47. Галогены. Общая характеристика галогенов

Электронная конфигурация внешнего энергетического уровня галогенов ns²np⁵. 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: F₂, Cl₂, Br₂, I₂.

48. Характер химической связи в молекулах галогенов. Их физические и химические свойства

Связь галогенов в бинарных соединениях с типичными металлами (щелочными и щелочноземельными) имеет преимущественно ионный характер. В бинарных соединениях с неметаллами галогены образуют преимущественно ковалентные полярные свзяи.

Фтор – самый электроотрицательный элемент, проявляет степень окисления -1. Газ желтого цвета, при обычных условиях не сжижается, имеет резкий запах, очень ядовит, не взаимодействует с He, Ne, Ar.

Химические свойства:

1) реагирует с водородом в темноте со взрывом (образуется плавиковая кислота)

2) с кислородом

F₂ + O₂ = 2OF₂

3) Вытесняет кислород из воды и оксида кремния

H₂O + 2F₂ = 4HF + O₂

SiO₂ + 2F₂ = SiF₄ + O₂

3) галогены могут соединяться между собой, образуя интергалогениды

Хлор – при стандартных условиях желто-зеленый газ с неприятным, удушливым запахом, ядовит. Раствор хлора в воде называется хлорной водой.

Химические свойства:

1) Не реагирует с благородными газами, O₂, C, N₂

2) С большинством металлов и с остальными неметаллами реагирует с образованием солей

3) Реагирует с водой в зависимости от температуры:

Cl₂ + H₂O HCl + HClO

3Cl₂ + 3H₂O 5HCl + HClO₃

4) Реакция со щелочами зависит от температуры:

Cl₂ + 2KOH KCl + KClO + H₂O

3Cl₂ + 6KOH 5KCl + KClO₃ + 3H₂O

5) Каждый галоген вытесняет другой нижестоящий галоген из его солей

2KBr + Cl₂ = 2KCl + Br₂

6) Реагирует с угарным газом с образованием фосгена (ядовитый газ удушающего действия)

CO + Cl₂ = COCl₂

Бром ­– красно-бурая жидкость, имеет вонючий запах, ядовит, при попадании на кожу вызывает ожоги

Йод – черно-серо-фиолетовые кристаллы, легко возгоняется

2Al + 3I₂ 2AlI₃

49. Галогенводороды. Физические и химические свойства

Галогенводороды – это газы с резким запахом, хорошо растворимые в воде, водные растворы которых – кислоты. HF выше 19 градусов – газ, ниже – жидкость (объясняется образованием прочных водородных связей).

Химические свойства:

SiO₂ + 4HF = SiF₄ + 2H₂O

Соляная кислота реагирует с:

1) основными и амфотерными оксидами

4HI+MnO₂ = I₂+MnI₂+2H₂O

2) щелочами, слабыми и амфотерными гидроксидами

3) солями, если образуется осадок, газ или слабый электролит

4) металлами, расположенными в электрохимическом ряду до водорода

50. Кислородсодержащие соединения галогенов

Все кислородсодержащие соединения галогенов получены косвенным путем. Наиболее устойчивы соли, меньше – оксиды и кислоты. Для галогенов характерно образование большого числа оксидов, отвечающих различным степеням окисления. Больше всего устойчивых соединений образует хлор. Из соединений кислорода с фтором существует только фторид кислорода OF2. Хлор образует четыре оксида, степень окисления хлора +1, +3, +4, +7; бром – один, степень окисления брома +4, и большое число неустойчивых оксидов; йод – один, степень окисления йода +5. Все оксиды неустойчивы, разлагаются с большим выделением тепла.

Физические свойства и способы получения некоторых оксидов галогенов приведены в таблице:

Соединение	Агрегатное состояние	Температура плавления,°С	Температура кипения,°С	Получение
OF2	Бесцветный газ	-224	-145	2F2 + 2NaOH = OF2 + 2NaF + H2O (при 0°С)
Cl2O	Желто-коричневый газ с резким запахом	-116	2	3HgO + 2Cl2 = Hg3O2Cl2 + Cl2O
ClO2	Желтый газ	-60	10	2NaClO3 + SO2 + H2SO4 = 2NaHSO4 + 2ClO2
Cl2O7	Маслянистая бесцветная жидкость	-90	82	2HClO4 + P2O5 = Cl2O7 + 2HPO3
Br2O4	Бледно-желтые кристаллы	Разлагается при Ткомн.	-	Br2 + O3 Br2O4, Br2O, Br2O3, BrO3
I2O5	Бесцветные кристаллы	400	-	2HIO3 = I2O5 + H2O (при 230°С)

В кислородсодержащих соединениях (оксидах, кислотах, солях) галогены могут проявлять степени окисления +1, +3, +5, +7. Среди кислородных соединений галогенов наибольшее значение имеют кислородные кислоты хлора и их соли.

Кислородные кислоты галогенов значительно менее устойчивы, чем их соли. Среди кислот встречаются неустойчивые, такие, как НВг02 и Нl2, или существующие только в растворах НВгО, НЮ4, НВг04. В ряду НСl – НВгО – Нl уменьшаются кислотные свойства и окислительная активность. Аналогичные тенденции наблюдаются и в рядах кислородных кислот, где галогены проявляют степени окисления +3, +5, +7.

Изменение кислотных и окислительных свойств кислородсодержащих кислот галогенов

Изменение окислительной активности солей кислородсодержащих кислот галогенов происходит аналогично соответствующим кислотам.

Свойства

НСЮ, НВгО и НЮ — слабые кислоты, НСЮ4 и НВг04 — сильные кислоты. Они обладают всеми свойствами кислот: взаимодействуют с основаниями, металлами, основными оксидами и др.

Кислородсодержащие кислоты галогенов сильные окислители, особенно НСЮ и НСЮ3.

Многие кислородсодержащие кислоты галогенов и их соли неустойчивы и разлагаются при комнатной температуре или при нагревании:

 

Химические свойства

1. Кислотные свойства

Хлорноватистая и хлористая кислоты относятся к слабым, хлорноватая и хлорная - к сильным. Кислоты образуют соли в реакциях c основными оксидами и основаниями.

HClO + LiOH → LiClO + H2O

HClO3 + NaOH → NaClO3 + H2O

HClO4 + KOH → KClO4 + H2O

2. Разложение кислот и солей

И кислоты, и их соли разлагаются схожим образом.

HClO → HCl + O2

HClO2 → ClO2 + HClO3 + HCl + O2

KClO2 → (t) KClO3 + KCl

KClO2 → KCl + O2

KClO3 → KCl + O2

NaClO3 → (t) NaCl + NaClO4

NaClO3 → (кат.) NaCl + O2↑

3. Окислительные свойства

KI + HClO → KIO3 + HCl

P + HClO3 → P2O5 + HCl

Соли этих кислот образуются в результате реакции диспропорционирования, происходящей между щелочью и галогеном.

KOH + Cl2 → KCl + KClO + H2O

KOH + Cl2 → (t) KCl + KClO3 + H2O