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.
Натрий: способы получения и химические свойства
Натрий — это щелочной металл, серебристо-белого цвета. Легкий, очень мягкий, низкая температура плавления.
Относительная молекулярная масса Mr = 22,990; относительная плотность по твердому состоянию d = 0,968; относительная плотность по жидкому состоянию d = 0, 27; tпл = 97,83º C; tкип = 886º C.
Способ получения
1. Натрий получают в промышленности электролизом расплава гидроксида натрия, в результате образуется натрий, кислород и вода:
4NaOH → 4Na + O2↑ + 2H2O
Качественная реакция
Качественная реакция на натрий — окрашивание пламени солями натрия в желтый цвет .
Химические свойства
Натрий — активный металл; на воздухе реагирует с кислородом и покрывается оксидной пленкой. Воспламеняется при умеренном нагревании; окрашивает пламя газовой горелки в темно-красный цвет.
1. Натрий — сильный восстановитель . Поэтому он реагирует почти со всеми неметаллами :
1.1. Натрий легко реагирует с галогенами с образованием галогенидов:
2Na + I2 = 2NaI
1.2. Натрий реагирует с серой с образованием сульфида натрия:
2Na + S = Na2S
1.3. Натрий активно реагирует с фосфором и водородом . При этом образуются бинарные соединения — фосфид натрия и гидрид натрия:
3Na + P = Na3P
2Na + H2 = 2NaH
1.4. С азотом натрий реагирует при температуре 100º С и электрическом разряде с образованием нитрида:
1.5. Натрий реагирует с углеродом с образованием карбида:
1.6. При взаимодействии с кислородом при температуре 250–400º C натрий образует пероксид натрия:
2. Натрий активно взаимодействует со сложными веществами:
2.1. Натрий реагирует с водой . Взаимодействие натрия с водой приводит к образованию щелочи и водорода:
2Na 0 + 2 H2 O = 2 Na + OH + H2 0
2.2. Натрий взаимодействует с кислотами . При этом образуются соль и водород.
Например , натрий реагирует с разбавленной соляной кислотой :
2Na + 2HCl = 2NaCl + H2 ↑
2.3. Натрий может реагировать с аммиаком , при этом образуются амид натрия и водород:
2.4. Н атрий может взаимодействовать с гидроксидами:
Например , натрий взаимодействует с гидроксидом натрия при температуре 600º С:
2Na + 2NaOH = 2Na2O + H2
Галогены в химии — формулы и определение с примерами
Содержание:
Понятие «галоген» было введено в науку в 1811 г. немецким химиком И. Швейгером и означало «образующий соль».
Галогенами называют фтор, хлор, бром, йод и астат. Все галогены являются неметаллами и в периодической таблице химических элементов занимают основную подгруппу седьмой группы.
На внешнем энергетическом уровне атомы галогенов имеют семь электронов и для заполнения этого уровня восемью электронами им недостает одного электрона. Поэтому они присоединяют по одному электрону от атомов водорода и металлов и проявляют степень окисления, равную —1:
Будучи сильным электроотрицательным элементом, только фтор проявляет степень окисления —1 во всех соединениях. Другие галогены хлор, бром и йод в соединениях с кислородом проявляют также степень окисления от +1 до +7 .
Строение атомов галогенов
Распространение в природе
Так как галогены являются сильными окислителями, в свободном состоянии в природе они не встречаются и находятся в основном в виде химических соединений (табл. 23).
Таблица 23
Распространение галогенов в природе
Химический элемент | Количество в земной коре, % | Природные соединения |
Фтор | 0,027 | Плавиковый шпат , апатит, фосфориты |
Хлор | 0,045 | Хлориды: КС1, NaCl |
Бром | 0,00016 | Бромиды: NaBr, KBr, MgBr, |
0,00003 | Йодиды: NaJ, KJ |
Получение галогенов
В связи с тем, что в природных соединениях галогены имеют в основном отрицательную (—1) степень окисления, выделение их в свободном состоянии проводится путем окисления ионов галогенидов.
- Фтор получают из фторид-ионов только в процессе электролиза.
