Ослабление окислительных свойств галогенов от фтора к иоду наглядно проявляется при взаимодействии их с водородом.

Строение и свойства атомов .

Элементы главной подгруппы VII группы Периодической системы, объединенные под общим названием галогены, фтор F, хлор Сl, бром Вr, иод I, астат Аt (редко встречающийся в природе) — типичные неметаллы. Это и понятно, ведь их атомы содержат на внешнем энергетическом уровне семь электронов, и им недостает лишь одного электрона, чтобы завершить его. Атомы этих элементов при взаимодействии с металлами принимают электрон от атомов металлов. При этом возникает ионная связь и образуются соли. Отсюда общее название «галогены», т. е. «рождающие соли».

Галогены — очень сильные окислители.

Фтор в химических реакциях проявляет только окислительные свойства, и для него характерна степень окисления -1. Остальные галогены могут проявлять и восстановительные свойства при взаимодействии с более электроотрицательными элементами — фтором, кислородом, азотом, при этом степени их окисления могут принимать значения +1, +3, +5, +7.

Восстановительные свойства галогенов усиливаются от хлора к иоду, что связано с ростом радиусов их атомов: атомы хлора примерно вдвое меньше, чем у иода.

Галогены — простые вещества.

Фтор Хлор

Бром Йод (пары)

Все галогены существуют в свободном состоянии в виде двухатомных молекул с ковалентной неполярной химической связью между атомами. В твердом состоянии F₂, Сl₂, Вг₂, I₂ имеют молекулярные кристаллические решетки, что и подтверждается их физическими свойствами (табл. 7).

Физические свойства галогенов

Как можно заметить, с увеличением молекулярной массы галогенов температуры плавления и кипения повышаются, возрастают плотности: бром — жидкость, иод — твердое вещество, фтор и хлор — газы. Это связано с тем, что с увеличением размеров атомов и молекул галогенов возрастают и силы межмолекулярного взаимодействия между ними.

От F ₂ к I₂ усиливается интенсивность окраски галогенов.

Химическая активность галогенов, как неметаллов, от фтора к иоду ослабевает, у кристаллов иода появляется металлический блеск.

Каждый галоген является самым сильным окислителем в своем периоде.

Окислительные свойства галогенов отчетливо проявляются при их взаимодействии с металлами. При этом, как вы уже знаете, образуются соли (отсюда и название подгруппы). Так, фтор уже при обычных условиях реагирует с большинством металлов, а при нагревании и с золотом, серебром, платиной, известными своей химической пассивностью. Алюминий и цинк в атмосфере фтора воспламеняются.

Нагретый порошок железа также загорается при взаимодействии с хлором.

Опыт можно провести, как с сурьмой, но только железные опилки нужно предварительно накалить в железной ложечке, а затем высыпать их небольшими порциями в колбу с хлором. Так как хлор является сильным окислителем, то в результате реакции образуется хлорид железа(ІІІ).

2Fe + 3Cl₂ t˚C→ 2FeCl₃ опыт

В парах брома сгорает раскаленная медная проволока:

Реакция сопровождается выделением фиолетовых паров иода (почему?).

Об уменьшении окислительных и увеличении восстановительных свойств галогенов от фтора к иоду можно судить и по их способности вытеснять друг друга из растворов солей.

Так, хлор вытесняет бром и иод из растворов их солей.

Cl₂ + NaBr = NaCl + Br₂

Cl ₂  + NaI = NaCl + I ₂

Свободный бром вытесняет иод из солей:

Для фтора эта реакция не характерна, так как она протекает в растворе, а фтор взаимодействует с водой, вытесняя из нее кислород.

Здесь кислород выступает в непривычной для себя роли восстановителя, это единственный, пожалуй, случай, когда кислород является не одним из исходных веществ, а продуктом горения.

Ослабление окислительных свойств галогенов от фтора к иоду наглядно проявляется при взаимодействии их с водородом.

Уравнение этой реакции можно записать в общем виде так:

Н₂ + Г₂ = 2НГ

(Г — условное химическое обозначение галогенов).

Если фтор взаимодействует с водородом в любых условиях со взрывом, то смесь хлора с водородом реагирует со взрывом только при поджигании или облучении прямым солнечным светом, бром взаимодействует с водородом при нагревании и без взрыва. Эти реакции экзотермические. Реакция же соединения иода с водородом слабо эндотермическая, она протекает медленно даже при нагревании.

В результате этих реакций образуются соответственно фтороводород НF, хлороводород НСl, бромоводород НВr и иодово-дород НI.

Открытие галогенов.

