Реакция водорода с галогенами уравнение

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 + 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:

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:

2.3.1. Химические свойства водорода и галогенов.

Химические свойства водорода

Атом водорода имеет электронную формулу внешнего (и единственного) электронного уровня 1s 1 . С одной стороны, по наличию одного электрона на внешнем электронном уровне атом водорода похож на атомы щелочных металлов. Однако, ему, так же как и галогенам не хватает до заполнения внешнего электронного уровня всего одного электрона, поскольку на первом электронном уровне может располагаться не более 2-х электронов. Выходит, что водород можно поместить одновременно как в первую, так и в предпоследнюю (седьмую) группу таблицы Менделеева, что иногда и делается в различных вариантах периодической системы:

С точки зрения свойств водорода как простого вещества, он, все-таки, имеет больше общего с галогенами. Водород, также как и галогены, является неметаллом и образует аналогично им двухатомные молекулы (H₂).

В обычных условиях водород представляет собой газообразное, малоактивное вещество. Невысокая активность водорода объясняется высокой прочностью связи между атомами водорода в молекуле, для разрыва которой требуется либо сильное нагревание, либо применение катализаторов, либо и то и другое одновременно.

Взаимодействие водорода с простыми веществами

с металлами

Из металлов водород реагирует только с щелочными и щелочноземельными! К щелочным металлам относятся металлы главной подгруппы I-й группы (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr), а к щелочно-земельным — металлы главной подгруппы II-й группы, кроме бериллия и магния (Ca, Sr, Ba, Ra)

При взаимодействии с активными металлами водород проявляет окислительные свойства, т.е. понижает свою степень окисления. При этом образуются гидриды щелочных и щелочноземельных металлов, которые имеют ионное строение. Реакция протекает при нагревании:

Следует отметить, что взаимодействие с активными металлами является единственным случаем, когда молекулярный водород Н₂ является окислителем.

с неметаллами

Из неметаллов водород реагирует только c углеродом, азотом, кислородом, серой, селеном и галогенами!

Под углеродом следует понимать графит или аморфный углерод, поскольку алмаз — крайне инертная аллотропная модификация углерода.

При взаимодействии с неметаллами водород может выполнять только функцию восстановителя, то есть только повышать свою степень окисления:

Взаимодействие водорода со сложными веществами

с оксидами металлов

Водород не реагирует с оксидами металлов, находящихся в ряду активности металлов до алюминия (включительно), однако, способен восстанавливать многие оксиды металлов правее алюминия при нагревании:

c оксидами неметаллов

Из оксидов неметаллов водород реагирует при нагревании с оксидами азота, галогенов и углерода. Из всех взаимодействий водорода с оксидами неметаллов особенно следует отметить его реакцию с угарным газом CO.

Смесь CO и H₂ даже имеет свое собственное название – «синтез-газ», поскольку из нее в зависимости от условий могут быть получены такие востребованные продукты промышленности как метанол, формальдегид и даже синтетические углеводороды:

c кислотами

С неорганическими кислотами водород не реагирует!

Из органических кислот водород реагирует только с непредельными, а также с кислотами, содержащими функциональные группы способные к восстановлению водородом, в частности альдегидные, кето- или нитрогруппы.

c солями

В случае водных растворов солей их взаимодействие с водородом не протекает. Однако при пропускании водорода над твердыми солями некоторых металлов средней и низкой активности возможно их частичное или полное восстановление, например:

Химические свойства галогенов

Галогенами называют химические элементы VIIA группы (F, Cl, Br, I, At), а также образуемые ими простые вещества. Здесь и далее по тексту, если не сказано иное, под галогенами будут пониматься именно простые вещества.

Все галогены имеют молекулярное строение, что обусловливает низкие температуры плавления и кипения данных веществ. Молекулы галогенов двухатомны, т.е. их формулу можно записать в общем виде как Hal₂.

Галоген

Физические свойства

F₂Светло-желтый газ с резким раздражающим запахомCl₂Желто-зеленый газ с резким удушливым запахомBr₂Красно-бурая жидкость с резким зловонным запахомI₂Твердое вещество с резким запахом, образующее черно-фиолетовые кристаллы

Следует отметить такое специфическое физическое свойство йода, как его способность к сублимации или, иначе говоря, возгонке. Возгонкой, называют явление, при котором вещество, находящееся в твердом состоянии, при нагревании не плавится, а, минуя жидкую фазу, сразу же переходит в газообразное состояние.

Электронное строение внешнего энергетического уровня атома любого галогена имеет вид ns 2 np 5 , где n – номер периода таблицы Менделеева, в котором расположен галоген. Как можно заметить, до восьмиэлектронной внешней оболочки атомам галогенов не хватает всего одного электрона. Из этого логично предположить преимущественно окисляющие свойства свободных галогенов, что подтверждается и на практике. Как известно, электроотрицательность неметаллов при движении вниз по подгруппе снижается, в связи с чем активность галогенов уменьшается в ряду:

Взаимодействие галогенов с простыми веществами

Все галогены являются высокоактивными веществами и реагируют с большинством простых веществ. Однако, следует отметить, что фтор из-за своей чрезвычайно высокой реакционной способности может реагировать даже с теми простыми веществами, с которыми не могут реагировать остальные галогены. К таким простым веществам относятся кислород, углерод (алмаз), азот, платина, золото и некоторые благородные газы (ксенон и криптон). Т.е. фактически, фтор не реагирует лишь с некоторыми благородными газами.

