2.3.3. Сполуки галогенів

До головної підгрупи сьомої групи періодичної системи входять Гідроген (умовно, див. «Гідроген»), а також галогени — Флуор (Г), Хлор (СІ), Бром (Вг), Йод (I).

Атоми елементів головної підгрупи сьомої групи на зовнішньому рівні мають 7 електронів, що обумовлює виявлення ними характерних властивостей неметалів.

Основний ступінь окиснення -1, хоча галогени (крім Флуору) можуть виявляти й позитив­ний ступінь окиснення, головним чином, непарний — +1, +3, +5 та +7.

Електронна формула Флуору 1з²2з²2р⁵, Хлору — 1з²2з²2р⁶3з²3р⁵. Молекули галогенів скла­даються з двох атомів: Г₂, С1₂, Вг₂, І₂.

За кімнатної температури прості речовини фтор і хлор — гази, бром — рідина, йод — тверда речовина. Галогени — кольорові речовини, при переході від одного елемента до другого до­низу по групі колір їх молекул підсилюється: Флуор — світло-жовтий, хлор — жовто-зелений, бром — червоно-коричневий, йод — світло-фіолетовий.

За винятком Флуору, який бурно реагує з водою, галогени малорозчинні у воді. Щоб ви­готовити концентрований розчин, використовують інші розчинники. Для йодної настоянки використовують спирт. Водні розчини галогенів у воді називають відповідно хлорною, бром­ною, йодною водою.

Галогени — активні окисники. У групі періодичної системи їх активність зменшується зверху вниз. Вищий галоген витісняє нижчий з його сполук з металами.

Чегрова Ю. (наступні 10 сторінок)

Хлор

Хлор, хімічний символ СІ (від Сіогит — зелений), газ, утворює двохатомну молекулу С1₂.

Ядро атома Хлору містить 17 протонів і може мати 18 або 20 нейтронів, у зв'язку з чим Хлор є сумішшю двох стабільних ізотопів ^СІ і СІ. Відповідно до чого 17 електронів Хлору розподілені за трьома енергетичними рівнями таким чином, що на зовнішньому рівні знахо­дяться 7 електронів. Електронна формула Хлору — І8²2з²2р⁶3з²3р^і.

Ця особливість будови атома Хлору відтворена в тому, що його порядковий номер дорівнює 17 і він розташований у третьому періоді у сьомій групі.

Хімічні властивості

Оскільки для завершення валентного рівня атому Хлору не вистачає тільки одного елект­рона, він виявляє чітко виражені властивості неметалу. При цьому він реагує як з металами, так і з неметалами:

Са + С1₂ = СаС1₂, 2А1 + 3С1₂ = 2А1С1₃,

8і + 2С1₂ = 8іС1₄,

2Р + 5С1₂ = 2РС1₅.

З металів хлор реагує навіть із золотом і утворює трихлорид:

2Аи + 3С1₂ = 2АиС1₃.

Із складних речовин хлор реагує з солями безоксигенових кислот (крім фторидів):

2КВг + С1₂ = 2КС1 + Вг₂, Ге8 + С1₂ = ГеС1₂ + 8.

Оскільки атоми неметалів у молекулах несолетворних оксидів завжди мають неспарені електрони, то і вони окиснюються хлором:

СО + С1₂ = СОС1₂,

N0 + сі₂ = :осі₂,

80₂ + С1₂ = 80₂С1₂.

Хлор також взаємодіє з органічними сполуками, він заміщує атоми Гідрогену. Реакція з метаном (сумарна):

СН₄ + 4С1₂ = СС1₄ + 4НС1.

Одержання хлору

У лабораторних умовах хлор одержують окисненням хлороводню відповідними окисниками:

4НС1 + Мп0₂ = МпС1₂ + С1₂ + 2Н₂0.

У промисловості хлор одержують електролізом водного розчину натрій хлориду:

2^С1 + Н₂0 ——— > 2^0Н + С1_2(анод).