- Хлор получают из хлоридов путем электролиза растворов, содержащих ионы хлора, или путем воздействия на них сильными окислителями:
- Бром получают из бромидов путем электролиза растворов, содержащих бромид-ионы, или путем воздействия на них сильными окислителями. Кроме того, бром можно выделить воздействуя на растворы бромидов хлором, так как хлор — более сильный окислитель, чем бром:
- Йод выделяют из йодидов путем их электролиза или воздействия на них сильными окислителями, в частности, хлором и бромом
Физические свойства галогенов
О некоторых свойствах галогенов вы узнали при изучении природных семейств химических элементов. С возрастанием относительных атомных масс галогенов их физические свойства изменяются по определенной закономерности.
Агрегатные в обычных условиях состояния и цвет постепенно сгущаются.
Фтор — газ светло-зеленого цвета, хлор — тяжелый газ желто-зеленого цвета, бром — жидкость красновато-бурого цвета, йод — кристаллическое вещество темно-серого цвета. Температура кипения и плотность постепенно увеличиваются от фтора к йоду.
Водорастворимость галогенов относительно невелика. Так, в одном объеме воды в обычных условиях растворяется 2,5 объема хлора, водорастворимость йода составляет 0,02 на 100 г воды. Галогены хорошо растворяются в органических растворителях (керосин, бензин, ацетон, различные спирты, бензол и др.).
Йод обладает сублимирующим свойством, то есть при накаливании он превращается в газ фиолетового цвета.
— Явление перехода веществ из твердого состояния в газообразное, а из газообразного в твердое, минуя жидкое, называется сублимацией.
Химические свойства галогенов
Радиусы атомов галогенов увеличиваются от фтора к йоду (в ряду ). Это объясняется тем, что валентные электроны фтора притягиваются к ядру сильнее, чем электроны йода.
В ряду :
- — окислительные свойства галогенов ослабевают;
- — химическая активность снижается;
- — восстановительные свойства усиливаются.
В ряду , наоборот, химическая активность галогенов возрастает. Внешний энергетический слой этих ионов заполнен восемью электронами, они не могут присоединять электроны, а наоборот, отдают их и окисляются.
Фтор — самый активный среди галогенов. Под влиянием фтора окисляется даже кислород. При взаимодействии с водой он горит ярким пламенем:
Элементы знаний, умений и навыков: галогены, сублимация.
Хлор — ядовитый газ, натрий — щелочной металл.
Галогены и их соединения имеют большое значение в народном хозяйстве. Хлор и его соединения занимают важное место в ряду галогенов. Поэтому рассмотрим свойства хлора подробнее. Из предыдущих глав нам известно, что:
1) в периодической таблице химический элемент хлор расположен в основной подгруппе седьмой группы третьего периода под порядковым номером 17;
2) атом хлора имеет следующее строение:
3) молекула хлора имеет следующее строение: Это молекула с неполярной ковалентной связью. Распространение в природе. В природе хлор встречается только в виде таких соединений, как:
- галит (каменная соль)——-NaCl;
- сильвинит——————- КС1 • NaCl;
- сильвин——————— КС1;
- бишофит———————
- карналлит——————-
- каинит———————-
Получение:
В промышленности хлор получают путем электролиза.
В лабораторных условиях хлор получают при взаимодействии с НС1 на установке, указанной на рис. 20. Вместо можно использовать . Запишите уравнение этой реакции и уравняйте ее.
Физические свойства:
Хлор — таз желто-зеленого цвета с острым удушливым запахом, ядовит. Попадая в органы дыхания, хлор вызывает воспаление слизистой оболочки. Поэтому, работая с ним следует соблюдать осторожность. Примерно в 2,5 раза тяжелее воздуха. При температуре 20°С в одном объеме воды растворяется 2,5 объема хлора, в результате образуется раствор, называемый хлорной водой.
Определите массу хлора в хлорной воде.
Решение.
В одном объеме воды растворяется 2,5 объема хлора.
Значит, в 1 л воды растворяется 2,5 л
1. Масса 1 л воды: т — 1000 мл • 1 г/мл = 1000 г.