Остальные галогены, т.е. хлор, бром и йод, также являются активными веществами, однако менее активными, чем фтор. Они реагируют практически со всеми простыми веществами, кроме кислорода, азота, углерода в виде алмаза, платины, золота и благородных газов.

Взаимодействие галогенов с неметаллами

водородом

При взаимодействии всех галогенов с водородом образуются галогеноводороды с общей формулой HHal. При этом, реакция фтора с водородом начинается самопроизвольно даже в темноте и протекает со взрывом в соответствии с уравнением:

Реакция хлора с водородом может быть инициирована интенсивным ультрафиолетовым облучением или нагреванием. Также протекает со взрывом:

Бром и йод реагируют с водородом только при нагревании и при этом, реакция с йодом является обратимой:

фосфором

Взаимодействие фтора с фосфором приводит к окислению фосфора до высшей степени окисления (+5). При этом происходит образование пентафторида фосфора:

При взаимодействии хлора и брома с фосфором возможно получение галогенидов фосфора как в степени окисления + 3, так и в степени окисления +5, что зависит от пропорций реагирующих веществ:

При этом в случае белого фосфора в атмосфере фтора, хлора или жидком броме реакция начинается самопроизвольно.

Взаимодействие же фосфора с йодом может привести к образованию только триодида фосфора из-за существенно меньшей, чем у остальных галогенов окисляющей способности:

серой

Фтор окисляет серу до высшей степени окисления +6, образуя гексафторид серы:

Хлор и бром реагируют с серой, образуя соединения, содержащие серу в крайне не свойственных ей степенях окисления +1 и +2. Данные взаимодействия являются весьма специфичными, и для сдачи ЕГЭ по химии умение записывать уравнения этих взаимодействий не обязательно. Поэтому три нижеследующих уравнения даны скорее для ознакомления:

Взаимодействие галогенов с металлами

Как уже было сказано выше, фтор способен реагировать со всеми металлами, даже такими малоактивными как платина и золото:

Остальные галогены реагируют со всеми металлами кроме платины и золота:

Реакции галогенов со сложными веществами

Реакции замещения с галогенами

Более активные галогены, т.е. химические элементы которых расположены выше в таблице Менделеева, способны вытеснять менее активные галогены из образуемых ими галогеноводородных кислот и галогенидов металлов:

Аналогичным образом, бром вытесняет серу из растворов сульфидов и сероводорода:

Хлор является более сильным окислителем и окисляет сероводород в его водном растворе не до серы, а до серной кислоты:

Взаимодействие галогенов с водой

Вода горит во фторе синим пламенем в соответствии с уравнением реакции:

Бром и хлор реагируют с водой иначе, чем фтор. Если фтор выступал в роли окислителя, то хлор и бром диспропорционируют в воде, образуя смесь кислот. При этом реакции обратимы:

HCl + HClO» width=»225″ height=»28″/>

HBr + HBrO» width=»225″ height=»28″/>

Взаимодействие йода с водой протекает в настолько ничтожно малой степени, что им можно пренебречь и считать, что реакция не протекает вовсе.

Взаимодействие галогенов с растворами щелочей

Фтор при взаимодействии с водным раствором щелочи опять же выступает в роли окислителя:

Умение записывать данное уравнение не требуется для сдачи ЕГЭ. Достаточно знать факт о возможности такого взаимодействия и окислительной роли фтора в этой реакции.

В отличие от фтора, остальные галогены в растворах щелочей диспропорционируют, то есть одновременно и повышают и понижают свою степень окисления. При этом, в случае хлора и брома в зависимости от температуры возможно протекание по двум разным направлениям. В частности, на холоду реакции протекают следующим образом:

а при нагревании:

Йод реагирует с щелочами исключительно по второму варианту, т.е. с образованием йодата, т.к. гипоиодит не устойчив не только при нагревании, но также при обычной температуре и даже на холоду:

5NaI + NaIO3 + 3H2O» width=»341″ height=»62″/>

Водород и галогены

Содержание:

Соединения галогенов с водородом HHal называются галогеноводородами. Это бесцветные газы, с резким запахом, хорошо растворимые в воде. С ростом массы и размеров молекул усиливается межмолекулярное взаимодействие и, как следствие, повышаются температуры плавления и кипения.

На странице -> решение задач по химии собраны решения задач и заданий с решёнными примерами по всем темам химии.

Водород и галогены

Галогеноводороды — общее название соединений, образованных из водорода и галогенов (элементов подгруппы фтора): Плавиковая кислота — водный раствор фтороводорода. Соляная кислота — водный раствор хлороводорода. Бромоводородная кислота — водный раствор бромоводорода.

Общие свойства неметаллов

Для неметаллов скорее характерно различие, чем общность свойств. Поэтому в учебниках обычно отсутствует общий обзор неметаллов. Однако это не означает, что такая общая оценка свойств не может быть проведена.

