Химические свойства

Хлор, как и все элементы 3-го периода, отличается от своего аналога фтора, элемента 2-го периода, наличием d- подуровня. Этим определяется его характер и поведение при химических реакциях. Использование d-орбиталей приводит к образованию кратных дативных связей . Именно поэтому энергия диссоциации молекулы хлора примерно в полтора раза больше , чем у фтора.

У полных электронных аналогов хлора, брома и йода, также наблюдаются подобные явления, хотя и в меньшей степени, это объясняется влиянием больших радиусов атомов брома и иода.

Фтор.

Фтор химически очень активен, он сильнейший окислитель. Высокая химии-ческая активность фтора объясняется тем, что его молекула имеет очень низкую энергию диссоциации, тогда как химическая связь в большинстве соединений фтора отличается большой прочностью. Он легко взаимодействует со всеми ме-таллами и неметаллами, включая даже некоторые инертные газы. Фторид водорода неограниченно растворяется в воде:

2HF + H₂O = H₃O⁺ + HF₂^-

Раствор HF (плавиковая кислота) кислота средней силы . Характерной осо-бенностью плавиковой кислоты является ее способность реагировать с SiO₂ , поэ-тому HF хранят в полиэтиленовой таре. : SiO₂ + 4HF = SiF₄↑+2H₂О.

HF получают действуя H₂SO₄ на плавиковый шпат : CaF₂ + H₂ SO₄ = CaSO₄↓ + 2HF. Хлор

В соединениях хлор проявляет следующие степени окисления: -1, 0, +1, +3,+5,+7.

Степени окисления хлора +2 , +4 и +6 реализуются только в безразличных, легко диспропорционирующих, неустойчивых оксидах ClO, ClO₂ и СlO₃.

Степени окисления –1 соответствует хлористый водород HСl, являющийся газообразным соединением. Это наиболее важное соединение хлора. Получить его можно при непосредственном взаимодействии хлора с водородом:

H₂+Cl₂ = 2HCl.

В чистом виде HCl – газ с резким запахом, очень легко растворяется в воде – при О⁰ С в 1л воды растворяется более 500 л HCl. Раствор HCl имеет кислую реакцию и называется хлороводородной кислотой( соляная кислота) . Это сильная кислота реагирует, со всеми металлами, стоящими в ряду напряжения до водорода. Соли хлороводородной кислоты называются хлоридами.

Положительным степеням окисления хлора соответствуют оксиды и гидроксиды:

Cl2O	HClO-хлорноватистая кислота
Cl 2O3	HClO2-хлористая кислота
Cl2O6 ,	HClO3-хлорноватая кислота
Cl2O7 .	HClO4 –хлорная кислота

Все оксиды и кислородные кислоты хлора неустойчивы. Оксиды обычно разлагаются со взрывом. Устойчивость кислородных кислот и их сила возрастают от HClO к HClO₄ , а окислительные свойства кислот и их солей уменьшаются.

HClO HClO₂ HClO₃ HClO₄

усиление кислотных свойств

усиление окислительной активности

Оксид хлора (I) получают взаимодействием хлора с оксидом ртути (II):

Hg-Cl

2HgO + 2Cl₂ = Cl₂О + О Hg-Cl .

Он представляет собой ядовитый желто-коричневый газ с характерным запахом. При нагревании взрывается с образованием хлора и кислорода. При растворении в воде Cl₂O образует слабую (слабее угольной ) хлорноватистую кислоту HClO, соли которой называются гипохлоритами. Эта кислота образуется и при взаимодействии хлора с водой в темноте.

Cl₂+H₂O↔HClO+HCl

Cl⁰ + 1e = Cl^-

Cl⁰ + H₂0-1e= HClO+H⁺__________

Cl₂+H₂O=HClO + H⁺+ Cl^-

HСlO − неустойчивое соединение и на свету разлагается по схеме HClO → HCl +O⁰.

Выделением атомарного кислорода объясняется дезинфирующее и отбеливающее действие хлорной воды . Сам хлор этими свойствами практически не обладает. Гипохлориты − более устойчивы, чем сама кислота. Образование иона ClO^- облегчается в щелочной среде (реакция протекает на холоду ) :

Cl₂ + 2КOH = КCl + КClO + H₂O

1 Cl⁰ + 1e = Cl^-

1 Cl⁰+2OH^- -e^- = ClO ^-+ H₂O

Cl₂ +2OH^- = ClO ^- + Cl^- +H₂O

При пропускании хлора в горячий раствор щелочи протекает реакция:

3Сl₂+6KOH = KClO₃ + 5KCl + 3H₂О

1 Cl⁰+6OH^- -5e^-= ClO₃^-+3H₂O

5 Cl⁰ + 1e = Cl^-

3Cl₂ +6OH^- = ClO ^- + 5Cl^- +3H₂O

При взаимодействии хлора с гашеной известью образуется хлорная известь: Cl₂ + Ca(OH)₂= CaOCl₂ + H₂О

Полученный продукт можно рассматривать как соль двух кислот – HСl и HClO:

Cl

Ca

OСl

При пропускании хлора в горячие растворы щелочей образуются соли хлорноватой кислоты – хлораты :

Cl₂ + 6KOH= KClO₃ + 5KCl + 3H₂O

Для получения хлорноватой кислоты раствор хлората бария обрабатывают H₂SO₄ :

Ba(ClO₃)₂ + H₂SO₄ = 2HClO₃ + BaSO₄↓.

