и окисляется соединениями марганца, хрома (VI), концентрированной серной кислотой и другими сильными окислителями:
Например , бромоводород окисляется концентрированной серной кислотой:
Бромоводород реагирует с бихроматом калия с образованием молекулярного брома:
Или с оксидом марганца (IV):
Пероксид водорода также окисляет бромоводород до молекулярного брома:
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):
Йодоводород легко окисляется соединениями азота, например , оксидом азота (IV):
или молекулярной серой при нагревании:
2HI + S → I2 + H2S
5. Плавиковая кислота реагирует с оксидом кремния (IV) (растворяет стекло):
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:
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:
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:
Гидроксид цинка (II) также взаимодействует с соляной кислотой:
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 + ZnCl2(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:
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:
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:
KI + 3H2O + 3Cl2 → HIO3 + KCl + 5HCl
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:
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:
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:
Даже угольная кислота вытесняет гипохлориты:
2. Гипохлориты вступают в обменные реакции с другими солями , если образуется слабый электролит.
Например , гипохлорит кальция реагирует с растворимыми карбонатами:
3. При нагревании гипохлориты разлагаются :
Хлористая кислота и ее соли
Хлористая кислота HClO2 – существует только в водных растворах.
Способы получения:
Хлористую кислоту можно получить окислением оксида хлора пероксидом водорода:
Химические свойства хлористой кислоты:
1. Хлористая кислота является также слабой. Реагирует с щелочами с образованием хлоритов:
2. При длительном хранении разлагается:
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:
Химические свойства хлорноватой кислоты:
1. Хлорноватая кислота – сильная кислота. Реагирует с щелочами с образованием хлоратов:
2. Хлорноватая кислота – сильный окислитель.
Например , хлорноватая кислота окисляет фосфор:
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
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:
Химические свойства хлорной кислоты:
1. Хлорная кислота – сильная кислота. Реагирует с щелочами с образованием перхлоратов:
2. Хлорная кислота – сильный окислитель.
Например , хлорная кислота окисляет углерод:
3. При нагревании хлорная кислота разлагается:
Химические свойства солей хлорной кислоты – перхлоратов:
1. Перхлораты – сильные окислители.
Например , перхлорат калия при нагревании разлагается. При этом хлор окисляет кислород:
Еще пример : перхлорат калия окисляет алюминий:
Фтор | |
---|---|
Жёлтая жидкость (при криогенных температурах), бесцветный газ (в толстых слоях — зеленовато-жёлтый, н. у.) | |
(молярная масса)
(первый электрон)
ж.: 1,516 −188 г/см³,
тв.: 1,7 −228 г/см³ или 1,810 −225 г/см³
β -фтор: a = 5,5314(15)
Фтор (устар. флюор ; F, лат. fluorum ) — химический элемент 17-й группы, второго периода периодической системы (по устаревшей короткой форме периодической системы принадлежит к главной подгруппе VII группы, или к группе VIIA) с атомным номером 9. Самый химически активный неметалл и сильнейший окислитель, самый лёгкий элемент из группы галогенов. Как простое вещество при нормальных условиях фтор представляет собой двухатомный газ (формула F2) бледно-жёлтого цвета с резким запахом, напоминающим озон или хлор. Токсичен.
Содержание
- 1 История
- 1.1 Происхождение названия
- 2 Распространение в природе
- 3 Физические свойства
- 3.1 Электронное строение
- 3.1.1 Строение молекулы
- 3.2 Кристаллы
- 3.3 Изотопный состав
- 3.3.1 Ядерные свойства изотопов фтора
- 3.3.2 Магнитные свойства ядер
- 3.1 Электронное строение
- 4 Химические свойства
- 5 Получение
- 5.1 Лабораторный метод
- 5.2 Промышленный метод
- 6 Хранение
- 7 Применение
- 7.1 Ракетная техника
- 7.2 Применение в медицине
- 8 Биологическая и физиологическая роль
- 9 Токсикология
История
Первое соединение фтора — флюорит (плавиковый шпат) CaF2 — описано в конце XV века под названием «флюор». В 1771 году Карл Шееле получил плавиковую кислоту. При обработке минерала флюорита CaF2 серной кислотой он выделил HF в виде водного раствора. Это событие рассматривается в истории химии как открытие фтора. Аналогию с хлором предложил в 1810 г. Андре Ампер, его поддержал Гемфри Дэви. Дэви изучил растворения стекла в плавиковой кислоте.
