I . Общая характеристика элементов галогенов

Поможем в ✍️ написании учебной работы

Имя

Поможем с курсовой, контрольной, дипломной, рефератом, отчетом по практике, научно-исследовательской и любой другой работой

Нажимая кнопку "Продолжить", я принимаю политику конфиденциальности

I . Общая характеристика элементов галогенов.

Галогены – элементы главной подгруппы VII группы. "Галогены" - "рождающие соли".

Астат мало изучен в связи с его радиоактивностью.

В невозбужденном состоянии атомы галогенов имеют общие электронную конфигурацию: ns²np⁵. Это значит, что галогены имеют 7 валентных электронов, кроме фтора.

Все галогены объединены в VII группу потому, что на внешней электронной оболочке у них расположено 7 электронов.

признак, по которому элементы располагаются в главной подгруппе

Галогены – ярко выраженные неметаллы. Лишь йод в редких случаях обнаруживает некоторые свойства, схожие с металлами.

Простые вещества, образованные атомами галогенов, состоят из двух атомов:

F₂, Cl₂, Br₂, I₂.

II . Физические свойства галогенов.

F₂– бесцветный, трудно сжижающийся газ

Cl₂ – желто-зеленый, легко сжижающийся газ с резким удушливым запахом

Br₂– жидкость красно-бурого цвета

I₂ – кристаллическое вещество фиолетового цвета.

Присоединяя водород, галогены образуют летучие водородные соединения: HF, HCl, HBr, HI.

Ø увеличивается межъядерное расстояние Ø уменьшается и прочность молекулы Н-Gal Ø энергия связи Н-Gal сверху уменьшается Ø сила кислот возрастает (HF является самой слабой в ряду галогеново-дородных кислот, а HI – самой сильной).

Водные растворы галогеноводородов образуют кислоты.

НF – фтороводородная (плавиковая)

НCl – хлороводородная (соляная)

НBr – бромоводородная

НI – йодоводородная.

Растворимость малорастворимых солей в воде уменьшается:

Слева направо растворимость галогенидов уменьшается. АgF хорошо растворим в воде.

III . Химические свойства галогенов.

Галогены - очень сильные окислители.

Фтор проявляет только окислительные свойства, для него характерна только степень окисления -1 в соединениях.

Остальные галогены проявляют и восстановительные свойства при взаимодействии с более э.о. элементами - фтором, кислородом, азотом. Их степени окисления могут принимать значения +1, +3, +5, +7.

1. Взаимодействие с металлами (образуются соли):

2K + Cl₂ → 2KCl

2Fe + 3Cl₂ → 2FeCl₃

2Al + 3Br₂ → 2AlBr₃

2Al + 3I₂ → 2AlBr₃

2. Взаимодействие с неметаллами:

а) с водородом

H₂ + F₂ → 2HF

H₂ + Cl₂ → 2HCl

H₂ + Br₂ → 2HBr

H₂ + I₂ → 2HI

б) с другими неметаллами

2P + 5Cl₂→ 2PCl₅

Хлор. Хлороводород. Соляная кислота.

I . Строение атома хлора.

II. Образование молекулы хлора.

Взаимодействие с металлами.

Хлор непосредственно реагирует почти со всеми металлами (с некоторыми только в присутствии влаги или при нагревании):

2Na + Cl₂= 2NaCl

2Sb + 3Cl₂ = 2SbCl₃

2Fe + 3Cl₂= 2 FeCl ₃

Металлы с переменной степенью окисления хлор окисляет до высшей степени окисления.

V . Получение хлора.

1) Промышленный способ - электролиз расплавов и растворов солей хлоридов..

NaCl ↔ Na⁺ + Cl^-

H₂O ↔ 2H⁺ + OH^-

Анод (+)	Катод (-)
Cl^-, OH^-	Na⁺ , H⁺
2Cl^- - 2ē → Cl₂↑ OH^- - в растворе	2H⁺ + 2ē → H₂↑ Na⁺- в растворе

NaCl + H₂O → NaOH + Cl₂↑ + H₂↑

Лабораторные методы.

а) Окисление хлороводорода сильными окислителями (например, оксидом марганца (IV), перманганатом калия, дихроматом калия, диоксидом свинца, бертолетовой солью и т. п.)

MnO₂+ 4HCl = Cl₂↑ + MnCl₂ + 2H₂O

2KMnO₄ + 16HCl = 5Cl₂↑ + 2KCl + 2MnCl₂ + 8H₂O

K₂Cr₂O₇ + 14HCl = 3Cl₂↑ + 2CrCl₃ + 2KCl + 7H₂O

PbO₂ + 4HCl = Cl₂↑ + PbCl₂ + 2H₂O

KClO₃ + 8HCl = 3Cl₂↑ + 2KCl + 3H₂O

б) Современные лабораторные методы получения хлора.