Таким способом удается получить растворы 40 – 50%-й концентрации HСlO₃– сильная кислота, сильный окислитель, но уступающий по окислительным свойствам HClO, ее соли, хлораты, в обычных условиях устойчивы.

Наиболее устойчив из всех кислотных соединений хлора оксид Cl₂O₇. Его получают дегидратацией хлорной кислоты:

6HClO₄ + P₂O₅ = 3Cl₂O₇ + 2H ₃PO₄.

Cl₂O₇ при быстром нагревании или при ударе взрывается, с водой образует хлорную кислоту, а со щелочами перхлораты : Cl₂O₇ + H₂О = 2HClO₄

Cl₂O₇ + 2КОН = 2KClO₄ + H₂O.

HClO₄ относится к очень сильным кислотам. Как сама кислота , так и ее соли в растворах практически не обладают окислительными свойствами . В безводных средах эти соединения могут проявлять сильные окислительные свойства , хотя они и слабее , чем у других кислородных кислот хлора.

Анализируя свойства кислородных соединений хлора можно сделать вывод, что в ряду ClО^- - ClO₂ – ClO₃ – ClO₄ устойчивость ионов увеличивается и, следователь-но, уменьшаются окислительные свойства. Гипохлориты являются сильными окислителями в любой среде. Хлораты в растворах окисляют только в сильно-кислой среде .

Соединения брома и иода

В отличие от фтора и хлора бром при обычных условиях является подвижной темно-красной жидкостью с t_кип =59⁰С , а иод – твердое вещество темно-серого цвета с металлическими блеском. Йод способен возгоняться (переходить в газообразное состояние минуя точку плавления).

Бром и йод проявляют степени окисления –1, 0, +1,+3,+5, +7 них наибо-лее устойчивы –1 и +5. В степени окисления –1 галогены образуют летучие во-дородные соединения, растворы которых являются кислотами. Свойства этих кислот изменяются следующим образом:

HF HCl HBr HJ

сила кислот увеличивается

восстановительные свойства увеличиваются

устойчивость соединений уменьшается

Эти изменения свойств объясняются уменьшением электроотрицательности и увелечением радиусов атомов от фтора к иоду.

Из кислородных соединений наиболее устойчивы оксиды брома: Br₂О, BrO₂ и Br₂O₃. Существует только две малоустойчивых кислоты: HBrO (бромноватис-тая) и HBrO₃ (бромноватая). Другие кислородные кислоты брома в свободном состоянии не получены. Соли этих кислот аналогичны солям хлора в той же степени окисления . Они являются сильными окислителями .

Иод образует только один устойчивый оксид J₂O₅ и гидроксиды HJO, HJO_3, H₅JO₆ (HJO₄ •2H₂O). Наиболее устойчивыми гидроксидами брома и иода являются HBrO₃ и HJO₃. Это подтверждается тем, что при действии на бром и йод сильных окислителей получаются ионы BrO₃^- и JO₃^-

Br₂ +5Cl₂ +6H₂О=2HBrO₃ +10HCl

1 Br₂⁰ + 6 H₂O -5e = 2BrO₃¯ + 12H⁺

5 Cl₂⁰ + 2e = 2Cl¯

Br₂ + 6 H₂O + 5Cl₂ = BrO₃¯ + 10Cl¯ +12H⁺

J₂ + 5HClO+H₂O= 2HJO₃ +5HCl.

1 I₂⁰ + 6 H₂O -5e = 2 IO₃¯ + 12H⁺

5 ClO¯ + 2e + H₂O = Cl¯ + 2OH¯

I₂ + 6 H₂O + CIO¯+5 H₂O ¯= IO₃¯+ 12H⁺+ 5CI¯ +10OH¯

В ряду HClO₃ – HBrO₃ – HJO₃ кислотные свойства ослабевают, а устойчивость соединений увеличивается, а следовательно, уменьшаются окислительные свойства анионов .

В связи с неустойчивостью степени окисления +1, по сравнению с хлором, реакции диспропорционирования брома и иода в растворах щелочей идут до степени окисления +5 :

3J₂+ 6КОН = 5КJ + КJO₃ + 3H₂О.

Каждый из галогенов может образовывать соединения с другими более электроотрицательными галогенами. Эти соединения называют интергалидами. Большинство интергалогенидов являются фторидами :

Cl₂ + 3F₂ = 2ClF₃

Наиболее устойчивыми среди этих соединений являются ClF₃, BrF₅, и JF₇. Интергалогениды обладают кислотным характером. Они быстро и полностью гидролизуются водой, например : JCl₃ + 2H₂О = 3HCl+ HJO₂

HJ HJO₃