Как химический элемент, входящий в состав плавиковой кислоты, фтор был предсказан в 1810 году, а выделен в свободном виде лишь 76 лет спустя Анри Муассаном в 1886 году электролизом жидкого безводного фтористого водорода, содержащего примесь кислого фторида калия KHF2.
Происхождение названия
Название «фтор» (от др.-греч. φθόρος — «разрушение, порча, вред»), предложенное Андре Ампером в 1810 году, употребляется в русском и некоторых других языках; во многих странах приняты названия, производные от лат. fluorum (от fluere — «течь», — по способности некоторых соединений фтора, например флюорита (CaF2), понижать температуру плавления металлургического шлака, образующегося при восстановлении металлов из руд, и увеличивать его текучесть.
Распространение в природе
Содержание фтора в атомных процентах в природе показано в таблице:
Объект | Содержание |
---|---|
Почва | 0,02 |
Воды рек | 0,00002 |
Воды океана | 0,0001 |
Зубы человека | 0,01 |
В природе значительные скопления фтора содержатся, в основном, в минерале флюорите (CaF2), содержащем по массе 51,2 % Ca и 48,8 % F. Кларк в земной коре 650 г/т.
Из растений относительно богаты фтором чечевица и лук.
В почве фтор накапливается в результате вулканической деятельности, в составе вулканических газов обычно содержится большое количество фтороводорода.
Физические свойства
При нормальных условиях представляет собой бледно-жёлтый газ. В малых концентрациях в воздухе его запах напоминает одновременно озон и хлор. Очень агрессивен и ядовит.
Фтор имеет аномально низкую температуру кипения (85,03 К, −188,12 °C) и плавления (53,53 К, −219,70 °C). Это связано с тем, что фтор не имеет d-подуровня и не способен образовывать полуторные связи, в отличие от остальных галогенов (кратность связи в остальных галогенах примерно 1,1).
Ниже температуры плавления образует кристаллы бледно-жёлтого цвета.
Электронное строение
Электронная конфигурация атома фтора: 1s 2 2s 2 2p 5 .
Атомы фтора в соединениях могут проявлять степень окисления, равную −1. Положительные степени окисления в соединениях неизвестны, так как фтор является самым электроотрицательным элементом.
Квантовохимический терм атома фтора — 2 P3/2.
Строение молекулы
С точки зрения теории молекулярных орбиталей, строение двухатомной молекулы фтора можно охарактеризовать следующей диаграммой. В молекуле присутствует 4 связывающих орбитали и 3 разрыхляющих. Порядок связи в молекуле равен 1.
Кристаллы
Фтор образует молекулярные кристаллы с двумя кристаллическими модификациями, стабильными при атмосферном давлении:
- α -фтор, непрозрачный, твёрдый и хрупкий, существует при температуре ниже 45,6 K, кристаллическая решётка моноклинной сингонии, пространственная группа C 2/c, параметры ячейки a = 0,54780(12) нм , b = 0,32701(7) нм , c = 0,72651(17) нм , β = 102,088(18)° , Z = 4 , d = 1,98 г/см 3 с объёмом элементарной ячейки 0,12726(5) нм 3 (при 10 К);
- β -фтор, прозрачный и менее плотный и твёрдый, существует в интервале температур от 45,6 К до точки плавления 53,53 K , кристаллическая решётка кубической сингонии (примитивная решётка), пространственная группа Pm 3 n, параметры ячейки a = 0,65314(15) нм , Z = 8 , d = 1,81 г/см 3 с объёмом элементарной ячейки 0,27862(11) нм 3 (при 48 К ), решётка изотипична γ -фазе O2 и δ -фазе N2. Следует отметить, что в раннем (но единственном проведённом до 2019 года) эксперименте по изучению структуры β -фтора рентгенографическая плотность кристалла была оценена как 1,70(5) г/см 3 , и эта плотность твёрдого фтора цитируется в большинстве справочников. Более точное современное измерение даёт 1,8104(12) г/см 3 .