Действием кислоты на гипохлорит натрия:

4NaOCl + 4CH₃COOH = 4NaCH₃COO + 2Cl₂↑ + O₂↑ + 2H₂O

При этом также выделяется кислород. Если использовать соляную кислоту, то реакция выглядит по-другому:

NaOCl + 2HCl = NaCl + Cl₂↑ + 2H₂O

Физические свойства HCl .

HCl - бесцветный газ с резким запахом, дымящий во влажном воздухе, хорошо растворим в воде (в 1 объеме Н₂О - 500 объемов HCl) с образованием соляной кислоты.

Получение соляной кислоты.

1. Промышленный способ - синтез хлора и водорода.

Cl₂ + H₂ = 2HCl↑

Соляную кислоту получают растворением газообразного хлороводорода в воде.

Лабораторные способы.

1) Используется разработанный ещё алхимиками способ, заключающийся в действии концентрированной серной кислоты на поваренную соль:

150°C

550°C

NaCl + H₂SO₄ = NaHSO₄ + HCl

2NaCl + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + 2HCl

2) Возможно получение путём гидролиза хлоридов магния, алюминия (нагревается гидратированная соль):

MgCl₂∙6H₂O = MgO + 2HCl + 5HCl

AlCl₃∙6H₂O = Al(OH)₃ + 3HCl + 3H₂O

Особенности обращения.

Высококонцентрированная HCl - едкое вещество, при попадании на кожу вызывает сильные химические ожоги. Особенно опасно попадание в глаза. Для нейтрализации ожогов применяют раствор слабого основания, или соли слабой кислоты, обычно питьевой соды.

При открывании сосудов с концентрированной соляной кислотой пары хлороводорода, притягивая влагу воздуха, образуют туман, раздражающий глаза и дыхательные пути человека.

Реагируя с сильными окислителями (хлорной известью, диоксидом марганца, перманганатом калия) образует токсичный газообразный хлор.

Применение соляной кислоты.

1. В гидрометаллургии и гальванопластике (травление, декапирование).

2. Для очистки поверхности металлов при пайке и лужении.

3. Для получения хлоридов цинка, марганца, железа и др. металлов.

4. В смеси с поверхностно-активными веществами используется для очистки керамических и металлических изделий.

5. В медицине. Естественная составная часть желудочного сока человека. В концентрации 0,3—0,5 %, обычно в смеси с ферментом пепсином, назначается внутрь при недостаточной кислотности.

Применение солей хлоридов.

NaCl - 1. Пищевой продукт

2. Для получения чистого Na и Cl₂.

KCl - калийное удобрение.

С aCl ₂ - для осушки многих газов, в медицине.

BaCl ₂ - ядохимикат, используется в сельском хозяйстве.

ZnCl ₂ - пропитывают шпалы телеграфных столбов.

Химические свойства кислот.

1) HCl⁺¹O - хлорноватистая кислота

HClO - желтоватая жидкость. Существует только в растворах. Cамая неустойчивая кислота. Получается при взаимодействии хлора с водой (без нагревания):

Cl₂ + H₂O = HCl + HClO

hν

1. Разложение на свету:

HClO = HCl + O↑ (атомарный)

Разложение в темноте.

3HClO = 2HCl + HClO₃

Химические свойства фтора.

Самый активный неметалл, бурно взаимодействует почти со всеми веществами, кроме фторидов в высших степенях окисления и редких исключений — фторопластов, и с большинством из них — с горением и взрывом. Образует соединения со всеми химическими элементами, кроме гелия, неона, аргона. Ко фтору при комнатной температуре устойчивы некоторые металлы за счёт образования плотной плёнки фторида, тормозящей реакцию со фтором — Al, Mg, Cu, Ni. Контакт фтора с водородом приводит к воспламенению и взрыву в кварцевых сосудах даже при очень низких температурах (до −252°C), в магниевых сосудах для начала реакции нужен небольшой нагрев.

Бромистый водород HBr.

Физические свойства HBr.

HBr - бесцветный газ, хорошо растворим в воде; t_кип.= -67°С; t_пл.= - 87°С.

Получение HBr.

1 ) 2NaBr + H₃PO₄ → Na₂HPO₄ + 2HBr↑

2) PBr₃ + 3H₂O → H₃PO₃ + 3HBr↑

Химические свойства HBr.