2. Масса 2,5 л :
4. Масса раствора: 1000 + 7,9 = 1007,9 г.
5. Массовая доля хлора в растворе:
Химические свойства:
При взаимодействии с водородом, металлами, бромидами и йодидами хлор является окислителем. Например, реакция взаимодействия хлора с натрием выражается следующим уравнением (см. рис. 21, а).
Поскольку хлор сильный окислитель, то вступая в реакцию с железом, он окисляет его до степени окисления +3 (см. рис. 21, в).
Хлор взаимодействует также с сурьмой, медью и рядом простых веществ (рис. 21, б, г).
При взаимодействии с водой и щелочами один атом молекулы хлора является окислителем, второй—восстановителем:
Соединяясь с едким калием, хлор в зависимости от условий образует различные вещества. При взаимодействии хлора с нагретым едким калием образуются хлорид калия и бертолетова соль. Степень окисления хлора в хлориде калия равна —1, в бертолетовой соли +5:
При взаимодействии хлора с холодным едким калием образуются соли КС10 и КС1:
Уравняйте уравнение этой реакции методом электронного баланса.
Элементы знаний, умений и навыков: природные соединения хлора, получение, степени окисления хлора, хлор-окислитель, хлор-восстановитель, соляная кислота.
Хлорид водорода
Чем объясняются кислотные свойства водного раствора хлорида водорода?
Хлорид водорода — одно из самых важных соединений хлора. Его химическая формула НС1. Относительная молекулярная масса 36,5. Структурная формула Н—С1, атомы в молекуле связаны полярной ковалентной связью. Электронная формула .
Получение:
1. В промышленности хлорид водорода получают в реакциях взаимодействия водорода и хлора:
2. В лабораторных условиях хлорид водорода получают путем воздействия на чистый сухой хлорид натрия концентрированной серной кислотой:
При сильном нагревании реакция заканчивается образованием сульфата натрия:
Физические свойства:
Хлорид водорода — бесцветный газ с острым удушливым запахом, немного легче воздуха Очень хорошо растворяется в воде, то есть в одном объеме воды растворяются 500 объемов НС1 (рис. 22).
Химические свойства:
По химическим свойствам хлорид водорода схож с соляной кислотой, поэтому ее химические свойства рассмотрим подробнее ниже. Однако в отличие от соляной кислоты, сухой хлорид водорода не вступает в реакции с металлами и их оксидами.
Применение:
Хлорид водорода используется в основном в производстве соляной кислоты.
Соляная кислота
Соляная кислота представляет собой водный раствор хлорида водорода.
Получение:
В лабораторных условиях соляную кислоту получают с помощью простой реакции. Выделяющийся в результате реакции газ направляется в воду, в которой он быстро растворяется и образует соляную кислоту (рис. 23).
В промышленности соляную кислоту получают путем сжигания водорода с хлором и растворения в воде полученного хлорида водорода (рис. 24).
Физические свойства:
Концентрированная соляная кислота — бесцветная жидкость с острым запахом (за счет выделения хлорида водорода), дымящаяся при влажном воздухе. Плотность концентрированной соляной кислоты 1,19 г/см3, содержание хлорида водорода в ней 37% (такая кислота называется также «дымящейся»).
Химические свойства:
1. Соляная кислота вступает в химические реакции, как и все сильные кислоты:
а) окрашивает фиолетовый цвет лакмуса в красный; обесцвечивает розовый цвет фенолфталеина в щелочной среде; изменяет оранжевый цвет метилоранжа в красный;
б) взаимодействует со всеми металлами, которые в ряду активности расположены перед водородом, с образованием соли и водорода:
в) взаимодействует с основными и амфотерными оксидами с образованием солей и воды:
г) взаимодействует с основаниями с образованием солей и воды:
д) взаимодействует с солями слабых кислот с образованием новой
2. Реакции, присущие соляной кислоте.
а) взаимодействует с нитратом серебра и образует белый осадок (AgCl), который не растворяется ни в воде, ни в кислоте:
служит реактивом для определения наличия хлорид-иона в растворах;
б) взаимодействует с окислителями, в результате чего ион хлора окисляется и образуется свободный хлор:
Соли соляной кислоты называют хлоридами. Хлориды имеют важное значение в народном хозяйстве.
