Разделы сайта
Выбор редакции:
- Дни особого поминовения всех усопших: календарь
- Гороскоп рыбы на 16.02 17. Гороскоп — Рыбы. Любовный гороскоп — Рыбы
- Правдивый гороскоп для Водолеев
- Молитва святому имя которое носишь
- Акафист мученице царице Александре Римской
- Молитвослов богородице дево радуйся
- Молитва благородная дева радуйся
- Изгнание иисусом торгующих из храма
- Мотивация труда персонала в организации
- Принципы классификации живых организмов
Реклама
Химические свойства галогенов кратко. Галогены — Гипермаркет знаний |
Фтор может быть только окислителем, что легко объяснить его положением в периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева. Это сильнейший окислитель, окисляющий даже некоторые благородные газы: 2F 2 +Хе=XeF 4 Высокую химическую активность фтора следует объяснить о на разрушение молекулы фтора требуется намного меньше энергии, чем ее выделяется при образовании новых связей. Так, вследствие малого радиуса атома фтора неподеленные электронные пары в молекуле фтора взаимно сталкиваются и ослабевает Галогены взаимодействуют почти со всеми простыми веществами. 1. Наиболее энергично протекает реакция с металлами. При нагревании фтор взаимодействует со всеми металлами (в том числе с золотом и платиной); на холоду реагирует с щелочными металлами, свинцом, железом. С медью, никелем реакция на холоду не протекает, поскольку на поверхности металла образуется защитный слой фторида, предохраняющий металл от дальнейшего окисления. Хлор энергично реагирует с щелочными металлами, а с медью, железом и оловом реакция протекает при нагревании. Аналогично ведут себя бром и иод. Взаимодействие галогенов с металлами является экзотермическим процессом и может быть выражена уравнением: 2М+nHaI 2 =2МНаI DH<0 Галогениды металлов являются типичными солями. Галогены в этой реакции проявляют сильные окислительные свойства. При этом атомы металла отдают электроны, а атомы галогена принимают, например: 2. При обычных условиях фтор реагирует с водородом в темноте со взрывом. Взаимодействие хлора с водородом протекает на ярком солнечном свету. Бром и водород взаимодействуют только при нагревании, а иод с водородом реагирует при сильном нагревании (до 350°С), но этот процесс обратимый. Н 2 +Сl 2 =2НСl Н 2 +Br 2 =2НBr Н 2 +I 2 « 350° 2HI Галоген в данной реакции является окислителем. Как показали исследования, реакция взаимодействия водорода с хлором на свету имеет следующий механизм. Молекула Сl 2 поглощает квант света hv и распадается на неорганические радикалы Сl . . Это служит началом реакции (первоначальное возбуждение реакции). Затем она продолжается сама собой. Радикал хлора Сl . реагирует с молекулой водорода. При этом образуется радикал водорода Н. и НСl. В свою очередь радикал водорода Н. реагирует с молекулой Сl 2 , образуя НСl и Сl . и т.д. Сl 2 +hv=Сl . +Сl . Сl . +Н 2 =НСl+Н. Н. +Сl 2 =НСl+С1 . Первоначальное возбуждение вызвало цепь последовательных реакций. Такие реакции называются цепными. В итоге получается хлороводород. 3. Галогены с кислородом и азотом непосредственно не взаимодействуют. 4. Хорошо реагируют галогены с другими неметаллами, например: 2Р+3Сl 2 =2РСl 3 2Р+5Сl 2 =2РСl 5 Si+2F 2 =SiF 4 Галогены (кроме фтора) не реагируют с инертными газами. Химическая активность брома и иода по отношению к неметаллам выражена слабее, чем у фтора и хлора. Во всех приведенных реакциях галогены проявляют окислительные свойства. Взаимодействие галогенов со сложными веществами. 5. С водой. Фтор реагирует с водой со взрывом с образованием атомарного кислорода: H 2 O+F 2 =2HF+O Остальные галогены реагируют с водой по следующей схеме: Гал 0 2 +Н 2 О«НГал -1 +НГал +1 О Эта реакция является реакцией диспропорционирования, когда галоген является одновременно и восстановителем, и окислителем, например: Сl 2 +Н 2 O«НСl+НСlO Cl 2 +H 2 O«H + +Cl - +HClO Сl°+1e - ®Сl - Cl°-1e - ®Сl + где НСl - сильная соляная кислоты; НСlO - слабая хлорноватистая кислота 6. Галогены способны отнимать водород от других веществ, скипидар+С1 2 = НС1+углерод Хлор замещает водород в предельных углеводородах: СН 4 +Сl 2 =СН 3 Сl+НСl и присоединяется к непредельным соединениям: С 2 Н 4 +Сl 2 =С 2 Н 4 Сl 2 7. Реакционная способность галогенов снижается в ряду F-Сl - Br - I. Поэтому предыдущий элемент вытесняет последующий из кислот типа НГ (Г - галоген) и их солей. В этом случае активность убывает: F 2 >Сl 2 >Br 2 >I 2 Применение Хлор применяют для обеззараживания питьевой воды, отбелки тканей и бумажной массы. Большие количества его