Составьте уравнение реакций характеризующих химические свойства галогенов

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.

Внешний вид галогенов:

Фтор

Хлор

Бром

Йод

В природе галогены встречаются в виде соединений, в основном, в виде галогенидов.

Соединения галогенов

Типичные соединения хлора:

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:

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:

Химические свойства галогенов

Свободные галогены проявляют чрезвычайно высокую химическую активность. Они вступают во взаимодействие почти со всеми простыми веществами, окисляют ряд сложных веществ.

Так, расплавленный металлический натрий в атмосфере хлора сгорает с ослепительной вспышкой, а на стенках сосуда появляется белый налет хлорида натрия:

Если кусочек твердого фтора бросить в жидкий водород, то реакция идет со взрывом.

Если к желтоватому водному раствору йода добавить сероводородной воды (раствор сероводорода в воде), то жидкость обесцвечивается и становится мутной от выделившейся серы:

Основным типом реакций, в которые вступают галогены в виде простых веществ, являются те, в которых они играют роль окислителя. Такое поведение напоминает свойства кислорода и считается типичным для неметаллов.

Окислительные свойства галогенов ослабевают при переходе вниз по группе, от фтора к йоду. Связано это с ослаблением химических связей галоген-элемент благодаря понижению плотности перекрывания в связи с увеличением размеров атомов при движении вниз по группе. указанная закономерность является общей для непереходных элементов.

Различие химических свойств в ряду At-I-Br-Cl в основном определяется закономерным уменьшением размеров атомных орбиталей валентных электронов, а при переходе от хлора к фтору уменьшение атомных орбиталей сопровождается еще и резким изменением всего состояния электронной оболочки. Это означает, что последовательность в изменении количественных, а часто и качественных характеристик свойств галогенов и их соединений в ряду I-Br-Cl-F нарушается при переходе от хлора к фтору. Например, концентрация кислот HOHal в насыщенных водных растворах галогенов увеличивается в ряду I-Br-Cl, но фтор вообще не может образовать оксокислоту HOF.

Сравнение химических свойств галогенов показывает, что их окислительная активность последовательно уменьшается от фтора к астату. Этот эффект проявляется в способности более легких галогенов в виде простых веществ окислять анионы Hal – более тяжелых галогенов и в способности более тяжелых галогенов восстанавливать кислородные соединения более легких галогенов.

Несмотря на меньшую энергию сродства к электрону у фтора, чем у хлора, фтор является все же самым сильным окислителем среди галогенов. Объясняется это тем, что превращение газообразного хлора или фтора в анион Hal – можно рассматривать как процесс, состоящий из двух стадий – диссоциации молекулы на отдельные атомы

и присоединения электрона к образовавшемуся свободному атому галогена

первая стадия процесса требует затраты энергии на разрыв связей между атомами галогенов в молекуле, мерой этих энергетических затрат может служить энтальпия диссоциации молекул галогенов. У хлора, состоящего из более прочных молекул, энтальпия диссоциации в расчете на 1 моль атомов галогена (121,5 кДж/моль) значительно выше, чем у фтора (79,5 кДж/моль).

Вторая стадия процесса сопровождается выделением энергии (сродство к электрону); здесь выигрыш в случае хлора (348,7 кДж/моль) несколько выше, чем в случае фтора (332,7 кДж/моль).

Как нетрудно подсчитать, общий выигрыш энергии в рассматриваемом процессе для фтора (253,2 кДж/моль) выше, чем для хлора (227,2 кДж/моль), что и характеризует фтор как более сильный окислитель.

Если реакция протекает в водном растворе, то следует учитывать и энергию гидратации анионов галогенов. При одинаковом заряде анионов она тем выше, чем меньше радиус аниона галогена. Следовательно? при гидратации Cl – выделяется больше энергии, чем при гидратации Br – или I – , так что и в водных растворах закономерность сохраняется.

Этим и объясняется способность каждого галогена вытеснять более тяжелые галогены, находящиеся в степени окисления -1, из растворов их соединений.

Скорость реакции определяется ее кинетическими характеристиками, в первую очередь энергией активации. Причиной высокой скорости реакций с участием галогенов, по всей видимости, является сравнительно небольшая прочность их молекул, что понижает энергию активации. Многие реакции с участием галогенов протекают как цепные с образованием в качестве промежуточных продуктов свободных атомов галогенов. Цепными реакциями являются, например, реакции хлора и брома с алканами.

Все галогены принимают участие в реакциях комплексообразования в качестве лигандов.

Реакции галогенов с простыми веществами:

Реакции галогенов с важнейшими реагентами:

Уравнения реакций, характеризующих свойства галогенов

Задача 831.
Закончить уравнения реакций:

Задача 832.
Какие из перечисленных реакций могут быть осуществлены с целью получения кислородных соединений галогенов?
а) Cl₂ + 2O₂ = 2ClO₂;
б) F₂ + 1/2O₂ = F₂O;
в) 3Cl₂ + 10HNO₃ = 6HClO₃ + 10NO + 2H₂О;
г) 3I₂ + 10HNO3 = 6HIO₃ + 10NO + 2H₂O.
Решение:
Уравнение реакция имеет вид:

По табличным данным находим:
H 0 = 2 . 105 кДж/моль; G 0 = 2 . 122,3 кДж/моль.