Хлорид натрия (поваренная соль) — NaCl
Поваренная соль в природе встречается в большом количестве. Основная масса ее содержится в растворенном виде в воде морей и океанов. Поваренная соль встречается также в виде твердых кристаллов, называемых каменной солью. На территории Узбекистана каменная соль добывается на месторождениях Ходжаикан, Тубакат, Барса-Кельмес, Байбичакан, Аккала.
Температура кипения поваренной соли 1413°С, температура плавления 800,4°С, плотность 2,16 г/см3. Растворимость при 0°С — 35,6 г.
Поваренная соль имеет важное значение в жизни человека и в народном хозяйстве. Человек потребляет в сутки примерно 10 г, а в год — 3,6 кг поваренной соли. Значит, население Узбекистана в год потребляет примерно 90000 т поваренной соли. Население всего мира потребляет в год 25 млн т этого продукта.
Хлорид калия — КС1
Хлорид калия в природе встречается в виде минералов карналлита — , сильвинита — КС1 • NaCl, сильвина — КС1, каинита — . Природные минералы хлорида калия добываются на месторождениях Тубакат в Кашкадарьинской области и Ходжаикан в Сурхандарьинской области.
Хлорид калия имеет важное значение в производстве калийных удобрений для сельского хозяйства, а также для получения едкого кали, хлора и его соединений.
Почти все хлориды, кроме хорошо растворяются в воде.
Для определения хлоридов и соляной кислоты используется раствор
Соль является реактивом для хлорид-иона (Cl¯).
Кислородные соединения хлора
Галогены, в частности хлор, образуют ряд кислородных соединений, однако эти соединения получают косвенным путем, так как хлор непосредственно с кислородом не взаимодействует. В кислородных соединениях хлор проявляет степень окисления +1, +3, +5, +7.
Хлорноватистая кислота НСlO — неустойчивое вещество, которое существует только в разбавленных растворах.
НСlO — сильный окислитель. При медленном расщеплении ее выделяется атомарный кислород:
НСlO = НС1 + О.
Хлорноватистая кислота относится к очень слабым кислотам. Ее соли получают путем пропускания хлора через раствор щелочи:
При взаимодействии хлора с гашеной известью получают хлорную известь (отбеливающая известь):
Хлорная известь — является смешанной солью (кальциевая соль соляной и хлорноватистой кислот) и имеет структурную формулу
Хлористая кислота —— крайне неустойчива и существует только в разбавленных растворах. Является сильным окислителем. Соли хлористой кислоты неустойчивы и взрываются при ударе.
Хлорноватая кислота — неустойчивое вещество, существует только в растворе. При концентрации в растворе свыше 40% взрывается и расщепляется.
Хлорноватая кислота и ее соли — хлораты также являются сильными окислителями. При пропускании хлора через горячий гидроксид калия получается хлорат калия (бертолетова соль):
Бертолетова соль — устойчивое вещество, которое в качестве окислителя используется при производстве спичек, при изготовлении взрывчатых веществ. В лабораторных условиях применяется для получения кислорода.
Хлорная кислота . Самая сильная среди кислородных соединений хлора. В ряду кислородных соединений хлора кислотные свойства и устойчивость повышаются, а окислительные свойства ослабевают в следующем порядке:
Элементы знаний, умений и навыков: хлорид водорода, соляная кислота, дымящаяся соляная кислота, реакции, присущие иону хлора, окисление хлор-иона, хлорноватистая кислота, хлорная известь, хлористая кислота, хлорноватая кислота, бертолетова соль, хлорная кислота.
Фтор, бром, йод
Какие соединения галогенов вы использовали? С какой целью?
Фтор, бром, йод являются представителями семейства галогенов и широко распространены в природе в виде различных соединений.
Фтор — в природе встречается в виде минералов флюорита (плавиковый шпат) , криолита , фторапатита или
Бром — находится в виде минералов в морских и подземных водах и в качестве примеси во всех природных хлорсодержащих соединениях.
