Cl 2 + 2KI = I 2 + 2KCl

Найдем количество вещества образовавшегося йода:

v(I 2)=m(I 2)/M(I 2)

v(I 2)=508/254=2 моль

По уравнению реакции количество вещества хлора.

Подгруппу галогенов составляют элементы фтор, хлор, бром и иод.

Электронные конфигурации внешнего валентного слоя галогенов относятся к типу соответственно у фтора, хлора, брома и иода). Такие электронные конфигурации обусловливают типичные окислительные свойства галогенов - способностью присоединять электроны обладают все галогены, хотя при переходе к иоду окислительная способность галогенов ослабляется.

При обычных условиях галогены существуют в виде простых веществ, состоящих из двухатомных молекул типа с ковалентными связями. Физические свойства галогенов существенно различаются: так, при нормальных условиях фтор - газ, который трудно сжижается, хлор - также газ, но сжижается легко, бром - жидкость, иод - твердое вещество.

Химические свойства галогенов.

В отличие от всех других галогенов фтор во всех своих соединениях проявляет только одну степень окисления 1- и не проявляет переменной валентности. Для других галогенов наиболее характерной степенью окисления также является 1-, однако благодаря наличию свободных -орбиталей на внешнем уровне они могут проявлять и другие нечетные степени окисления от до за счет частичного или полного распаривания валентных электронов.

Наибольшей активностью обладает фтор. Большинство металлов даже при комнатной температуре загорается в его атмосфере, выделяя большое количество теплоты, например:

Без нагревания фтор реагирует и со многими неметаллами (водородом - см. выше, ), выделяя при этом также большое количество теплоты:

При нагревании фтор окисляет все другие галогены по схеме:

где , причем в соединениях степени окисления хлора, брома и иода равны .

Наконец, при облучении фтор реагирует даже с инертными газами:

Взаимодействие фтора со сложными веществами также протекает очень энергично. Так, он окисляет воду, при этом реакция носит взрывной характер:

Свободный хлор также очень реакционноспособен, хотя его активность и меньше, чем у фтора. Он непосредственно реагирует со всеми простыми веществами, за исключением кислорода, азота и благородных газов, например:

Для этих реакций, как и для всех других, очень важны условия их протекания. Так, при комнатной температуре хлор с водородом не реагирует; при нагревании эта реакция протекает, но оказывается сильно обратимой, а при мощном облучении протекает необратимо (со взрывом) по цепному механизму.

Хлор вступает в реакции со многими сложными веществами, например замещения и присоединения с углеводородами:

Хлор способен при. нагревании вытеснять бром или иод из их соединений с водородом или металлами:

а также обратимо реагирует с водой:

Хлор, растворяясь в воде и частично реагируя с ней, как это показано выше, образует равновесную смесь веществ, называемую хлорной водой.

Заметим также, что хлор в левой части последнего уравнения имеет степень окисления 0. В результате реакции у одних атомов хлора степень окисления стала 1- (в ), у других (в хлорноватистой кислоте ). Такая реакция - пример реакции самоокисления-самовосстановления, или диспропорционирования.

Напомним, что хлор может таким же образом реагировать (диспропорционировать) с щелочами (см. раздел «Основания» в § 8).

Химическая активность брома меньше, чем фтора и хлора, но все же достаточно велика в связи с тем, что бром обычно используют в жидком состоянии и поэтому его исходные концентрации при прочих равных условиях больше, чем у хлора. Являясь более «мягким» реагентом, бром находит широкое применение в органической химии.

Отметим, что бром, так же, как и хлор, растворяется в воде, и, частично реагируя с ней, образует так называемую «бромную воду», тогда как иод практически в воде не растворим и не способен ее окислять даже при нагревании; по этой причине не существует «йодной воды».

Получение галогенов.

Наиболее распространенным технологическим методом получения фтора и хлора является электролиз расплавов их солей (см. § 7). Бром и иод в промышленности, как правило, получают химическим способом.

В лаборатории хлор получают действием различных окислителей на соляную кислоту, например:

Еще более эффективно окисление проводится перманганатом калия - см. раздел «Кислоты» в § 8.

Галогеноводороды и галогеноводородные кислоты.