При G 0 > 0 реакция в обычных условиях самопроизвольно не протекает. Учитывая, что реакция протекает с уменьшением количества газообразных веществ, т.е. система стремится к упорядочению, S 0

G = H — TS

При положительном значении H и отрицательном значении S, если даже повышать температуру, то член равенства (TS) всё равно будет иметь положительное значение [-T . -TS = TS], что указывает на то, что G всегда будет иметь положительное значение, а при G > 0 процесс не протекает самопроизвольно. Таким образом, данная реакция не может быть использована для получения ClO₂.

б) Уравнение реакция имеет вид:

По табличным данным находим:
H 0 = 50,2 кДж/моль; G_0 = 50,2 кДж/моль.
При G 0 > 0 реакция в обычных условиях самопроизвольно не протекает. Учитывая, что реакция протекает с уменьшением количества газообразных веществ, т.е. система стремится к упорядочению, S 0

G = H — TS

При положительном значении H и отрицательном значении S, если даже повышать температуру, то член равенства (TS) всё равно будет иметь положительное значение [-T . -TS = TS], что указывает на то, что G всегда будет иметь положительное значение, а при G > 0 процесс не протекает самопроизвольно. Таким образом, данная реакция не может быть использована для получения OF₂.

в) Уравнение реакция имеет вид:

G 0 (NO) = 80,6 кДж/моль;
G 0 (HNO₃) = -80,9 кДж/моль;
G 0 (H₂O) = -237,4 кДж/моль;
G 0 (ClO₃ — ) = -0,2 кДж/моль.
Рассчитаем G_0 реакции:

G 0 = [6 G 0 (HClO₃) + 10 G 0 (NO) + G 0 (H₂O)] — 10 G (HNO₃) =
= 6(-0,2) + 10(80,6) + 2(-237,4) — 10(-80,9) = 1139,0 кДж.

При G 0 > 0 реакция в обычных условиях самопроизвольно не протекает. Учитывая, что реакция протекает с увеличение количества газообразных веществ, т.е. система стремится к беспорядку, S 0

G = H — TS

При положительном значении H 0 и положительном значении S 0 , член равенства (TS) будет иметь отрицательное значение [-T . —S = TS] только при очень высоких температурах G реакции будет иметь отрицательное значение. Таким образом, данная реакция не может быть использована для получения хлорной кислоты.

г) Уравнение реакция имеет вид:

G 0 (NO) = 80,6 кДж/моль;
G 0 (HNO₃) = -80,9 кДж/моль;
G 0 (H₂O) = -237,4 кДж/моль;
G 0 (IO₃ — ) = -230,1 кДж/моль.
Рассчитаем G_0 реакции:

G 0 = [6 G 0 (HIO₃) + 10 G 0 (NO) + G 0 (H₂O)] — 10 G 0 (HNO₃) =
= 6(-230,1) + 10(80,6) + 2(-237,4) — 10(-80,9) = -240,4 кДж.

Так как G_0 0. Исходя из уравнения:

G = H — TS

При отрицательном значении H и положительном значении S, член равенства (TS) будет иметь отрицательное значение [-T . S = -TS] при любых значениях температуры G 0 реакции будет иметь отрицательное значение. Допустим, что G 0 > 0, то при достаточно большой температуре G 0 реакции тоже будет иметь отрицательное значение. Значит, данная реакция может быть использована для получения HIO₃.

Ответ: г).

Задача 833.
С какими из перечисленных веществ взаимодействует НВг:
а) Са(ОН)₂; б) РСI₃; в) H₂SO₄ (конц.); г) КI; д) Мg; е) КСIО₃?
При этом НВг проявляет свойства: 1) кислоты; 2) основания; З) окислителя; 4) восстановителя.
Решение:
Взаимодействие бромоводорода со следующими веществами:

HBr – кислота, которая со щелочами вступает в реакцию нейтрализации.

б) Трихлористый фосфор представляет собой хлористый ангидрид фосфористой кислоты, поэтому в реакцию с HBr как с кислотой не вступает.

в) В HBr атом брома находится в своей низшей степени окисления, поэтому с сильными окислителями, такими как H₂SO₄ он будет играть роль восстановителя.

Электронные уравнения реакции:

2Br — + S +6 ↔ Br₂ 0 + S +4

г) Иодид калия и бромид водорода являются сильными электролитами и в водных растворах полностью диссоциируют на ионы:

KI ↔ K + + I — ; HBr ↔ H + + Br —

Связывание ионов не происходит, поэтому реакция не протекает, так как не образуется ни осадка, ни газа, ни малодиссоциируемого вещества (слабого электролита)

д) Магний – металл, стоящий в ряду напряжений металлов до водорода, поэтому из растворов кислот будет вытеснять водород из бромоводорода, При этом магний будет яаляться восстановителем, а бромоводород – окислителем:

Электронные уравнения процессов:

Mg 0 + 2H + ↔ Mg 2+ + H₂О

е) В хлорате калия атом хлора находится в своей степени окисления раной +5 (промежуточная степень окисления), поэтому с восстановителем, например, бромоводородом будет играть роль окислителя:

Электронные уравнения процессов:

Восстановитель 2|4|2Br -1 — 2e = Br₂ 0 процесс окисления
Окислитель 1|2|Cl +5 + 4e = Cl +1 процесс восстановления

4Br — + Cl +5 ↔ 2Br₂0 + Cl +