Экзаменационный билет № 28

1. Галогены, их бинарные соединения. Особые свойства фтора и его соединений. Галогенводородные кислоты и их соли. Биологическая роль галогенов.

Галогены - хим. элементы главной подгруппы VII гр. периодич. системы: фтор, хлор, бром, иод и астат. Молекулы двухатомны. Внеш. электронная оболочка атомов имеет конфигурацию s2p5. С увеличением ат. массы галогенов возрастают их ионный и ковалентный радиусы, уменьшаются энергии ионизации и электроотрицательность. При обычных условиях F₂ и С1₂-газы, Вr₂-жидкость, I₂ и A_t2- твердые в-ва. С увеличением ат. массы окраска галогенов становится более интенсивной - от бледно-желтой у фтора до темно-красной у брома и темно-фиолетовой у иода.

С металлами и неметаллами галогены образуют галогениды, друг с другом-межгалогенные соединения. С кислородом С12, Вr2 и I2 дают оксиды, F2-фториды кислорода. Все галогены (кроме фтора) образуют неустойчивые кислородсодержащие к-ты НХО, НХО2, НХО3 и НХО4; их кислотные св-ва в указанном ряду усиливаются, а окислит. активность убывает. Фтор вытесняет хлор из его соед. с более электроположит. элементами, хлор вытесняет бром, а бром-иод. Все галогены проявляют высокую окислительную активность, которая уменьшается при переходе от фтора к иоду. Фтор — самый активный из галогенов, реагирует со всеми металлами без исключения, многие из них в атмосфере фтора самовоспламеняются:

2Al + 3F₂ = 2AlF₃

Без нагревания фтор реагирует и со многими неметаллами (H2, S, С, Si, Р) — все реакции при этом сильно экзотермические, например: Н2 + F₂ = 2HF + 547 кДж, Si + 2F₂ = SiF₄(г) + 1615 кДж.

При нагревании фтор окисляет все другие галогены по схеме Hal₂ + F₂ = 2НalF^-1

При облучении фтор реагирует даже с инертными (благородными) газами: Хе + F₂ = XeF₂ + 152 кДж.

Взаимодействие фтора со сложными веществами также протекает очень энергично. Так, он окисляет воду, при этом реакция носит взрывной характер: 3F₂ + ЗН2О = OF₂↑ + 4HF + Н₂О₂.

HF, HCl, HI – это газообразные соединения, легко растворяются в воде. Водные растворы являются кислотами. Химическая связь— полярная ковалентная: общая электронная пара смещена к атому галогена как более электроотрицательному. В ряду кислот HF-HCl-HBr-HI происходит усиление кислотных свойств.

Все галогены — бесцветные газы с резким запахом. очень хорошо растворимы в воде. Раствор фтороводорода в воде называется плавиковой кисло­той. CaF₂ + H₂SO₄= CaSO₄ + 2HF

Фтороводород реагирует с большинством металлов. Однако во многих случаях образующаяся соль малорастворима, вследствие чего на поверхности металла образуется защитная пленка. Соли фтороводорода называются фторидами. Большинство их малорастворимы в воде; хорошо .растворимы лишь фториды Na, К, Al, Sn и Ag. Все соли плавиковой кислоты ядовиты.

Безвод­ным HF используют, при органических синтезах, а плавиковую кислоту — при получении фторидов, травлении стек­ла, при анализах мине­ралов.

Пары фтороводорода очень ядовиты. Попадая на кожу, концен­трированная плавиковая кислота вызывает тяжелые ожоги.

Соляная кислота - Н₂ + Cl₂ = 2HCl + 183,6 кДж – в промышленности, в лабораторной практике: NaCl + H₂SO₄ = NaHSO₄ ; NaCl + NaHSO₄ + HCl i /рав-нениям:

HCl энергично взаимодействует со многими металлами и оксидами металлов. Соли ее называются хлоридами. Большинство их хорошо растворимы в воде. Малорастворимы AgCl, PbCl₂, CuCl, Hg₂Cl₂

Хлорид натрия NaCl, или поваренная соль, служит сырьем для получения хлора, соляной кислоты, едкого натра и карбоната натрия (соды), применяется в красильном деле, в мыловарении и др. Он служит также приправой к пище и применяется в качестве средства, предохраняющего пищевые продукты от порчи.

Хлорид калия КС1 в больших количествах потребляется сельским хозяйством в качестве удобрения. Хлорид ртути(П) HgCl₂ - сулема, очень сильный яд – разбавл. р-ры (1:1000) исп. в медицине как сильнодействующее дезинфицирующее средство.

Хлорид серебра AgCl — применяют в фотографической промышленности при изготовлении светочувствительных материалов.

Бромоводород взаимодействует с кислородом гораздо медленнее, в то время как при обычных условиях соляная кислота вовсе с ним не взаимодействует.

Восстановительные свойства бромоводорода и иодоводорода заметно проявляются и при взаимодействии с концентрированной серной кислотой. При этом НВг восстанавливает H₂SO₄ до SО₂: 2HBr + H₂SO₄ = Br₂ + SO₂↑ + 2H₂O

а HI — до свободной серы или даже до H₂S: 6HI + H₂SO₄ = 3I₂ + S↓ + 4H₂O;

8HI + H₂SO₄ = 4I₂ + H₂S↑ +4H₂O

Поэтому НВг трудно, a HI практически невозможно получить действием серной кислоты на бромиды или иодиды. Обычно эти галогеноводороды получают действием воды на соединения брома и иода с фосфором PBr₃ и PI₃. Последние подвергаются при этом полному гидролизу, образуя фосфористую кислоту и соответ­ствующий галогеноводород:

PBr₃ + 3H₂O = H₃PO₄ + 3HBr; PI₃ + 3H₂O= H₃PO₄+3HI

Соли бромоводорода и иодоводорода называются соответствен­но бромидами и иодидами. Растворы бромидов натрия и калия под химически неправиль­ным названием «бром» применяются в медицине как успокаиваю­щее средство при расстройствах нервной системы. Бромид серебра идет на изготовление фотоматериалов. Иодид калия применяют в медицине-при заболева­ниях эндокринной системы.

Биологическая роль: Галогены (за исключением астата) широко распространены в природе; они входят в состав мн. минералов, содержатся в морской воде; в своб. виде не встречаются. Все галогены ядовиты и обладают бактерицидными св-вами. Эти элементы (кроме хлора) не входят в состав биомолекул галогенсодер. органических веществ. Токсичны и поэтому применяются как пестициды. Cl – относится к числу возможных биогенных элементов, а F и I к необход. микроэлементам.