Все галогеноводороды при обычных условиях газообразны. Химическая связь, осуществляемая в их молекулах, - ковалентная полярная, причем полярность связи в ряду падает. Прочность связи также уменьшается в этом ряду. Вследствие своей полярности, все галогеноводороды, в отличие от галогенов, хорошо растворимы в воде. Так, при комнатной температуре в 1 объеме воды можно растворить около 400 объемов объемов и около 400 объемов

При растворении галогеноводородов в воде происходит их диссоциация на ионы, и образуются растворы соответствующих галогеноводородных кислот. Причем при растворении и HCI диссоциируют почти полностью, поэтому образующиеся кислоты относятся к числу сильных. В отличие от них, фтороводородная (плавиковая) кислота является слабой. Это объясняется ассоциацией молекул HF вследствие возникновения между ними водородных связей. Таким образом, сила кислот уменьшается от HI к HF.

Поскольку отрицательные ионы галогеноводородных кислот могут проявлять только восстановительные свойства, то при взаимодействии этих кислот с металлами окисление последних может происходить только за счет ионов Поэтому кислоты реагируют только с металлами, стоящими в ряду напряжений левее водорода.

Все галогениды металлов, за исключением солей Ag и Pb, хорошо растворимы в воде. Малая растворимость галогенидов серебра позволяет использовать обменную реакцию типа

как качественную для обнаружения соответствующих ионов. В результате реакции AgCl выпадает в виде осадка белого цвета, AgBr - желтовато-белого, Agl - ярко-желтого цвета.

В отличие от других галогеноводородных кислот, плавиковая кислота взаимодействует с оксидом кремния (IV):

Так как оксид кремния входит в состав стекла, то плавиковая кислота разъедает стекло, и поэтому в лабораториях ее хранят в сосудах из полиэтилена или тефлона.

Все галогены, кроме фтора, могут образовывать соединения, в которых они обладают положительной степенью окисления. Наиболее важными из таких соединений являются кислородсодержащие кислоты галогенов типа и соответствующие им соли и ангидриды.

Лекция 3. Кислородные соединения галогенов

Оксиды галогенов.

Применение галогенов и их соединений.

1. Оксиды галогенов

Галогены образуют ряд соединений с кислородом. Но эти соединения неустойчивы, ∆G o >0, они легко взрываются при нагревании и в присутствии органических соединений. Их получают только косвенным путем.

Относительно устойчивы следующие кислородные соединения галогенов:

Также известны Cl 2 O 3 , Br 2 O 3 , BrO 2 , Br 2 O 5 , I 2 O 4 , I 2 O 6 .

Получение.

OF 2 (оксид фтора, или правильнее – фторид кислорода) – сильнейший окислитель. Его получают действием F 2 на охлажденный разбавленный раствор щелочи:

Оксиды хлора и йода можно получить по реакциям:

Химические свойства:

Термически неустойчивы:

Все соединения галогенов с кислородом (кроме OF 2) – кислотные оксиды.

Cl 2 O, Cl 2 O 7 , I 2 O 5 при взаимодействии с водой образуют кислоты:

ClO 2 , Cl 2 O 6 (С.О.=+4, +6 – неустойчивы) при взаимодействии с водой диспропорционируют:

Оксиды галогенов – окислители:

OF 2 содержит O +2 – очень сильный окислитель:

Оксиды с промежуточной степени окисления галогена диспропорционируют:

Кислородсодержащие кислоты галогенов

Все кислородсодержащие кислоты галогенов хорошо растворимы в воде. HClO 4 , HIO 3 и H 5 IO 6 известны в свободном виде, остальные нестойки, существуют только в разбавленный водных растворах. Наиболее стабильны соединения в С.О. -1 и +5.

Сравнение силы кислот

Строение кислородных кислот хлора:

Изменение свойств в ряду кислородных кислот хлора можно показать схемой:

Эта закономерность характерна не только для хлора, но и для брома и иода.

При возрастании степени окисления галогена увеличивается заряд иона, это усиливает притяжение его к O 2- , и затрудняет диссоциацию по типу основания. Вместе с этим увеличивается отталкивание положительный ионов H + и Э n + , это облегчает диссоциацию по типу кислоты.

