Фтор проявляет очень высокую химическую активность. В газообразном фторе уже при комнатной температуре самовозгораются щелочные и щелочноземельные металлы, свинец, а также неметаллы: сера, мышьяк, бром, йод, кремний, бор и др.

При нагревании фтор взаимодействует даже с золотом, платиной и благородными газами. Например:

•      S + 3F2 = SF6;                             

•      2Na + F2 = 2NaF;    

•      5F2 + Cl2= 2FCl5;

•      Si (тверд.) + 2F2 = SiF4(газ);              

•      H2 + F2 = 2HF;

•      2Au + 3F2 = 2AuF3;                    

•      Xe(газ) + 2F2 = XeF4(газ)

С серой и фосфором реакция идёт даже при температуре жидкого воздуха (-1900 ^оС).    

Однако следует отметить, что реакция фтора с некоторыми металлами (Al, Fe, Ni, Cu, Zn) при комнатной температуре ограничивается образованием на их поверхности плёнки фторида, защищающей металл от дальнейшего взаимодействия.

Непосредственно фтор не реагирует только с кислородом, азотом, углеродом (в виде алмаза) и некоторыми благородными газами.

Очень энергично протекает взаимодействие фтора со сложными веществами.

В его атмосфере горят такие устойчивые вещества, как стекло (вата) и вода (водяной пар):

•      SiO2 + 2F2 = SiF4(ГАЗ) + O2(ГАЗ);

•      2Н2О(г) + 2F2 = 4HF(газ) + О2(ГАЗ).

Исключительно высокая химическая активность фтора обусловлена, с одной стороны, большой прочностью образуемых им связей с атомами других элементов, и поэтому реакции с его участием весьма экзотермичны, что влечёт сильный разогрев реакционной смеси, а с другой стороны – низкой энергией связи в молекуле F2 и, следовательно, низкими энергиями активации.

Химическая активность простых веществ галогенов чрезвычайно высока. Они проявляют сильные окислительные свойства, энергично реагируют с металлами, большинством неметаллов, окисляют ряд сложных веществ. Окислительная способность галогенов увеличивается от астата к фтору.

Br2, I2, At2 окисляются при действии сильных окислителей:

•      Br2 + 5Cl2 + 6H2O = 2HBrO3 + 10HCl

•      3I2 + 10HNO3 (конц.) = 6HIO3 + 10NO + 2H2O.

Для хлора, брома и йода характерны реакции диспропорционирования:

•      Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H2O,

•      3Cl2 + 6NaOH (гор.р-р) = 5NaCl + NaClO3 + 3H2O.

Фтор разлагает воду:

•      F2 + 2H2O = 4HF + O2.

Хлор, бром, йод реагируют с водой по схеме:

•      Э2 + Н2О = НЭ + НЭО (Э = Cl, Br, I).

!!!Не реагируют с разбавленными и концентрированными серной кислотой, и азотной кислотой (исключение йод).

109. Соединения галогенов с водородом. Растворимость в воде; КО и ОВ свойства. Ионные и ковалентные галиды, их отношение к действию воды, окислителей и восстановителей. Способность фторид-иона замещать кислород (например, в соединениях кремния). Галогенид-ионы как лиганды в комплексных соединениях.

СОЕДИНЕНИЯ ГАЛОГЕНОВ С ВОДОРОДОМ

Галогеноводороды.

Электронная пара, которая осуществляет химическую связь смещена к атому галогена, т.к. он имеет большую электроотрицательность.

В молекуле HF электронная плотность значительно смещена к атому Н, следовательно, атом F будет иметь значительный эффективный отрицательный заряд, а атом Н эффективный положительный заряд.

По мере увеличения порядкового номера галогена, увеличивается размер атома галогена, уменьшается электроотрицательность, соответственно, локализация электронов на атоме галогена падает и как следствие полярность молекул и дипольный момент так же будет уменьшаться. Это приводит к увеличению длины химической связи, DН образования увеличивается.

Физические свойства: При обычных условиях галогеноводороды бесцветные газы с резким запахом, с увеличением размера и массы молекул поляризуемость их будет возрастать. Это сказывается на Т плавления и кипения.

Жидкий HF является хорошим неводным растворителем, т.к. имеет большой дипольный момент.

HHal + H2O↔HHal↔H2O⁺+Hal^-

2HHal↔H2 +Hal2

При температуре 1000С вследствие прочной связи HF вообще не диссоциируют.

СПОСОБЫ ПОЛУЧЕНИЯ HHal

Прямой синтез из простых веществ. В случае F реакцию не удаётся контролировать, даже при t^o=250C протекает со взрывом.

 HCL получают прямым взаимодействием H2 и Cl2, H2 сжигают в атмосфере Cl2 в печах:

· H2+Cl2→2HCl

В случае брома и йода реакция в значительной степени обратима, при нагревании можно сместить равновесие влево:

· H2+HHCl↔2HHal (Br2; I2)

Вытеснение HHal из солей:

· CaF + H2SO4→HF↑ + CaSO4 (t^o)

· NaCl + H2SO4→HCl↑ + NaHSO4 (t^o)

· NaBr + H3PO4_(конц)→NaH2PO4 + HBr↑ (t^o)

Гидролиз галогенидов не Ме

Большинство галогенидов не Ме подвергаются гидролизу с выделением соответсвенно HCal:

· SiCl4 + H2O→H2SiO3↓ + HCl↑

Чаще всего этим путём получают HBr, HI путём гидролиза:

· PBr3 + H2O→H3PO4 + HBr↑

В случае I2:

· P_кр + I2 + H2O→H3PO4 + HI↑

Разложение углеводородов:

· CH4 + Cl2→CCl4 + HCl

Лабораторный способ получения HBr:

· C10H18 + Br2→C10H16Br2 + HBr↑

· I2 + H2S → HI и S↓

Чем полярнее молекула, тем она химически активная.

 С увеличением размеров атомов Hal восстановительная способность возрастает:

· 2KBr_тв + 2H2SO4_конц→K2SO4 + SO2↑ + Br2↑ + 2H2O

· 8KI_тв + 5H2SO4→ 4K2SO4 + 4I2 + H2S (S, SO2) + 4H2O

HCl будет окисляться очень сильными окислителями KClO3, KMnO4, K2Cr2O7 и т.д:

· 10HCl+2KMnO4+3H2SO4=2MnSO4+5Cl2+K2SO4+8H2O

Качественные реакции на Hal:

· Ag⁺ + Cl^-→ AgCl↓(белый)

· Ag⁺ + Br^- → AgBr↓ (светло-жёлтый)

· Ag⁺ + I^- → AgI↓ (жёлтый)