Чтобы выявить свойства, характерные для всех неметаллов, надо прежде всего обратить внимание на их расположение в периодической системе элементов Д. И. Менделеева и определить число электронов на внешнем энергетическом уровне атомов. Неметаллы в основном располагаются в конце малых и больших периодов, а число внешних электронов у их атомов, как и у всех атомов элементов главных подгрупп, равно номеру группы. Как известно, способность присоединять электроны в периоде возрастает по мере приближения к благородному газу, а в группе — по мере уменьшения радиуса атома или, иными словами, снизу вверх.

Для завершения внешних электронных уровней атомы неметаллов присоединяют электроны и являются окислителями. Активнее всех присоединяет электрон атом фтора. У остальных элементов неметаллов, изучаемых в средней школе, эта способность уменьшается в таком порядке: О, Cl, N, S, С, Р, Н, Si. У атомов этих элементов уменьшение способности присоединять электроны находится в соответствии с уменьшением значений их относительных электроотрицательностей (см. табл. 2.2). Следует отметить, что вторым досле фтора в этом ряду стоит атом кислорода, а не хлора.

Взаимодействуя с металлами, типичные неметаллы образуют соединения с ионной связью, например, хлорид натрия NaCl, оксид кальция СаО, сульфид калия K₂S. В определенных условиях неметаллы реагируют между собой, образуя соединения с ковалентной связью — как полярные, так и неполярные. Примерами первых служат вода Н₂O, хлороводород НСl, аммиак NH₃, примерами вторых — оксид углерода (IV) СO₂, метан СН₄, бензол С₆Н₆.

С водородом неметаллы образуют летучие соединения, как, например, фтороводород HF, сероводород H₂S, аммиак NH₃, метан СН₄.

При растворении в воде водородные соединения галогенов, серы, селена и теллура образуют кислоты той же формулы, что и сами водородные соединения: HF, НСl, HBr, HI, H₂S, H₂Se, Н₂Те.

При растворении в воде аммиака образуется аммиачная вода, обычно обозначаемая формулой NH₄OH и называемая гидроксидом аммония. Ее также обозначают формулой и называют гидратом аммиака (см. § 10.3).

С кислородом неметаллы образуют кислотные оксиды. В одних оксидах они проявляют максимальную степень окисления, равную номеру группы (например, SO₂, N₂O₅), в других — более низкую (например, SO₂, N₂O₃). Кислотным оксидам соответствуют кислоты, причем из двух кислородных кислот одного неметалла сильнее та, в которой он проявляет более высокую степень окисления. Например, азотная кислота HNO₃ сильнее азотистой HNO₂, а серная кислота H₂SO₄ сильнее сернистой H₂SO₃. Напомним, что сила кислоты определяется ее способностью образовывать ионы водорода Н + (точнее Н₃O + ).

В нормальных условиях неметаллы водород, фтор, хлор, кислород, азот и благородные газы — это газы, бром — жидкость, а остальные — твердые вещества.

Особо следует сказать о химии благородных газов. Их атомы содержат на внешнем уровне по 8 электронов (у гелия 2). Ранее считалось, что такие атомы не способны ни отдавать электроны, ни принимать их, ни образовывать общие электронные пары. Однако в 1962 г. было получено первое химическое соединение благородного газа — тетрафторид ксенона XeF₄ после чего химия благородных газов начала развиваться быстрыми темпами. Особенно богата химия ксенона, соединения которого по свойствам сходны с соответствующими соединениями йода.

При взаимодействии ксенона с фтором в зависимости от условий опыта получается либо дифторид ксенона XeF₂, либо тетрафторид XeF₄, либо гексафторид XeF₆. При нормальной температуре все это — твердые вещества белого цвета. В химическом отношении наиболее активен гексафторид ксенона XeF₆. Он легко взаимодействует с кремнеземом:

Образующийся при этом окситетрафторид ксенона XeOF₄ при нормальной температуре — летучая бесцветная жидкость.

Все фториды ксенона взаимодействуют с водой. При этом в реакции с дифторидом и тетрафторидом образуются ксенон, кислород и фтороводород:

Однако при взаимодействии с водой гексафторида получается новое соединение — оксид ксенона (VI):

Оксид ксенона (VI) ХеO₃ — это бесцветное кристаллическое вещество, которое в твердом состоянии весьма взрывоопасно (по силе взрыва оно не уступает тринитротолуолу). В растворе же оксид ксенона (VI) устойчив и безопасен.

Фториды ксенона—сильные окислители. При взаимодействии с водородом они восстанавливаются до ксенона. Поэтому, например, реакция

служит для получения чистого ксенона.

Фториды ксенона проявляют окислительные свойства и по отношению к другим веществам, например:

Вслед за фторидами ксенона удалось получить и фторид радона. Однако вследствие сильной радиоактивности радона это соединение мало изучено. Получены и фториды криптона KrF₂ и KrF₄, которые также оказались значительно менее устойчивыми, чем соответствующие соединения ксенона. Соединения же неона, аргона и гелия не получены.

Из кислородных соединений, помимо оксида ксенона (VI) ХеO₃, получены оксид ксенона (VIII) ХеO₄, а также соответствующие им кислоты — Н₆ХеО₆ и Н₄ХеО₆. Хотя сами эти кислоты неустойчивы, их соли — ксенаты (например, Na₄XeO₆, Ва₃ХеO₆) и перксенаты (например Na₆XeO₆, Ва₂ХеО₆) — при комнатной температуре представляют собой достаточно устойчивые кристаллические вещества. Получены также соли криптоновой кислоты — криптат бария ВзКrO₄ и др.