Йод — в природе встречается в составе морских водорослей, губок, морской воды в виде органических соединений и входит в состав чилийской селитры в качестве примеси в виде йодатов
Все галогены имеют острый запах и ядовиты. Молекулы двуатомные, с возрастанием порядкового номера радиусы их атомов увеличиваются, что приводит к повышению поляризованности молекул. В результате усиливается межмолекулярное дисперсионное взаимодействие, что обусловливает жидкое состояние у брома и твердое — у йода. А это в свою очередь является причиной высоких значений их температур кипения и плавления.
Фтор обладает очень высокой химической активностью и практически трудно растворим в растворителях. Бром и йод мало растворимы в воде и хорошо растворяются в органических растворителях.
При комнатной температуре фтор вступает во взаимодействие с щелочными металлами, свинцом и железом, а при накаливании реагирует также со всеми металлами, золотом и платиной. При низких температурах фтор взаимодействует с водородом, йодом, бромом, серой, фосфором, мышьяком, сурьмой, углеродом, кремнием и бором, при этом реакция сопровождается взрывом и воспламенением фтора. При накаливании фтор соединяется с хлором, криптоном и ксеноном:
Фтор не вступает непосредственно в реакцию с кислородом, азотом и алмазом, в атмосфере фтора стекло и вода сгорают:
Несмотря на относительно слабую химическую активность брома и йода, они также взаимодействуют со многими металлами и неметаллами.
Бром реагирует с водородом при небольшом нагреве, а с йодом при сильном нагревании, однако с повышением температуры нагрева
HJ начинает расщепляться и происходит обратная реакция, которая не доходит до конца:
Химические свойства галогенов ослабевают от фтора к астату, окислительные свойства снижаются поэтапно. Этим объясняется окисление легкими галогенами (в качестве простых веществ) ионов тяжелых галогенидов и восстановление оксидов легких галогенов ионами тяжелых галогенидов:
Так как фтор, бром, йод в природе встречаются в виде соединений и их ионы заряжены отрицательно, получение этих галогенов в свободном состоянии осуществляется через окисление их ионов путем воздействия окислителями и пропускания электрического тока через расплавы или водные растворы их солей.
Фтор используется для изготовления устойчивых к высоким температурам смазочных средств, стойких к химическим реагентам пластмасс (тефлон), охлаждающих жидкостей (фреон, хладон) и др.
Бром применяется при производстве различных лечебных средств, некоторых красок, при изготовлении бромида серебра. Недостаток брома в организме человека приводит к возникновению различных заболеваний нервной системы. При лечении этих заболеваний и при бессоннице применяются лекарственные средства на основе брома.
Пятипроцентный спиртовый раствор йода используется в медицине в качестве антисептического и кровоостанавливающего средства, а также при изготовлении ряда фармацевтических средств.
Пример №2
Как можно получить хлорид кальция с помощью поваренной соли и других необходимых веществ? Запишите соответствующие уравнения реакций.
Решение:
1) получение НС1 и из поваренной соли:
2) получение Сапутем воздействия на HC1 оксидом Ca (CaO) или
3) получение Ca также путем воздействия на хлор кальцием:
Рекомендую подробно изучить предметы: |
|
Ещё лекции с примерами решения и объяснением: |
- Подгруппа кислорода
- Подгруппа азота
- Количество вещества в химии
- Органические соединения
- Теория электролитической диссоциации
- Электролиты и неэлектролиты в химии
- Металлы в химии
- Неметаллы в химии
При копировании любых материалов с сайта evkova.org обязательна активная ссылка на сайт www.evkova.org
Сайт создан коллективом преподавателей на некоммерческой основе для дополнительного образования молодежи
Сайт пишется, поддерживается и управляется коллективом преподавателей
Whatsapp и логотип whatsapp являются товарными знаками корпорации WhatsApp LLC.
Cайт носит информационный характер и ни при каких условиях не является публичной офертой, которая определяется положениями статьи 437 Гражданского кодекса РФ. Анна Евкова не оказывает никаких услуг.
http://chemege.ru/na/
http://www.evkova.org/galogenyi-v-himii