Рис. 1. Схема фрагмента молекулы Э(ОН) n

HOCl – амфотерное соединение: может диссоциировать и по типу кислоты, и по типу основания:

В ряду ClO - - ClO 2 - - ClO 3 - - ClO 4 - увеличивается устойчивость кислот и анионов. Это объясняется увеличением числа электронов, принимающих участие в образовании связей:

Кратность связи =1 Кратность связи=1,5

d(Cl-O)=0,170 нм d(Cl-O)=0,145 нм

С увеличением количества атомов кислорода в кислотах, увеличивается экранирование Cl, поэтому окислительная способность палает.

Таким образом, в ряду НClO → НClO 2 → НClO 3 → HClO 4

усиливается сила кислот;

увеличивается устойчивость кислот;

уменьшается окислительная способность.

Сила кислородсодержащих кислот в ряду HOCl-HOBr-HOI уменьшается из-за увеличения ковалентного радиуса и ослабления связи O-Hal:

К д 5∙10 -8 2∙10 -9 2∙10 -10

Окислительные свойства уменьшаются

В ряду HCO-HBrO-HIO увеличивается устойчивость кислот. Например, при нагревании или действии света они разлагаются:

, ∆G о (кДж) HClO, HBrO, HIO

Получение.

Фторноватистую кислоту получают при помощи реакций:

. (при н.у.)!!!

Хлорноватистую кислоту получают гидролизом хлора (НСl удаляют действием СaCO 3):

Равновесие устанавливается, когда прореагирует 30% хлора.

HClO и HBrO получают разложением гипохлоритов и гипобромитов:

2. HClO 2 получают из солей:

3. HHalO 3 получают:

Из солей:

Окислением галогенов сильными окислителями:

4. HClO 4 , H 5 IO 6 из солей:

Химические свойства

Разлагаются при нагревании и на свету:

Сильные окислители (все кислоты - более сильные окислители, чем их соли):

Хлорная кислоты – слабый окислитель только в концентрированных растворах:

Соли оксокислот более устойчивы, чем кислоты. Их устойчивость растет с увеличением степени окисления.

Химические свойства солей:

1. Хлораты и перхлораты распадаются только при нагревании:

2. Они, как и кислоты, являются окислителями (но более слабыми, чем их кислоты):

Получение солей:

МеHalO получают пропусканием галогегенов через холодный раствор щелочи, соды, поташа:

МеHalO 3 получают пропусканием галогенов через горячие (60-70 о С) растворы щелочей:

МеClO 4 и Ме 5 IO 6 окислением хлоратов и иодатов при электролизе или слабым нагреванием:

7. Применение

Фтор

Плавиковая кислота используется для травления стекла, удаления остатков песка с металлического литья, в химическом синтезе.

В ядерной промышленности применяют UF 6 .

В качестве хладагентов используют CF 2 Cl 2 .

В металлургии применяют CaF 2 .

Фторопроизводное этилена тетрафторэтилен в результате полимеризации дает ценный полимер – тефлон, устойчив к химическим реагентам и незаменим в производстве веществ особой чистоты, для изготовления аппаратуры.

Фторопроизводные материалы – в медицине, заменители кровеносных сосудов и сердечных клапанов. Изделия из фторопластов широко применяются в авиационной, электротехнической, атомной и др. отраслях.

Хлор

Хлор необходим для синтеза в органическом и полимерном синтезе. Методом хлорной металлургии получают кремний и тугоплавкие цветные металлы (титан, ниобий, тантал и др.).

Применяется как окислитель и для стерилизации питьевой воды.

Соляная кислота и галогениды используется в металлургической, текстильной и пищевой промышленности.

HClO применяется как бактерицидное и отбеливающее средство. Выделяющийся при растворении кислоты атомарный кислород обесцвечивает красители и убивает микробы:

Жавелевая вода – это смесь хлорида и гипохлорита калия, ее получают действием щелочи на «хлорную воду», она обладает отбеливающими свойствами:

Белильная или хлорная известь – белый порошок с резким запахом, применяется как отбеливающее и дезинфицирующее средство:

Бром

Используется в органическом синтезе.

В фотографическом деле используется AgBr.

Соединения брома применяются для производства лекарств.

I 2 необходим для металлургии, его применяют как антисептическое и дезинфицирующее средство. Йод замещает атомы водорода в молекулах белков микроорганизмов, что приводит к их гибели:

Для деревообработки применяют KI.

Cоединения иода применяются для производства лекарств, в пищевых добавках (NaI), для синтеза и в химическом анализа (иодометрия).

ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Галогены – элементы VII А группы – фтор (F), хлор (Cl), бром (Br) и йод (I).

Электронная конфигурация внешнего энергетического уровня галогенов ns 2 np 5 . Поскольку, до завершения энергетического уровня галогенам не хватает всего 1-го электрона, в ОВР они чаще всего проявляют свойства окислителей. Степени окисления галогенов: от «-1» до «+7». Единственный элемент группы галогенов – фтор – проявляет только одну степень окисления «-1» и является самым электроотрицательным элементом. Молекулы галогенов двухатомны: F 2 , Cl 2 , Br 2 , I 2 .

Химические свойства галогенов

С ростом заряда ядра атома химического элемента, т.е. при переходе от фтора к йоду окислительная способность галогенов снижается, что подтверждается способностью вытеснения нижестоящих галогенов вышестоящими из галогеноводородных кислот и их солей:

Br 2 + 2HI = I 2 + 2HBr;

Cl 2 + 2KBr = Br 2 + 2KCl.

Наибольшей химической активностью обладает фтор. Большинство химических элементов даже при комнатной температуре взаимодействует с фтором, выделяя большое количество теплоты. Во фторе горит даже вода:

2H 2 O + 2F 2 = 4HF + O 2 .

Свободный хлор менее реакционноспособен, чем фтор. Он непосредственно не реагирует с кислородом, азотом и благородными газами. Со всеми остальными веществами он взаимодействует подобно фтору:

2Fe + Cl 2 = 2FeCl 3 ;

2P + 5Cl 2 = 2PCl 5 .

При взаимодействии хлора с водой на холоде происходит обратимая реакция:

Cl 2 + H 2 O↔HCl +HClO.

Смесь, представляющую собой продукты реакции, называют хлорной водой.

При взаимодействии хлора с щелочами на холоде образуются смеси хлоридов и гипохлоритов:

Cl 2 + Ca(OH) 2 = Ca(Cl)OCl + H 2 O.

При растворении хлора в горячем растворе щелочи происходит реакция:

3Cl 2 + 6KOH = 5KCl +KClO 3 +3H 2 O.

Бром, как и хлор растворяется в воде и, частично реагируя с ней, образует так называемую «бромную воду», тогда как йод в воде практически нерастворим.

Йод существенно отличается по химической активности от остальных галогенов. Он не реагирует с большинством неметаллов, а с металлами медленно реагирует только при нагревании. Взаимодействие йода с водородом происходит только при сильном нагревании, реакция является эндотермической и сильно обратимой:

Н 2 + I 2 = 2HI - 53 кДж.

Физические свойства галогенов

При н.у. фтор – газ светло-желтого цвета, обладающий резким запахом. Ядовит. Хлор – газ светло-зеленого цвета, также как и фтор имеет резкий запах. Сильно ядовит. При повышенном давлении и комнатной температуре легко переходит в жидкое состояние. Бром – тяжелая жидкость красно-бурого цвета с характерным неприятным резким запахом. Жидкий бром, а также его пары сильно ядовиты. Бром плохо растворяется в воде и хорошо в неполярных растворителях. Йод – твердое вещество темно-серого цвета с металлическим блеском. Пары йода имеют фиолетовый цвет. Йод легко возгоняется, т.е. переходит в газообразное состояние из твердого, при этом минуя жидкое состояние.

Получение галогенов

Галогены можно получить при электролизе растворов или расплавов галогенидов:

MgCl 2 = Mg + Cl 2 (расплав).

Наиболее часто галогены получают по реакции окисления галогенводородных кислот:

MnO 2 + 4HCl = MnCl 2 + Cl 2 +2H 2 O;

K 2 Cr 2 O 7 + 14HCl = 3Cl 2 + 2KCl +2CrCl 3 +7H 2 O;

2KMnO 4 +16HCl = 2MnCl 2 +5Cl 2 +8H 2 O +2KCl.

Применение галогенов

Галогены используют в качестве сырья для получения различных продуктов. Так, фтор и хлор используют для синтеза различных полимерных материалов, хлор также является сырьем при производстве соляной кислоты. Бром и йод нашли широкое применение в медицине, бром также используется лакокрасочной промышленности.

Примеры решения задач

ПРИМЕР 1