Таким образом, благородные газы способны вступать в реакции и образовывать соединения с обычными ковалентными связями.

Вместе с тем уже известны и химические соединения благородных газов с ионной связью. Их удалось получить, используя для отрыва электронов от их атомов гексафторид платины PtF₆ — газ темно-красного цвета, являющийся даже более сильным окислителем, чем фтор. Уравнение реакции взаимодействия ксенона с гексафторидом платины можно представить так:

Образовавшийся гексафторплатинат ксенона — твердое оранжевое вещество, имеющее ионную кристаллическую решетку.

Химия инертных элементов — это достижение науки последних двух десятилетий.

Ниже рассматриваются общие характеристики свойств элементов по тем главным подгруппам, в которые входят неметаллы. Это — подгруппы галогенов, кислорода, азота, углерода. Отдельно рассматривается только водород.

Водород

Место водорода в периодической системе. Водород занимает первое место в периодической системе (Z = 1). Он имеет простейшее строение атома: ядро атома окружено электронным облаком. Электронная конфигурация 1s 1 .

В одних условиях водород проявляет металлические свойства (отдает электрон), в других — неметаллические (принимает электрон). Однако по свойствам он более сходен с галогенами, чем со щелочными металлами. Поэтому водород помещают в VII группу периодической системы элементов Д. И. Менделеева, а в I группе символ водорода .заключают в скобки (см. §2.9).

Нахождение в природе. Водород широко распространен в природе — содержится в воде, во всех органических соединениях, в свободном виде — в некоторых природных газах. Содержание его в земной коре достигает 0,15% ее массы (с учетом гидросферы — 1%). Водород составляет половину массы Солнца.

В природе водород встречается в виде двух изотопов — протия (99,98%) и дейтерия (0,02%). Поэтому в обычной воде содержатся небольшие количества тяжелой воды.

Получение. В Лабораторных условиях водород получают следующими способами.

1. Взаимодействием металла (цинка) с растворами соляной или серной кислот (реакция проводится в аппарате Киппа):

2. Электролизом воды. Для увеличения электрической проводимости воды к ней добавляют электролит, например NaOH, H₂SO₄ или Na₂SO₄. На катоде образуется 2 объема водорода, на аноде — 1 объем кислорода. Схема электролиза рассмотрена ранее (см. §7.7).

В промышленности водород получают также несколькими способами.

1. Электролизом водных растворов КСl или NaCl, как побочный продукт (см. § 13.3).

2. Конверсионным способом (конверсия — превращение). Сначала получают водяной газ, пропуская пары воды через раскаленный кокс при 1000°С:

Затем оксид углерода (II) окисляют в оксид углерода (IV), пропуская смесь водяного газа с избытком паров воды над нагретым до 400—450°С катализатором Fe₂O₃:

Образующийся оксид углерода (IV) поглощается водой. Этим способом получают свыше 50% промышленного водорода.

3. Конверсией метана с водяным паром:

Реакция протекает в присутствии никелевого катализатора при 1300°С. Этот метод позволяет использовать природные газы и получать самый дешевый водород.

4. Нагреванием метана до 350°С в присутствии железного или никелевого катализатора:

5. Глубоким охлаждением (до —196°С) коксового газа. При таком охлаждении все газообразные вещества, кроме водорода, конденсируются.

Физические свойства. Водород — это самый легкий газ (он в 14,4 раза легче воздуха), не имеет цвета, вкуса и запаха. Мало растворим в воде (в 1 л воды при 20°С растворяется 18 мл водорода). При температуре — 252,8°С и атмосферном давлении переходит в жидкое состояние. Жидкий водород бесцветен.

Кроме водорода с массовым числом 1 существуют изотопы с массовыми числами 2 и 3 — дейтерий D и тритий Т.

Химические свойства. В соединениях водород всегда одновалентен. Для него характерна степень окисления +1, но в гидридах металлов (см. ниже) она равна 1. Молекула водорода состоит из двух атомов.

Возникновение связи между ними объясняется образованием обобщенной пары электронов (или общего электронного облака):

Благодаря этому обобщению электронов молекула H₂ более энергетически устойчива, чем его отдельные атомы. Чтобы разорвать в 1 моль водорода молекулы на атомы, необходимо затратить энергию 436 кДж:

Этим объясняется сравнительно небольшая активность молекулярного водорода при обычной температуре.

Со многими неметаллами водород образует газообразные соединения типа RH₄, RH₃, RH₂, RH (см. периодическую систему).

Водород горит в кислороде с выделением большого количества теплоты. Температура водородно-кислородного пламени достигает 3000°С. Смесь двух объемов водорода и одного объема кислорода называется гремучим газом. При поджигании такая смесь дает сильный взрыв. Как при горении водорода в кислороде, так и при взрыве гремучей смеси образуется вода:

При работе с водородом необходимо соблюдать большую осторожность: предварительно проверять герметичность аппаратуры, а также чистоту водорода перед его поджиганием.

При высокой температуре водород соединяется с щелочными и щелочноземельными металлами, образуя белые кристаллические вещества — гидриды металлов (LiH, NaH, КН, СаН₂ и др.). В этих соединениях металл имеет положительную степень окисления, водород-отрицательную.