расходуются для получения соляной кислоты, хлорной извести и др. Фтор нашел широкое применение в синтезе полимерных материалов - фторопластов, обладающих высокой химической стойкостью, а также в качестве окислителя ракетного топлива. Некоторые соединения фтора используют в медицине. Бром и иод - сильные окислители, используются при различных синтезах и анализах веществ. Большие количества брома и иода расходуются на изготовление лекарств. Галогеноводороды Соединения галогенов с водородом НХ, где X - любой галоген, называются галогеноводородами. Вследствие высокой электроотрицательности галогенов связующая электронная пара смещена в их сторону, поэтому молекулы этих соединений полярны. Галогеноводороды - бесцветные газы, с резким запахом, легко растворимы в воде. При 0°С в 1 объеме воды растворяете 500 объемов НС1, 600 объемов HBr и 450 объемов HI. Фтороводород смешивается с водой в любых соотношениях. Высокая растворимость этих соединений в воде позволяет получать концентриро- Таблица 16. Степени диссоциации галогеноводородных кислот ванные растворы. При растворении в воде галогеноводороды диссоциируют по типу кислот. HF относится к слабо диссоциированным соединениям, что объясняется особой прочностью связи в куле. Остальные же растворы галогеноводородов относятся к числу сильных кислот. HF - фтороводородная (плавиковая) кислота НС1 - хлороводородная (соляная) кислота HBr - бромоводородная кислота HI - иодоводородная кислота Сила кислот в ряду HF - НСl - HBr - HI возрастает, что объясняется уменьшением в том же направлении энергии связи и увеличением межъядерного расстояния. HI - самая сильная кислота из ряда галогеноводородных кислот (см. табл. 16). Поляризуемость растет вследствие того, что вода поляризует больше ту связь, чья длина больше. I Соли галогеноводородных кислот носят соответственно следующие названия: фториды, хлориды, бромиды, иодиды. Химические свойства галогеноводородных кислот В сухом виде галогеноводороды не действуют на большинство металлов. 1. Водные растворы галогеноводородов обладают свойствами бескислородных кислот. Энергично взаимодействуют со многими металлами, их оксидами и гидроксидами; на металлы, стоящие в электрохимическом ряду напряжений металлов после водорода, не действуют. Взаимодействуют с некоторыми солями и газами. Фтороводородная кислота разрушает стекло и силикаты: SiO 2 +4HF=SiF 4 +2Н 2 O Поэтому она не может храниться в стеклянной посуде. 2. В окислительно-восстановительных реакциях галогеноводородные кислоты ведут себя как восстановители, причем восстановительная активность в ряду Сl - , Br - , I - повышается. Получение Фтороводород получают действием концентрированной серной кислоты на плавиковый шпат: CaF 2 +H 2 SO 4 =CaSO 4 +2HF Хлороводород получают непосредственным взаимодействием водорода с хлором: Н 2 +Сl 2 =2НСl Это синтетический способ получения. Сульфатный способ основан на реакции концентрированной серной кислоты с NaCl. При небольшом нагревании реакция протекает с образованием НСl и NaHSO 4 . NaCl+H 2 SO 4 =NaHSO 4 +HCl При более высокой температуре протекает вторая стадия реакции: NaCl+NaHSO 4 =Na 2 SO 4 +HCl Но аналогичным способом нельзя получить HBr и HI, т.к. их соединения с металлами при взаимодействии с концентрировав- ной серной кислотой окисляются, т.к. I - и Br - являются сильными восстановителями. 2NaBr -1 +2H 2 S +6 O 4(к) =Br 0 2 +S +4 O 2 +Na 2 SO 4 +2Н 2 O Бромоводород и иодоводород получают гидролизом PBr 3 и PI 3: PBr 3 +3Н 2 O=3HBr+Н 3 PO 3 PI 3 +3Н 2 О=3HI+Н 3 РO 3 Галогениды Галогениды металлов являются типичными солями. Характеризуются ионным типом связи, где ионы металла имеют положительный заряд, а ионы галогена отрицательный. Имеют кристаллическую решетку. Восстановительная способность галогенидов повышается в ряду Сl - , Br - , I - (см. §2.2). Растворимость малорастворимых солей уменьшается в ряду AgCl - AgBr - AgI; в отличие от них, соль AgF хорошо растворима в воде. Большинство же солей галогеноводородных кислот хорошо растворимы в воде. Атом водорода имеет электронную формулу внешнего (и единственного) электронного уровня 1s 1 . С одной стороны, по наличию одного электрона на внешнем электронном уровне атом водорода похож на атомы щелочных металлов. Однако, ему, так же как и галогенам не хватает до заполнения внешнего электронного уровня всего одного электрона, поскольку на первом электронном уровне может располагаться не более 2-х электронов. Выходит, что водород можно поместить одновременно как в первую, так и в предпоследнюю (седьмую) группу