2. Физические свойства галогенов



жүктеу 41.61 Kb.
Дата08.10.2018
өлшемі41.61 Kb.

Галогены
1. Галогены в таблице Менделеева

Галогены - элементы главной подгруппы VII группы. Астат - редкий и радиоактивный элемент, его свойства плохо изучены, и обычно, говоря о галогенах, его не рассматривают.

Фтор среди галогенов стоит особняком. Он - самый электроотрицательный элемент, и атом фтора способен ТОЛЬКО принимать электрон. Поэтому фтор проявляет в соединениях ВСЕГДА степень окисления -1.

Хлор, бром и иод похожи друг на друга. Кроме степени окисления -1, они могут проявлять и положительные степени окисления: максимальная +7 (номер группы), а также +5, +3, +1 (все нечетные).


2. Физические свойства галогенов

- фтор F2 - желтый ядовитый газ с резким запахом. Химически очень активен.

- хлор Cl2 - желто-зеленый ядовитый газ с резким запахом.

- бром Br2 - темно-красная ядовитая жидкость, легко превращающаяся в оранжевые пары с резким запахом.

- иод I2 - серые кристаллы, легко превращающиеся в фиолетовые пары с резким запахом. То, что иод - якобы коричневая жидкость, - заблуждение, впитанное из детского опыта лечения ссадин. Коричневая жидкость - это раствор иода в спирте.

Все галогены имеют молекулярное строение, молекула двухатомна и неполярна. Поэтому галогены хорошо растворимы в неполярных и малополярных растворителях, таких как CCl4, гексан С6Н14, сероуглерод CS2 и т.п. Растворимы ли галогены в воде? Да, но плохо (малорастворимы). Растворение в воде сопровождается обратимой химической реакцией.


3. Химические свойства галогенов

Галогенам не хватает до устойчивой электронной оболочки одного электрона. Следовательно, они будут отбирать этот электрон у тех, кто позволит, т.е. проявлять окислительные свойства.

F2 Cl2 Br2 I2

уменьшение окислительных свойств

У кого галоген может отобрать электрон?

1. У металла (металлам как раз свойственно отдавать электроны)

2Al + 3I2 = 2AlI3 (в присутствии капли воды)

2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3

2. У другого, менее электроотрицательного неметалла:

S + 3F2 = SF6

С + 2F2 = CF4

Н2 + Br2 = 2HCl

2P + 5Cl2 = 2PCl5

2P + 3Cl2 = 2PCl3

I2 + 3Cl2 = 2ICl3

Обратите внимание:

1) кислород, азот, углерод не взаимодействуют с галогенами напрямую (кроме углерода с фтором).

2) галогены могут взаимодействовать друг с другом: более сильный окислитель отбирает электроны у менее сильного.

3. У себя (диспропорционирование в воде и в растворах щелочей):

Hal2 + H2O HHal + HHalO (в холодной воде)

3Hal2 + 3H2O 5HHal + HHalO3 (в горячей воде)

Галогены реагируют со щелочами по той же схеме, что и с водой, только образуются не кислоты, а их соли, и реакции протекают до конца:

Hal2 + 2NaOH = NaHal + NaHalO + H2O

3Hal2 + 6NaOH 5NaHal + NaHalO3 + 3H2O

(2F2 + 4NaOH = 4NaF + O2 + 2H2O)

Этим химические свойства галогенов не ограничиваются, но мы пока остановимся.


4. Получение хлора

1. Электролиз водных растворов хлоридов активных металлов:

2NaCl + 2H2O 2NaOH + H2 + Cl2

2. Взаимодействие концентрированной соляной кислоты с твердыми окислителями (KMnO4, K2Cr2O7, KClO3, MnO2, PbO2 и др.):

2KMnO4(тв.) + 16HCl(конц.) = 5Cl2 + 2MnCl2 + 2KCl + 8H2O

K2Cr2O7(тв.) + 14HCl(конц.) = 3Cl2 + 2CrCl3 + 2KCl + 7H2O

Образование хлора в этих реакциях сводится к одному процессу:

2Cl- - 2e = Cl2


5. Галогеноводороды

ВСЕ галогеноводороды при обычных условиях - бесцветные газы. При н.у. (вспомните чем нормальные условия отличаются от обычных!) фтороводород - жидкость.

Молекулы галогеноводородов полярны, поэтому они прекрасно растворимы в воде. 1 л воды при н.у. способен растворить в себе более 500 л хлороводорода.

Растворы галогеноводородов в воде являются кислотами:

HF – плавиковая, или фтороводородная – слабая

HCl – соляная, или хлороводородная – сильная

HBr – бромоводородная – сильная

HI – иодоводородная – сильная

Поскольку атомы галогена находятся в галогеноводородах в минимальной степени окисления, они проявляют восстановительные свойства.

F- Cl- Br- I-

Увеличение восстановительных свойств

В чем проявляется разница восстановительных свойств?

1) Каждый вышестоящий галоген вытесняет из галогенида нижестоящий:

Cl2 + 2NaBr = Br2 + 2NaCl

I2 + NaBr 

2) Для получения галогеноводородов из хлорида и фторида можно использовать концентрированную серную кислоту, а из бромида и иодида - нельзя, т.к. она будет окислять HI и HBr до иода и брома, соответственно:

NaFтв. + H2SO4конц. = NaHSO4 + HF

NaClтв. + H2SO4конц. = NaHSO4 + HCl

Образуется кислая соль, т.к. серная кислота - концентрированная и явно в избытке. Хлороводород улетучивается, а затем собирается и растворяется в воде для получения соляной кислоты.

Обратите внимание, что трубка не опущена в воду. Если неосторожно опустить ее, то весь хлороводород, находящийся в приборе, растворяется в воде, внутри прибора образуется вакуум, и вода засасывается внутрь.

NaBrтв. + H2SO4конц.  NaHSO4 + Br2 + SO2 + H2O

NaIтв. + H2SO4конц.  NaHSO4 + I2 + S + H2O

или

NaIтв. + H2SO4конц.  NaHSO4 + I2 + H2S + H2O



Обратите внимание, что в реакции с иодидом происходит более глубокое восстановление серной кислоты, чем с бромидом (иодид - более сильный восстановитель!)

Для получения иодоводорода и бромоводорода используют кислоты, не обладающие окислительными свойствами:

KIтв. + H3PO4конц. = KH2PO4 + HI

KBrтв. + H3PO4конц. = KH2PO4 + HBr

3) Получение фтора взаимодействием окислителей с плавиковой кислотой невозможно, в отличие от хлора, брома и иода:

2KMnO4(тв.) + 16HCl(конц.) = 5Cl2 + 2MnCl2 + 2KCl + 8H2O

2KMnO4(тв.) + 16HBr(конц.) = 5Br2 + 2MnBr2 + 2KBr + 8H2O

KMnO4(тв.) + HF(конц.) 



Восстановительные свойства фторид-иона настолько слабы, что фтор можно получить из фторида только электролизом расплава.

Достарыңызбен бөлісу:


©kzref.org 2017
әкімшілігінің қараңыз

    Басты бет