Железо легко реагирует с галогенами и галогеноводородами, давая соли, например хлориды FeCl2 и FeCl3. При нагревании

железа с серой образуются сульфиды FeS и FeS2. Карбиды железа - Fe3C (цементит) и Fe2C (е-карбид) - выпадают из твердых растворов углерода в железе при охлаждении. Fe3C

выделяется также из растворов углерода в жидком железе при высоких концентрациях С. При нагревании железо энергично реагирует с кремнием и фосфором, образуя силициды (например, Fe3Si и фосфиды (например, Fe3P).

Галогены

•положение в периодической системе химических элементов

•Галогены расположены в главной подгруппе VII группы (или в 17 группе в современной форме ПСХЭ) периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.

•Электронное строение галогенов

•Электронная конфигурация галогенов в основном состоянии соответствует формуле ns2np5.

Атомы галогенов содержат на внешнем энергетическом уровне 1 неспаренный электрон и три неподеленные электронные пары в

основном энергетическом состоянии. Следовательно, в основном состоянии атомы галогенов могут образовывать 1 связи по обменному механизму.

При этом у фтора возбужденного состояния нет, т.е. максимальная валентность фтора в соединения равна I.

Однако, в отличие от фтора, за счет вакантной d-орбитали атомы хлора, брома и йода могут переходить в возбужденное энергетическое

состояние.

Таким образом, максимальная валентность галогенов (кроме фтора) в соединениях равна VII. Также для галогенов характерны валентности I, III, V.

Степени окисления атома галогенов – от -1 до +7. Характерные степени окисления -1, 0, +1, +3, +5, +7. Для фтора характерная степень окисления - 1 и валентность I.

В лаборатории хлор получают взаимодействием концентрированной соляной кислоты с сильными окислителями.

Например, взаимодействием соляной кислоты с оксидом марганца (IV)

MnO2 + 4HCl → MnCl2 + Cl2↑ + 2H2O

Или перманганатом калия:

2KMnO4 + 16HCl → 2MnCl2 + 2KCl + 5Cl2↑ +

8H2O

Бертолетова соль также окисляет соляную кислоту:

KClO3 + 6HCl → KCl + 3Cl2↑ + 3H2O

Бихромат калия окисляет соляную кислоту:

K2Cr2O7 + 14HCl → 2CrCl3 + 2KCl + 3Cl2↑ + 7H2O

2. Получение фтора.

Фтор получают электролизом расплава гидрофторида калия.

2KHF2 → 2K + H2 + 2F2

3. Получение брома.

Бром можно получить окислением ионов Br– сильными окислителями.

Например, бромоводород окисляется хлором:

2HBr + Cl2 → Br2 + 2HCl

Соединения марганца также окисляют бромид-ионы. Например, оксид марганца (IV):

MnO2 + 4HBr → MnBr2 + Br2 + 2H2O

4. Получение йода.

Йод получают окислением ионов I– сильными окислителями. Например, хлор окисляет йодид калия:

2KI + Cl2 → I2 + 2KCl

Соединения марганца также окисляют йодид-ионы. Например, оксид марганца (IV) в кислой среде окисляет йодид калия:

2KI + MnO2 + 2H2SO4 → I2 + K2SO4 + MnSO4 + 2H2O

Химические свойства галогенов

Химическая активность галогенов увеличивается снизу вверх – от астата к фтору.

1. Галогены проявляют свойства окислителей. Галогены реагируют с металлами и неметаллами.

1.1. Галогены не горят на воздухе. Фтор окисляет кислород с образованием фторида кислорода:

F2 + O2 → OF2

1.2. При взаимодействии галогенов с серой образуются галогениды серы:

S + Cl2 → SCl2 (S2Cl2) S + 3F2 → SF6

1.3. При взаимодействии фосфора и углерода с галогенами образуются галоге

ниды фосфора и углерода: 2P + 5Cl2 → 2PCl5

2P + 3Cl2 → 2PCl3

2F2 + C → CF4

1.4. При взаимодействии с металлами галогены проявляют свойства окислителей, образуя галогениды.

Например, железо реагирует с галогенами с образованием галогенидов. При этом фтор, хлор и бром образуются

галогениды железа (III), а c йодом — соединение железа (II):

3Cl2 + 2Fe → 2FeCl3

I2 + Fe → FeI2

Аналогичная ситуация с медью: фтор, хлор и бром окисляют медь до галогенидов меди (II),а йод до йодида меди (I):

Активные металлы бурно реагируют с галогенами, особенно с фтором и хлором (горят в атмосфере фтора или хлора).

Еще пример: алюминий взаимодействует с хлором с образованием хлорида алюминия:

3Cl2 + 2Al → 2AlCl3

1.5. Водород горит в атмосфере фтора:

F2 + H2 → 2HF

С хлором водород реагирует только при нагревании или освещении. При этом реакция протекает со взрывом:

Cl2 + H2 → 2HCl

Бром также реагирует с водородом с образованием бромоводорода:

Br2 + H2 → 2HBr

Взаимодействие йода с водородом происходит только при сильном нагревании, реакция протекает обратимо, с поглощением теплоты (эндотермическая):

Br2 + H2 ↔ 2HBr

1.6. Галогены реагируют с галогенами. Более активные галогены окисляют менее активные.

Например, фтор окисляет хлор, бром и йод:

Cl2 + F2 → 2ClF

2. Со сложными веществами галогены реагируют, также проявляя преимущественно окислительные свойства. Галогены охотно диспропорционируют при растворении в воде или в щелочах.

2.1. При растворении в воде хлор и бром частично диспропорционируют, повышая и понижая степень окисления. Фтор окисляет воду.

Например, хлор при растворении в холодной воде диспропорционирует до ближайших стабильных степеней окисления (+1 и -1), образует при этом соляную кислоту и хлорноватистую кислоту (хлорная вода):

Cl2 + H2O ↔ HCl + HClO

При растворении в горячей воде хлор диспропорционирует до степеней окисления -1 и +5, образуя соляную кислоту и хлорную кислоту:

Cl2 + 6H2O ↔ 5HCl + HClO3

Фтор реагирует с водой со взрывом:

2F2 + 2H2O → 4HF + O2