Гидриды металлов легко разлагаются водой с образованием соответствующей щелочи и водорода:

Повышенной реакционной способностью обладает атомарный водород: при комнатной температуре он восстанавливает оксиды металлов, взаимодействует с кислородом, серой и фосфором. Горелка, работающая на атомарном водороде, создает температуру выше 4000°С. Высокая температура обусловлена протеканием экзотермической реакции:

При нагревании водород восстанавливает многие металлы из их оксидов. Например,

В этой реакции водород отдает один электрон (молекула водорода — два электрона), он — восстановитель:

Однако атом водорода может принимать один электрон (молекула— два электрона):

Это происходит, например, при образовании гидридов металлов. В этом случае водород — окислитель.

Применение. Применение водорода основано на его физических и химических свойствах. Как легкий газ он используется для наполнения аэростатов и дирижаблей (в смеси с гелием).

Применяют водород для получения высоких температур: кислородно-водородным пламенем режут и сваривают металлы. Он используется для получения металлов (молибдена, вольфрама и др.) из их оксидов, в химической промышленности — для получения аммиака из азота воздуха и искусственного жидкого топлива из угля; в пищевой промышленности — для гидрогенизации жиров (см. §17.14). Изотопы водорода — дейтерий и тритий — нашли важное применение в атомной энергетике (термоядерное горючее).

Вода

Вода — оксид водорода — одно из наиболее распространенных и важных веществ. Поверхность Земли, занятая водой, в 2,5 раза больше поверхности суши. Чистой воды в природе нет,— она всегда содержит примеси. Получают чистую воду методом перегонки. Перегнанная вода называется дистиллированной. Состав воды (по массе): 11,19% водорода и 88,81% кислорода.

Физические свойства. Чистая вода прозрачна, не имеет запаха и вкуса. Наибольшую плотность она имеет при 4°С (1 г/см 3 ). Плотность льда меньше плотности жидкой воды, поэтому лед всплывает на поверхность. Вода замерзает при 0°С и кипит при 100°С при давлении 101 325 Па. Она плохо проводит теплоту и очень плохо проводит электричество. Вода — хороший растворитель.

Молекула воды имеет угловую форму (см. рис. 3.3): атомы водорода по отношению к кислороду образуют угол, равный 104,5°. Поэтому молекула воды — диполь: та часть молекулы, где находится водород, заряжена положительно, а часть, где находится кислород,— отрицательно. Благодаря полярности молекул воды электролиты в ней диссоциируют на ионы.

В жидкой воде наряду с обычными молекулами Н₂O содержатся ассоциированные молекулы, т. е. соединенные в более сложные агрегаты (Н₂O)_х, благодаря образованию водородных связей (см. § 3.6). Наличием водородных связей между молекулами воды объясняются аномалии ее физических свойств; максимальная плотность при 4°С, высокая температура кипения (в ряду Н₂O—H₂S—H₂Se—H₂Te), аномально высокая теплоемкость [4,18 Дж/(гК). С повышением температуры водородные связи разрываются, и полный разрыв их наступает при переходе воды в пар.

Химические свойства. Вода — весьма реакционноспособное вещество. При обычных условиях она взаимодействует со многими основными и кислотными оксидами, а также со щелочными и щелочноземельными металлами, например:

Вода образует многочисленные соединения — гидраты (кристаллогидраты). Например:

Очевидно, соединения, связывающие воду, могут служить в качестве осушителей. Из других осушающих веществ можно указать Р₂O₅, СаО, ВаО, металлический Na (они тоже химически взаимодействуют с водой), а также силикагель.

К важным химическим свойствам воды относится ее способность вступать в реакции гидролитического разложения (см. гидролиз солей, §6.5).

Тяжелая вода

Вода, содержащая тяжелый водород, называется тяжелой водой (обозначается формулой D₂O). Как это видно из сопоставления физических свойств, она отличается от обычной воды:

Химические реакции с тяжелой водой протекают значительно медленнее, чем с обычной водой. Поэтому она при длительном электролизе обычной воды накапливается в электролизере.

Тяжелая вода применяется в качестве замедлителя нейтронов в ядерных реакторах.

§ 8.5. Общая характеристика подгруппы галогенов

При рассмотрении химии элементов по подгруппам исключительно важно уметь использовать прогнозирующую роль периодического закона и периодической системы элементов Д. И. Менделеева. Тогда многие свойства элементов и их соединений можно описать, не пользуясь учебником. Так, по положению элемента в периодической системе можно описать строение атома — заряд и состав его ядра и электронную конфигурацию, по последней — определить степени окисления элемента в соединениях, возможность образования молекулы в обычных условиях, тип кристаллической решетки простого вещества в твердом состоянии. Наконец, можно определить формулы высших оксидов и гидроксидов элементов, изменение их кислотно-основных свойств по горизонтали и вертикали периодической системы, а также формулы различных бинарных соединений с оценкой характера химических связей. Это значительно облегчает изучение свойств элементов, простых веществ и их соединений. Начинать следует с рассмотрения общей характеристики каждой подгруппы.

В подгруппу галогенов входят фтор, хлор, бром, йод и астат (астат— радиоактивный элемент, изучен мало). Это р-элементы VII группы периодической системы Д. И. Менделеева. На внешнем энергетическом уровне их атомы имеют по 7 электронов ns 2 np 5 (см. табл. 8.1). Этим объясняется общность их свойств.

