Khimia / Химия / ХИМИЯ НОВЫЕ ЛАБЫ / Лаба 16 / Галогены

Теоретическая часть:

В основном состоянии атомы галогенов имеют электронную конфигурацию ns2np5, где n-главное квантовое число.

Галогены - типичные неметаллы, под действием восстановителей превращающиеся в галогенид-ион Г ^-. Ионный характер галогенидов несколько ослабевает с ростом порядкового номера, что является следствием уменьшением ЭО. В соединениях с более ЭО элементами галогены проявляют положительные степени окисления

Соединения галогенов в положительных степенях окисления проявляют окислительные свойства. Согласно значениям стандартных потенциалов для Г⁺¹ окислительная активность меняется в ряду Cl>Br>I, для Г⁺⁵ – в ряду Br~Cl>I, а для Г⁺⁷ – в ряду Br>I>Cl, соответствующему вторичной периодичности. Кинетически наиболее лабильными являются соединения иода – иодаты и периодаты.

Свойства галогеноводородов

Свойство	HF	HCl	HBr	HI
Длина связи Н – Г, нм Энергия связи, кДж/моль Энтальпия образования, кДж/моль	0,092 565 -271	0,128 431 -92	0,141 364 -36	0,161 297 27

Фтор – исключительно активный элемент, является только окислителем.

Кислородные соединения галогенов – сильные окислители, способные окислить ряд металлов, неметаллов и их соединения.

Взаимодействие галогенов с водой

H2O +Г2 = HГO +HГ

Взаимодействие со щелочами

2NaOH +Cl2 =NaCl +NaOCl +H2O

6NaOH +3Cl2 =(t) 5NaCl +NaClO3 +3H2O

Ca(OH)2 +Cl2 CaCl2 +Ca(OCl)2 +H2O

CaOCl2 +H2O

2KOH +Cl2 =KCl +KClO +H2O

Взаимодействие с кислотами

H2SO4

+Г2 ≠

HNO3

I2 +10HNO3(конц) =2HIO3 +10NO2 +4H2O

Галогеноводороды реагируют с серной и азотной кислотами, при этом образуется кислоты с положительными степенями окисления галогенов.

Оксокислоты галогенов при температуре разлагаются.

Для кислот НГО, НГО2, НГО3 характерны реакции диспропорционирования.