таблицы Менделеева, что иногда и делается в различных вариантах периодической системы: С точки зрения свойств водорода как простого вещества, он, все-таки, имеет больше общего с галогенами. Водород, также как и галогены, является неметаллом и образует аналогично им двухатомные молекулы (H 2). В обычных условиях водород представляет собой газообразное, малоактивное вещество. Невысокая активность водорода объясняется высокой прочностью связи между атомами водорода в молекуле, для разрыва которой требуется либо сильное нагревание, либо применение катализаторов, либо и то и другое одновременно. Взаимодействие водорода с простыми веществамис металламиИз металлов водород реагирует только с щелочными и щелочноземельными! К щелочным металлам относятся металлы главной подгруппы I-й группы (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr), а к щелочно-земельным — металлы главной подгруппы II-й группы, кроме бериллия и магния (Ca, Sr, Ba, Ra) При взаимодействии с активными металлами водород проявляет окислительные свойства, т.е. понижает свою степень окисления. При этом образуются гидриды щелочных и щелочноземельных металлов, которые имеют ионное строение. Реакция протекает при нагревании: Следует отметить, что взаимодействие с активными металлами является единственным случаем, когда молекулярный водород Н 2 является окислителем. с неметалламиИз неметаллов водород реагирует только c углеродом, азотом, кислородом, серой, селеном и галогенами! Под углеродом следует понимать графит или аморфный углерод, поскольку алмаз — крайне инертная аллотропная модификация углерода. При взаимодействии с неметаллами водород может выполнять только функцию восстановителя, то есть только повышать свою степень окисления: Взаимодействие водорода со сложными веществамис оксидами металловВодород не реагирует с оксидами металлов, находящихся в ряду активности металлов до алюминия (включительно), однако, способен восстанавливать многие оксиды металлов правее алюминия при нагревании: c оксидами неметалловИз оксидов неметаллов водород реагирует при нагревании с оксидами азота, галогенов и углерода. Из всех взаимодействий водорода с оксидами неметаллов особенно следует отметить его реакцию с угарным газом CO. Смесь CO и H 2 даже имеет свое собственное название – «синтез-газ», поскольку из нее в зависимости от условий могут быть получены такие востребованные продукты промышленности как метанол, формальдегид и даже синтетические углеводороды: c кислотамиС неорганическими кислотами водород не реагирует! Из органических кислот водород реагирует только с непредельными, а также с кислотами, содержащими функциональные группы способные к восстановлению водородом, в частности альдегидные, кето- или нитрогруппы. c солямиВ случае водных растворов солей их взаимодействие с водородом не протекает. Однако при пропускании водорода над твердыми солями некоторых металлов средней и низкой активности возможно их частичное или полное восстановление, например: Химические свойства галогеновГалогенами называют химические элементы VIIA группы (F, Cl, Br, I, At), а также образуемые ими простые вещества. Здесь и далее по тексту, если не сказано иное, под галогенами будут пониматься именно простые вещества. Все галогены имеют молекулярное строение, что обусловливает низкие температуры плавления и кипения данных веществ. Молекулы галогенов двухатомны, т.е. их формулу можно записать в общем виде как Hal 2 . Следует отметить такое специфическое физическое свойство йода, как его способность к сублимации или, иначе говоря, возгонке . Возгонкой , называют явление, при котором вещество, находящееся в твердом состоянии, при нагревании не плавится, а, минуя жидкую фазу, сразу же переходит в газообразное состояние. Электронное строение внешнего энергетического уровня атома любого галогена имеет вид ns 2 np 5 , где n – номер периода таблицы Менделеева, в котором расположен галоген. Как можно заметить, до восьмиэлектронной внешней оболочки атомам галогенов не хватает всего одного электрона. Из этого логично предположить преимущественно окисляющие свойства свободных галогенов, что подтверждается и на практике. Как известно, электроотрицательность неметаллов при движении вниз по подгруппе снижается, в связи с чем активность галогенов уменьшается в ряду: F 2 > Cl 2 > Br 2 > I 2 Взаимодействие галогенов с простыми веществамиВсе галогены являются высокоактивными веществами и реагируют с большинством простых веществ. Однако, следует отметить, что фтор из-за своей чрезвычайно высокой реакционной способности может реагировать даже с теми простыми веществами, с которыми не могут реагировать остальные галогены. К таким простым веществам относятся кислород, углерод (алмаз), азот, платина, золото и некоторые благородные газы (ксенон и криптон). Т.