Они легко присоединяют по одному электрону, проявляя степень окисления —1. Такую степень окисления галогены имеют в соединениях с водородом и металлами.

Таблица 8.1. Свойства элементов подгруппы галогенов

Однако атомы галогенов, кроме фтора, могут проявлять и положительные степени окисления: +1, +3, +5, +7. Возможные значения степеней окисления объясняются электронным строением атомов, которое у атома фтора можно представить схемой:

Будучи наиболее электроотрицательным элементом, фтор может только принимать один электрон на 2p-подуровень. У него один неспаренный электрон, поэтому фтор бывает только одновалентным, а его степень окисления всегда —1.

Электронное строение атома хлора выражается схемой

У атома хлора один неспаренный электрон на 3p-подуровне и в обычном (невозбужденном) состоянии хлор одновалентен. Но поскольку хлор находится в III периоде, то у него имеется еще пять орбиталей Зd-подуровня, в которых могут разместиться 10 электронов.

В возбужденном состоянии атома хлора электроны переходят с 3р-и Зs-подуровней на Зd-подуровень (на схеме показано стрелками). Разъединение (распаривание) электронов, находящихся в одной орбитали, увеличивает валентность на две единицы. Очевидно, хлор и его аналоги (кроме фтора) могут проявлять лишь нечетную переменную валентность 1, 3, 5, 7 и соответствующие положительные степени окисления. У фтора нет свободных орбиталей, а значит, при химических реакциях не происходит разъединения спаренных электронов в атоме (см. электронное строение атома фтора). Поэтому при рассмотрении свойств галогенов всегда надо учитывать особенности фтора и его соединений.

Водные растворы водородных соединений галогенов являются кислотами: HF — фтороводородная (плавиковая), HCI — хлороводородная (соляная), НВг — бром водородная, HI — йодоводородная.

Следует иметь в виду, что помимо общих свойств галогены имеют и различия. Это особенно характерно для фтора и его соединений. Сила кислот в ряду HF—НСl—НВг—HI возрастает, что объясняется уменьшением в том же направлении энергии связи HR (где R —элемент). Плавиковая кислота слабее других из этого ряда, потому что энергия связи Н—F наибольшая в этом ряду. В такой же последовательности уменьшается и прочность молекулы НГ (где Г — галоген), что обусловлено ростом межъядерного расстояния (см. п. 6 табл. 8.1). Растворимость малорастворимых солей уменьшается в ряду AgCl— AgBr—Agl; в отличие от них соль AgF хорошо растворима в воде.

Фтор прочнее всех удерживает электроны (п. 3 и 4, табл. 8.1), у него одна степень окисления (1), см. п. 5, табл. 8.1. Фтор иначе взаимодействует с водой, чем хлор: разлагает воду с образованием фтороводорода, фторида кислорода (II), пероксида водорода, кислорода и озона:

Уравнение реакции взаимодействия хлора с водой см. § 8.6.

Пункты 3 и б табл. 8.1 характеризуют неметаллические свойства элементов. Поскольку радиус атома возрастает, а энергия ионизации уменьшается, то в ряду F—At уменьшаются неметаллические свойства. Наиболее сильно они выражены у фтора.

Реакционная способность галогенов снижается в ряду F—CI—Вг—I. Поэтому предыдущий элемент вытесняет последующий из кислот типа НГ (Г — галоген) и их солей. В этом случае активность

Закономерно изменяются физические свойства галогенов с ростом порядкового номера: фтор — трудно сжижающийся газ, хлор — легко сжижающийся газ, бром — жидкость, йод — твердое вещество.

Хлор

Нахождение в природе. В природе в свободном состоянии хлор встречается только в вулканических газах. Широко распространены его соединения. Важнейшие из них: хлорид натрия NaCl, хлорид калия КСl, хлорид магния сильвинит, состоящий из NaCl и КСl, карналлит состава каинит состава и др.

Соединения хлора содержатся в водах океанов, морей и озер. В небольших количествах они имеются в растительных и животных организмах. Хлор составляет 0,05% массы земной коры.

Получение. В лабораторных условиях хлор получают из соляной кислоты при взаимодействии ее с оксидом марганца (IV). Реакция протекает при нагревании:

Это окислительно-восстановительный процесс. НСl, точнее хлорид-ион Сl — ,— восстановитель; МnO₂ — окислитель. Метод составления уравнения реакции рассмотрен в § 7.3.

Вместо окислителя МnO₂ можно применить перманганат калия КМnO₄. Тогда реакция протекает при обычной температуре, т. е. без нагревания:

В промышленности хлор получают электролизом концентрированного раствора хлорида натрия. Хлор выделяется на аноде. При этом образуются также водород (выделяется на катоде) и гидроксид натрия (остается в растворе).

Сжиженный хлор (сжижается при комнатной температуре при давлении 600 кПа) держат в стальных баллонах и в таком виде перевозят к месту потребления.

Физические свойства. Хлор — ядовитый газ желто-зеленого цвета с резким запахом. Тяжелее воздуха в 2,5 раза. При 20°С в 1 объеме воды растворяется 2,3 объема хлора.