Застосування хлору

Хлор використовується для знезаражування питної води (зараз замінюється озоном), від­білювання тканин і паперу, у виробництві полімерних матеріалів (полівінілхлорид), а також у виробництві отрутохімікатів.

хлороводень і хлоридна кислота

Хлор і водень згоряють в атмосфері один одного і утворюють одну речовину — хлоро­водень:

Н₂ + С1₂ = 2НС1.

Хлороводень — задушливий газ, добре розчиняється у воді. Атоми в молекулі хлороводню пов'язані полярним ковалентним зв'язком, однак при потраплянні у воду або інший поляр­ний розчинник цей зв'язок поляризується настільки, що переходить у йонний і відбувається дисоціація за схемою:

НС1 ^ Н+ + СІ^-,

тобто розчин набуває властивостей кислоти. Розчин хлороводню у воді називають хлоридною кислотою (хлорводневою, соляною). Хлоридна кислота є типовою безоксигеновою кислотою, її аніон виявляється не окисником, а відновником. Тому хлоридна кислота не реагує з ме­талами, розташованими в ряді активності після водню (Си, Нд, Ад, Аи). З металами, більш активними, ніж водень, хлоридна кислота взаємодіє з утворенням хлоридів:

2п + 2НС1 = 2ПС1₂ + Н₂Т, Ге + 2НС1 = ГеС1₂ + Н₂Т.

Зі складних речовин хлоридна кислота реагує з основними оксидами, гідроксидами і де­якими солями:

СиО + 2НС1 = СиС1₂ + Н₂О, Си(ОН)₂ + 2НС1 = СиС1₂ + 2Н₂О, АдКО₃ + НС1 = АдС1^ + НКО₃.

Найважливішою сіллю хлоридної кислоти є натрій хлорид, який у природі утворює пласти заввишки до 1,5 км. Він широко використовується у побуті (кухонна сіль), а також як сиро­вина для одержання хлороводню і виробництва натрій гідроксиду (каустичної соди) та хлору.

Оксигенові сполуки хлору

Хлор з киснем не взаємодіють, однак непрямими шляхами можна одержати оксигенові сполуки хлору, в яких він виявляє позитивний ступінь окиснення.

Так, під час взаємодії хлору з холодним розчином натрій гідроксиду утворюється сіль хлорнуватистої кислоти (НС1О) натрій гіпохлорит:

2КаОН + С1₂ = КаСІО + КаС1 + Н₂О.

Гіпохлорит-йон дуже нестійкий, особливо при світлі, він розкладається з виділенням ато­марного Хлору, що має відбілюючі та бактерицидні властивості. Щодо цього найактивнішим є кальцій гіпохлорит СаС1(ОС1), який називають хлорним вапном.

Якщо пропускати хлор через гарячий (40 ° і вище) розчин калій гідроксиду, то утворюють­ся солі хлорнуватої НС1О₃ кислоти калій хлорат, відомої також як бертолетова сіль:

6КОН + 3С1₂ = 5КС1 + КС1О₃ + 3Н₂О.

Нагрівання бертолетової солі призводить до утворення калієвої солі хлорної (НС1О₄) кисло­ти (калій перхлорату):

4КС10₃ == 3КС10₄ + КС1.

Під час взаємодії сульфатної кислоти з калій перхлоратом можна одержати хлорну (НС1О₄) кислоту, яка є найсильнішою з усіх відомих оксигеновмісних кислот.

якісні реакції' на галогени

Якісними реакціями на йони галогенів є взаємодія з розчином аргентум (I) нітрату. Хлорид-йон: Ад+ + С1^- = АдСІ^- (білий сирнистий осад). Бромід-йон: Ад+ + Вг₂^- = АдВг ^ (блідо-жовтий осад). Йодид-йон: Ад + I = АдІ^- (жовтий осад).