Фазовый переход между этими кристаллическими фазами фтора более экзотермичен, чем затвердевание жидкого фтора. Фаза ромбической сингонии у твёрдого фтора не обнаружена, в отличие от всех прочих галогенов. Молекулы α -фтора разупорядочены по направлению. Длина связи F—F в молекулах составляет 0,1404(12) нм .
Даже при столь низких температурах взаимодействие кристаллов фтора со многими веществами приводит к взрыву.
Изотопный состав
Фтор является моноизотопным элементом: в природе существует только один стабильный изотоп фтора 19 F. Известны ещё 17 радиоактивных изотопов фтора с массовым числом от 14 до 31, и один ядерный изомер — 18m F. Самым долгоживущим из радиоактивных изотопов фтора является 18 F с периодом полураспада 109,771 минуты, важный источник позитронов, использующийся в позитрон-эмиссионной томографии.
Ядерные свойства изотопов фтора
Изотоп | Относительная масса, а. е. м. | Период полураспада | Тип распада | Ядерный спин | Ядерный магнитный момент |
---|---|---|---|---|---|
17 F | 17,0020952 | 64,5 c | β + -распад в 17 O | 5/2 | 4,722 |
18 F | 18,000938 | 1,83 часа | β + -распад в 18 O | 1 | |
19 F | 18,99840322 | Стабилен | — | 1/2 | 2,629 |
20 F | 19,9999813 | 11 c | β − -распад в 20 Ne | 2 | 2,094 |
21 F | 20,999949 | 4,2 c | β − -распад в 21 Ne | 5/2 | |
22 F | 22,00300 | 4,23 c | β − -распад в 22 Ne | 4 | |
23 F | 23,00357 | 2,2 c | β − -распад в 23 Ne | 5/2 |
Магнитные свойства ядер
Ядра изотопа 19 F имеют полуцелый спин, поэтому возможно применение этих ядер для ЯМР-исследований молекул. Спектры ЯМР- 19 F являются достаточно характеристичными для фторорганических соединений.
Химические свойства
Самый активный неметалл, бурно взаимодействует почти со всеми веществами (кроме фторидов в высших степенях окисления и редких исключений — фторопластов) и с большинством из них — с горением и взрывом. Образует соединения со всеми химическими элементами, кроме гелия, неона, аргона.
К воздействию фтора при комнатной температуре устойчивы некоторые металлы за счёт образования на их поверхности плотной плёнки фторида, тормозящей реакцию со фтором, например, Al, Mg, Cu, Ni. Контакт фтора с водородом приводит к воспламенению и взрыву в кварцевых сосудах даже при очень низких температурах (до −252 °C), в магниевых сосудах для начала реакции нужен небольшой нагрев.
В атмосфере фтора горят даже вода и платина.
Продукты реакции фтора с водой, в зависимости от условий её протекания, могут различаться:
К реакциям, в которых фтор формально является восстановителем, относятся реакции разложения высших фторидов, например:
Фтор также способен окислять в электрическом разряде кислород, образуя дифторид кислорода OF2 и диоксидифторид O2F2. Под давлением или при облучении ультрафиолетом реагирует с криптоном и ксеноном с образованием фторидов благородных газов.
Во всех соединениях фтор проявляет степень окисления −1. Чтобы фтор проявлял положительную степень окисления, требуется создание эксимерных молекул или иные экстремальные условия. Это требует искусственной ионизации атомов фтора.
Не реагирует с гелием, неоном, аргоном, азотом, кислородом, тетрафторметаном. При комнатной температуре не реагирует с сухим сульфатом калия, углекислым газом и закисью азота. Без примеси фтороводорода при комнатной температуре не действует на стекло.
Получение
Промышленный способ получения фтора включает добычу и обогащение флюоритовых руд, сернокислотное разложение их концентрата с образованием безводного HF и его электролитическое разложение.
Для лабораторного получения фтора используют разложение некоторых соединений, но все они не встречаются в природе в достаточном количестве, и их получают с помощью свободного фтора.
Лабораторный метод
- В лабораторных условиях фтор можно получать с помощью показанной установки. 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:
2K2MnF6 + 4SbF5 → 4KSbF6 + 2MnF3 + F2↑
Хотя этот метод не имеет практического применения, он демонстрирует, что электролиз необязателен; кроме того, все компоненты для данных реакций могут быть получены без использования газообразного фтора.