Раствор хлора в воде называется хлорной водой. Хлор хорошо растворяется в органических растворителях.

Хлор вызывает раздражение дыхательных путей, а вдыхание больших его количеств приводит к смерти от удушья.

В природном хлоре содержатся два изотопа:

Химические свойства. Молекула хлора состоит из двух атомов, характер связи в ней ковалентный неполярный:

Сильные окислительные свойства хлор проявляет при взаимодействии с металлами. При этом атомы металла отдают электроны, а молекулы хлора их принимают. Например:

Хлор взаимодействует также со многим» неметаллами. Например;

Своеобразно реагирует хлор с водородом. В темноте смесь хлора с водородом не взаимодействует. Однако при сильном освещении реакция протекает очень быстро, со взрывом:

В действительности, как показали исследования, эта реакция протекает значительно сложнее. Молекула Сl₂ поглощает квант света hv и распадается на атомы (неорганические радикалы ) (см. также § 16.3). Это служит началом реакции (первоначальное возбуждение реакции). Затем она продолжается сама собой. Каждый из атомов-радикалов хлора реагирует с молекулой водорода. При этом образуются и HCI. В свою очередь атом-радикал водорода реагирует с молекулой Сl₂, образуя HCI и и т. д. Наглядно это можно изобразить схемой

Первоначальное возбуждение вызвало цепь последовательных реакций. Такие реакции называются цепными. В итоге цепной реакции хлора с водородом получается хлороводород.

Как установил Н. Н. Семенов, цепные реакции очень распространены и протекают через образование и последующее взаимодействие свободных атомов или групп атомов — радикалов. Они играют большую роль во многих важных химических процессах (процессы горения, взрыва, полимеризации и др.).

Если поджечь струю водорода, выходящую, например, из прибора Киппа, и пропустить ее в банку с хлором, то водород будет гореть в нем голубоватым пламенем с образованием хлороводорода.

У органических соединений хлор отнимает водород, а углерод остается в свободном виде. Поэтому такие вещества, как скипидар, парафин, горят в хлоре с выделением большого количества копоти и хлороводорода.

Хлор замещает водород в предельных углеводородах и присоединяется к непредельным соединениям:

Он вытесняет бром и йод из их соединений с водородом и металлами;

Хлор взаимодействует с водой с образованием двух кислот — соляной (сильная кислота) и хлорноватистой (слабая кислота). Реакция обратимая:

Хлорноватистая кислота очень неустойчива. При нагревании или на свету она разлагается на соляную кислоту и кислород:

Хлорноватистая кислота — сильный окислитель. Образованием ее объясняются отбеливающие свойства хлора в присутствии влаги (воды). Сухой хлор не отбеливает.

Хлор непосредственно не взаимодействует с кислородом, азотом и углем (их соединения получаются косвенным путем). В отсутствие влаги хлор не реагирует с железом. Это дает возможность хранить его в стальных баллонах и цистернах.

Применение. Хлор применяется для обеззараживания питьевой воды (хлорирование воды), отбелки тканей и бумажной массы. Большие количества его расходуются для получения соляной кислоты, хлорной извести, а также различных химических соединений, содержащих хлор.

Хлороводород и соляная кислота

Хлороводород — одно из важнейших соединений хлора. Это бесцветный газ с резким запахом. При вдыхании раздражает дыхательные пути и вызывает удушье. В 1,3 раза тяжелее воздуха. Во влажном воздухе «дымит», т. е. с водяными парами воздуха образует мельчайшие капельки тумана. При 0°С в одном объеме воды растворяется около 500 объемов хлороводорода. Водный раствор хлороводорода называется соляной или хлороводородной кислотой.

В лабораторных условиях хлороводород получают при взаимодействии хлорида натрия с концентрированной серной кислотой. При этом образуются хлороводород и кислая соль (гидросульфат натрия):

Как указывалось ранее, хлороводород можно получить при горении водорода в хлоре:

На этих реакциях основаны промышленные способы получения соляной кислоты. Способ, основанный на реакции взаимодействия между NaCl и концентрированной H₂SO₄, называется сульфатным; способ, основанный на реакции горения водорода в хлоре, называется синтетическим. В обоих случаях получающийся хлороводород поглощается водой в специальных поглотительных башнях. Газ и вода движутся противотоком (газ снизу вверх, вода сверху вниз) для более полного растворения газа в воде.

Соляная кислота — бесцветная жидкость. Концентрированная содержит до 37% хлороводорода и во влажном воздухе «дымит». Будучи сильной кислотой, она обладает всеми свойствами кислот. Многие металлы, основные оксиды, основания и некоторые соли и газы взаимодействуют с соляной кислотой. Например:

Соляная кислота применяется для получения ее солей (хлорида бария, хлорида цинка и др.), при травлении металлов, а также в пищевой промышленности и медицине. Как реагент используется во всех химических лабораториях.

Хранят и перевозят соляную кислоту в гуммированных цистернах и бочках, т. е. в сосудах, внутренняя поверхность которых покрыта кислотостойкой резиной, а также в стеклянных бутылях и полиэтиленовой посуде.

Соли соляной кислоты

Ниже описаны важнейшие соли соляной кислоты.