Водный раствор бромистого водорода - бромистоводородная кислота еще более сильная, чем соляная. Она вступает в те же реакции, что и HCl.

1) Диссоциация: HBr ↔ H⁺ + Br ^-

2) Взаимодействие с металлами, стоящими в ряду напряжения до водорода:

Mg + 2HBr → MgBr₂ + H₂↑

3) Взаимодействие с оксидами металлов:

CaO + 2HBr → CaBr₂ + H₂O

4) Взаимодействие с основаниями и аммиаком:

NaOH + HBr → NaBr + H₂O

Fe(OH)₃ + 3HBr → FeBr₃ + 3H₂O

NH₃+ HBr → NH₄Br

5) Взаимодействие с солями:

MgCO₃ + 2HBr → MgBr₂ + H₂O + CO₂↑

AgNO₃ + HBr → AgBr↓ + HNO₃

желтый

Качественая реакция на Br ^-:

AgNO₃ + HBr → AgBr↓ + HNO₃

Образование нерастворимого в кислотах желтого осадка бромида серебра служит для обнаружения аниона Br - в растворе.

6) HBr - сильный восстановитель:

2HBr + H₂SO₄(конц.) → Br₂ + SO₂↑ + 2H₂O

2HBr + Cl₂ → 2HCl + Br₂

Из кислородных кислот брома известны:

- слабая бромноватистая HBr⁺¹O и

- сильная бромноватая HBr⁺⁵O₃.

Йод I₂ - открыт Б. Куртуа в 1811 г.

Физические свойства I₂.

I₂ - кристаллическое вещество темно-фиолетового цвета с металлическим блеском, ρ= 4,9 г/см³; t_кип.=185°C, t_пл.= 114°C. Хорошо растворим в органических растворителях (спирте, CCl₄).

Получение I₂ - окисление ионов I^- сильными окислителями:

Cl₂ + 2KI → 2KCl + I₂

2KI + MnO₂+ 2H₂SO₄ → I₂ + K₂SO₄ + MnSO₄ + 2H₂O

Химические свойства I₂.

Йод - самый неактивный из всех галогенов.

1) Взаимодействие c металлами:

2Al + 3I₂ → 2AlI₃ (Кат - H₂O)

2) Взаимодействие c водородом:

H₂ + I₂ ↔ 2HI

3) Взаимодействие с сильными восстановителями:

I₂ + SO₂ + 2H₂O → H₂SO₄ + 2HI

I₂ + H₂S → S + 2HI

4) Взаимодействие со щелочами :

3I₂+ 6NaOH → 5NaI + NaIO₃ + 3H₂O

Физические свойства HI.

HI - бесцветный газ с резким запахом, хорошо растворим в воде, t_кип.= -35°С; t_пл.= -51°С.

Получение HI.

1) I₂ + H₂S = S + 2HI

2) 2P + 3I₂ + 6H₂O = 2H₃PO₃ + 6HI↑

Химические свойства HI.

1) Раствор HI в воде - сильная йодистоводородная кислота:

HI ↔ H⁺ + I^-

2HI + Ba(OH)₂= BaI₂+ 2H₂O

Соли йодистоводородной кислоты - йодиды.

2) HI - очень сильный восстановитель:

2HI + Cl₂= 2HCl + I₂

8HI + H₂SO₄(конц.) = 4I₂ + H₂S + 4H₂O

5HI + 6KMnO₄ + 9H₂SO₄ = 5HIO₃ + 6MnSO₄ + 3K₂SO₄ + 9H₂O

3) Качественая реакция на I^-:

Образование нерастворимого в кислотах темно-желтый осадка йодида серебра, служит для обнаружения аниона йода в растворе.

NaI + AgNO₃ = AgI↓ + NaNO₃

темно-желтый

HI + AgNO₃ = AgI↓ + HNO₃

темно-желтый

Кислородные кислоты йода (йодаты).

1) Йодноватая кислота HI⁺⁵O₃

HIO₃ - бесцветное кристаллическое вещество, t°пл.= 110°С, хорошо растворимое в воде.

Получают:

3I₂ + 10HNO₃ → 6HIO₃ + 10NO↑ + 2H₂O

HIO₃ - сильная кислота (соли - йодаты) и сильный окислитель.

2) Йодная кислота H₅I⁺⁷O₆

H₅IO₆ - кристаллическое гигроскопичное вещество, хорошо растворимое в воде, t_пл = 130°С. Слабая кислота (соли - перйодаты); сильный окислитель.