Также для лабораторного получения фтора можно использовать нагрев фторида кобальта(III) до 300 °C, разложение фторидов серебра и некоторые другие способы.
Промышленный метод
Промышленное производство фтора осуществляется электролизом расплава кислого фторида калия KF·2HF (часто с добавлениями фторида лития), который образуется при насыщении расплава KF фтористым водородом до содержания 40—41 % HF. Процесс электролиза проводят при температурах около 100 °C в стальных электролизёрах со стальным катодом и угольным анодом.
Хранение
Фтор хранят в газообразном состоянии (под давлением) и в жидком виде (при охлаждении жидким азотом) в аппаратах из никеля и сплавов на его основе (монель-металл), из меди, алюминия и его сплавов, латуни, нержавеющей стали (это возможно потому, что эти металлы и сплавы покрываются плёнкой фторидов, которая защищает от дальнейшей реакции с фтором).
Применение
Фтор используется для получения:
- фреонов — широко распространённых хладагентов;
- фторопластов — химически инертных полимеров;
- элегаза SF6 — газообразного изолятора, применяемого в высоковольтной электротехнике;
- гексафторида урана UF6, применяемого для разделения изотопов урана в ядерной промышленности;
- гексафтороалюмината натрия — электролита для получения алюминия электролизом;
- фторидов металлов (например, W и V), которые обладают некоторыми полезными свойствами;
Ракетная техника
Фтор и некоторые его соединения являются сильными окислителями, поэтому могут применяться в качестве окислителя в ракетных топливах. Очень высокая эффективность фтора вызывала значительный интерес к нему и его соединениям. На заре космической эры в СССР и других странах существовали программы исследования фторсодержащих ракетных топлив. Однако продукты горения с фторсодержащими окислителями токсичны. Поэтому топлива на основе фтора не получили распространения в современной ракетной технике.
Применение в медицине
Фторированные углеводороды (например перфтордекалин) применяются в медицине как кровезаменители. Существует множество лекарств, содержащих фтор в структуре (фторотан, фторурацил, флуоксетин, галоперидол и др.). Фториды натрия, калия и др. применяются для профилактики кариеса (см. ниже).
Биологическая и физиологическая роль
Фтор является жизненно необходимым для организма элементом. В организме человека фтор в основном содержится в эмали зубов в составе фторапатита — Ca5F(PO4)3 — и в костях. Общее содержание составляет 2,6 г, в том числе в костях 2,5 г. Нормальное суточное поступление фтора в организм человека равно 2,5—3,5 мг. При недостаточном (менее 0,5 мг/литр питьевой воды) или избыточном (более 1 мг/литр) потреблении фтора организмом могут развиваться заболевания зубов: кариес и флюороз (крапчатость эмали) и остеосаркома, соответственно.
Малое содержание фтора разрушает эмаль за счёт вымывания фтора из фторапатита с образованием гидроксоапатита, и наоборот.
Для профилактики кариеса рекомендуется использовать зубные пасты с добавками фторидов (натрия и/или олова) или употреблять фторированную воду (до концентрации 1 мг/л), или применять местные аппликации 1—2 % раствором фторида натрия или фторида олова. Такие действия могут сократить вероятность появления кариеса на 30—50 %.
Предельно допустимая концентрация связанного фтора (в виде фторидов и фторорганических соединений) в воздухе промышленных помещений равна 0,0005 мг/литр воздуха.
Токсикология
Фтор представляет собой чрезвычайно агрессивное ядовитое вещество. Является сильным окислителем. Раздражающие свойства в несколько раз сильнее, чем у фтороводорода. Резорбтивное действие объясняется возможностью фтора вступать в свободнорадикальные реакции с тканями организма. Контакт кожи с газом в течение 2 секунд вызывает термический ожог II степени; воздействие в концентрации 0,15-0,30 мг/л приводит к раздражению открытых участков кожи. При обследовании 252 человек, подвергающихся воздействию фтора, у 57 обнаружены конъюнктивиты или экзема век.
http://chemege.ru/halogens/
http://chem.ru/ftor.html