е. фактически, фтор не реагирует лишь с некоторыми благородными газами. Остальные галогены, т.е. хлор, бром и йод, также являются активными веществами, однако менее активными, чем фтор. Они реагируют практически со всеми простыми веществами, кроме кислорода, азота, углерода в виде алмаза, платины, золота и благородных газов. Взаимодействие галогенов с неметалламиводородомПри взаимодействии всех галогенов с водородом образуются галогеноводороды с общей формулой HHal. При этом, реакция фтора с водородом начинается самопроизвольно даже в темноте и протекает со взрывом в соответствии с уравнением: Реакция хлора с водородом может быть инициирована интенсивным ультрафиолетовым облучением или нагреванием. Также протекает со взрывом: Бром и йод реагируют с водородом только при нагревании и при этом, реакция с йодом является обратимой: фосфоромВзаимодействие фтора с фосфором приводит к окислению фосфора до высшей степени окисления (+5). При этом происходит образование пентафторида фосфора: При взаимодействии хлора и брома с фосфором возможно получение галогенидов фосфора как в степени окисления + 3, так и в степени окисления +5, что зависит от пропорций реагирующих веществ: При этом в случае белого фосфора в атмосфере фтора, хлора или жидком броме реакция начинается самопроизвольно. Взаимодействие же фосфора с йодом может привести к образованию только триодида фосфора из-за существенно меньшей, чем у остальных галогенов окисляющей способности: серойФтор окисляет серу до высшей степени окисления +6, образуя гексафторид серы: Хлор и бром реагируют с серой, образуя соединения, содержащие серу в крайне не свойственных ей степенях окисления +1 и +2. Данные взаимодействия являются весьма специфичными, и для сдачи ЕГЭ по химии умение записывать уравнения этих взаимодействий не обязательно. Поэтому три нижеследующих уравнения даны скорее для ознакомления: Взаимодействие галогенов с металламиКак уже было сказано выше, фтор способен реагировать со всеми металлами, даже такими малоактивными как платина и золото: Остальные галогены реагируют со всеми металлами кроме платины и золота: Реакции галогенов со сложными веществамиРеакции замещения с галогенамиБолее активные галогены, т.е. химические элементы которых расположены выше в таблице Менделеева, способны вытеснять менее активные галогены из образуемых ими галогеноводородных кислот и галогенидов металлов: Аналогичным образом, бром и йод вытесняют серу из растворов сульфидов и или сероводорода: Хлор является более сильным окислителем и окисляет сероводород в его водном растворе не до серы, а до серной кислоты: Взаимодействие галогенов с водойВода горит во фторе синим пламенем в соответствии с уравнением реакции: Бром и хлор реагируют с водой иначе, чем фтор. Если фтор выступал в роли окислителя, то хлор и бром диспропорционируют в воде, образуя смесь кислот. При этом реакции обратимы: Взаимодействие йода с водой протекает в настолько ничтожно малой степени, что им можно пренебречь и считать, что реакция не протекает вовсе. Взаимодействие галогенов с растворами щелочейФтор при взаимодействии с водным раствором щелочи опять же выступает в роли окислителя: Умение записывать данное уравнение не требуется для сдачи ЕГЭ. Достаточно знать факт о возможности такого взаимодействия и окислительной роли фтора в этой реакции. В отличие от фтора, остальные галогены в растворах щелочей диспропорционируют, то есть одновременно и повышают и понижают свою степень окисления. При этом, в случае хлора и брома в зависимости от температуры возможно протекание по двум разным направлениям. В частности, на холоду реакции протекают следующим образом: а при нагревании: Йод реагирует с щелочами исключительно по второму варианту, т.е. с образованием йодата, т.к. гипоиодит не устойчив не только при нагревании, но также при обычной температуре и даже на холоду. 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 галогеновС 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 галогеновПри 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 галогеновГалогены 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 галогеновГалогены 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 задачПРИМЕР 1
Популярное:
НовоеКак востановить менструальный цикл после родов:
|