Фтор в свободном виде получил впервые в 1866 г. французский химик Анри Муассан, который был удостоен за это Нобелевской премии.

электролизом смеси жидкого безводного HF и гидродифторида калия KHF₂ в платиновом сосуде:
2HF→H₂↑ + F₂↑
катод анод

Свое название элемент получил от греч. фторос — разрушающий.

Хлор открыт шведским химиком К. Шееле в 1774 г.

Уравнение реакции:
MnO₂+ 4HCl → Cl₂+ MnCl₂ + 2H₂O

Элемент получил название за свой цвет (греч. хлорос — желто-зеленый).

Бром открыт в 1826 г. французским химиком А. Баларом.

Действием хлором на рассолы соляных болот Франции по реакции:
2NaBr + Cl2 → 2NaCl + Br₂

Элемент назван так за свой запах (греч. бромос — зловонный).

Иод получен в 1811 г. французским ученым Б. Куртуа,

а название получил за цвет своих паров

(греч. иодэс — фиолетовый).

Уравнение реакции:
2NaI + H₂SO₄ → Na₂SO₄ + I₂

часть 2

Соединения галогенов

Галогеноводороды и галогеноводородные кислоты.

Все галогеноводороды (общую формулу их можно записать как НГ) — бесцветные газы, с резким запахом, токсичны. Очень хорошо растворяются в воде и дымятся во влажном воздухе, так как притягивают находящиеся в воздухе водяные пары, образуя при этом туманное облако.

Рассмотрим опыт, наглядно показывающий хорошую растворимость хлороводорода в воде (при обычных условиях в одном объеме воды растворяется около 500 его объемов).

Растворы галогеноводородов в воде являются кислотами, это НF — фтороводородная, или плавиковая, кислота, НСl — хлороводородная, или соляная, кислота, НВr — бромоводородная кислота, HI — иодоводородная кислота. Способность их к электролитической диссоциации с образованием катионов водорода растет от НF к НI.

Самая сильная из галогеноводородных кислот — иодоводородная, а самая слабая — фтороводородная. Большая прочность химической связи Н—F (поэтому фтороводородная кислота слабо диссоциирует в воде) обусловлена малым размером атома F и соответственно малым расстоянием между ядрами атомов водорода и фтора. С ростом радиуса атома от F к I растет и расстояние Н—Г, прочность молекул уменьшается и соответственно способность к электролитической диссоциации увеличивается.

Наиболее технически важными являются хлороводород и соляная кислота. В промышленности хлороводород получают синтезом из водорода и хлора:

Н₂ + Сl₂ = 2НСl

В лабораторных условиях для получения НСl используют реакцию, проводимую при нагревании:

2NаСl(крист) + Н₂SO₄(конц) = 2НСl(газ) + Nа₂SO₄(крист) опыт

Необратимому протеканию этой реакции способствует летучесть НСl.

Соляная кислота представляет собой бесцветную, дымящуюся на воздухе жидкость, она несколько тяжелее воды. Это типичная кислота, взаимодействует с металлами, оксидами металлов, основаниями и солями (приведите сами уравнения соответствующих реакций и охарактеризуйте их в свете теории электролитической диссоциации и процессов окисления и восстановления там, где это имеет место).

Соляная кислота находит широкое применение в промышленности страны (рис. 19).

Соли галогеноводородных кислот.

Галогеноводородные кислоты образуют соли: фториды, хлориды, бромиды, иодиды. Хлориды, бромиды и иодиды многих металлов хорошо растворимы в воде.

Для определения в растворе хлорид-, бромид- и иодид-ионов и их различения используют реакцию с нитратом серебра АgNO₃. В результате реакции хлоридов (и самой соляной кислоты) с этим реактивом выпадает белый творожистый осадок хлорида серебра, сокращенное ионное уравнение этой реакции записывается так:

Ag⁺ + Сl^- = АgCl↓ опыт
белый

В реакциях с бромоводородной кислотой и ее солями и с иодоводородной кислотой и ее солями также образуются осадки, но только желтого цвета, которые различаются оттенками:

Ag⁺ + Вr^- = АgВr↓
светло-желтый

Аg⁺+ I^- = АgI↓
желтый

А вот для распознавания фтороводородной кислоты и фторидов нитрат серебра в качестве реактива непригоден, так как образующийся AgF растворим в воде. Для доказательства присутствия в растворе фторид-ионов F^- можно использовать реакцию с ионами Са²⁺, так как СаF₂ выпадает в осадок.

Са²⁺  + 2 F^-  = СаF₂  ↓

Мы поможем в написании ваших работ!