Хлорид натрия (другие названия: каменная соль, поваренная соль, галит) NaCI является приправой к пище, служит сырьем для получения гидроксида натрия, хлора, соляной кислоты, соды и др.; используется для консервирования пищевых продуктов.

Хлорид калия КСl — ценное калийное удобрение.

Хлорид цинка ZnCI₂ используется для пропитки древесины в целях предохранения от гниения; применяется также при паянии для смачивания поверхности металла (устраняет пленку оксида и припой хорошо пристает к металлу); известны кристаллогидраты

Хлорид бария ВаСl₂ — ядовитое вещество, применяемое для борьбы с вредителями сельского хозяйства (свекловичным долгоносиком, луговым мотыльком и др.).

Хлорид кальция СаСl₂ (безводный) — широко применяется для осушки газов (при этом образуется кристаллогидрат соли и в медицине.

Хлорид алюминия AlCl₃ (безводный) часто используется как катализатор при органических синтезах.

Хлорид ртути (II), или сулема, HgCI₂ — сильный яд; очень разбавленные растворы соли применяются как сильнодействующее дезинфицирующее средство; используется также для протравливания семян, дубления кожи, в органическом синтезе.

Хлорид серебра AgCl — малорастворимая соль, используется в фотографии.

Качественная реакция на хлорид-ион. Большинство солей соляной кислоты хорошо растворимы в воде. Практически нерастворимы хлориды серебра AgCI, ртути (I) Hg₂Cl₂ и меди (I) CuCl. Малорастворим хлорид свинца (II) PbCl₂, но он хорошо растворяется в горячей воде. Эти свойства хлоридов используют в качественном анализе.

Нитрат серебра является реагентом на соляную кислоту и ее соли или, точнее, ион серебра—реагент на хлорид-ион. Это означает, что если к соляной кислоте или раствору соли, содержащему хлорид-ион Сl — , добавить раствор соли, содержащий ион серебра Ag + , то выпадает белый творожистый осадок хлорида серебра AgCI, нерастворимый в азотной кислоте. Поэтому признаку можно сделать заключение о присутствии в растворе хлорид-иона.

Краткие сведения о фторе, броме и йоде

Фтор — ядовитый светло-зеленый газ. Молекула его двухатомна и образована неполярной ковалентной связью (F₂). Получают фтор электролизом его расплавленных соединений. Это сильнейший окислитель, окисляющий даже некоторые благородные газы (см. §8.1):

Непосредственно он не взаимодействует только с гелием, неоном и аргоном.

Высокую химическую активность фтора следует объяснить тем, что на разрушение молекулы фтора требуется намного меньше энергии, чем ее выделяется при образовании новых связей. Так, вследствие малого радиуса атома фтора (п. 6, табл. 8.1) неподеленные электронные пары в молекуле фтора взаимно отталкиваются и ослабляют связи F—F (151 кДж/моль). В то же время энергия связи между атомом фтора и водорода Н—F большая (565 кДж/моль).

Фтор нашел широкое применение в синтезе полимерных материалов — фторопластов, обладающих высокой химической стойкостью, а также в качестве окислителя ракетного топлива. Некоторые соединения фтора используются в медицине.

Фтороводород растворяется в воде, образуя плавиковую кислоту HF. Важная особенность этой кислоты — способность к взаимодействию с оксидом кремния (IV):

Поэтому она разъедает стекло и ее хранят в сосудах из парафина, каучука, полиэтилена или свинца. Плавиковая кислота применяется для удаления песка с металлического литья и для травления стекла.

Бром — тяжелая красно-бурая жидкость. Пары брома ядовиты. При попадании брома на кожу образуются сильные ожоги.

Йод — черно-фиолетовое твердое вещество. При нагревании образует фиолетовые пары, которые при охлаждении снова превращаются в кристаллы. Происходит возгонка йода, т. е. испарение твердого вещества и образование кристаллов из паров, минуя жидкое состояние.

Молекулы брома и йода двухатомны с неполярной ковалентной связью Вг₂ и I₂. Растворимость в воде небольшая, при этом образуются соответственно бромная и йодная вода (аналогия с хлорной водой). Хорошо растворяются в органических растворителях — спирте, бензоле, бензине, хлороформе.

Валентные электроны у брома 5s 2 5p 5 , у йода 6s 2 6p 5 . Отсюда следует, что по химическим свойствам бром и йод аналогичны хлору, только менее реакционноспособны. Сопоставление их реакционной способности (активности) см. § 8.5.

Бром и йод — сильные окислители, что используется при различных синтезах и анализах веществ.

Большие количества брома и йода расходуются на изготовление лекарств.

Услуги по химии:

Лекции по химии:

Лекции по неорганической химии:

Лекции по органической химии:

Присылайте задания в любое время дня и ночи в ➔

Официальный сайт Брильёновой Натальи Валерьевны преподавателя кафедры информатики и электроники Екатеринбургского государственного института.

Все авторские права на размещённые материалы сохранены за правообладателями этих материалов. Любое коммерческое и/или иное использование кроме предварительного ознакомления материалов сайта natalibrilenova.ru запрещено. Публикация и распространение размещённых материалов не преследует за собой коммерческой и/или любой другой выгоды.

Сайт предназначен для облегчения образовательного путешествия студентам очникам и заочникам по вопросам обучения . Наталья Брильёнова не предлагает и не оказывает товары и услуги.