Химия хлора и его соединений

В природе хлор находится в виде хлоридов. В промышленности хлор получают вместе с водородом и гидроксидом натрия при электролизе водного раствора хлорида натрия:

2NaCl + 2H₂O H₂ + Cl₂ + 2NaOH

В лаборатории хлор получают при взаимодействии перманганата калия с концентрированной соляной кислотой:

2KMnO₄ + 16HCl  2KCl + 2MnCl₂ + 5Cl₂ + 8H₂O

Хлор - тяжелый газ желто-зеленого цвета с резким запахом. Раствор пяти объемов хлора в одном объеме воды называют хлорной водой. Активный окислитель хлор взаимодействует с водородом на свету:

Cl₂ + H₂ 2HCl

Хлороводород - бесцветный газ с резким запахом, хорошо растворим в воде: в 1 объеме воды при 0^оС растворяется более 500 объемов хлороводорода. Раствор хлороводорода в воде называют хлороводородной соляной кислотой. Это сильная кислота, ее соли - хлориды.

При взаимодействии хлора с водой и щелочами происходит диспропорционирование хлора, и наряду с соляной кислотой образуются кислородосодержащие кислоты хлора или их соответствующие соли:

Cl₂ + H₂O  HCl + HClO

2Cl₂ + 2Ca(OH)₂  CaCl₂ + Ca(ClO)₂ + 2H₂O

Смесь хлорида и гипохлорита кальция (CaCl₂ + Ca(ClO)₂) называют хлорной или белильной известью. Хлор в количестве 1,5 г на 1м³ воды используется для обеззараживания воды. Образующаяся при этом хлорноватистая кислота HClO разлагается с образованием атомарного кислорода (HClO  HCl + O), который, являясь активным окислителем, убивает микробы, обесцвечивает краски и т.д.

В ряду кислородосодержащих кислот хлора: HClO, HClO₂, HClO₃, HClO₄ - с увеличением степени окисления хлора растет сила кислот, а их окислительная активность уменьшается.

Химия брома, иода и их соединений

В природе бром и иод находятся в виде солей (NaBr, NaI и др.). Их получают действием хлора на растворы этих солей:

2NaBr + Cl₂  2NaCl + Br₂

2NaI + Cl₂  2NaCl + I₂

Если хлор - газ, то бром - темно-бурая жидкость с резким запахом, а иод - кристаллическое вещество темного цвета. Изменение фазового состояния галогенов обусловлено увеличением межмолекулярного - дисперсионного взаимодействия, связанного с увеличением размеров и поляризуемости молекул галогенов в ряду хлор  бром  иод.

Бром и иод взаимодействуют со многими металлами:

2Al + 3Br₂  2AlBr₃

2Al + 3I₂  2AlI₃

Окислительная способность галогенов уменьшается от фтора к иоду. Так взаимодействие брома с водородом идет лишь при температуре более 300^оС, а взаимодействие иода с водородом не идет до конца и является обратимым процессом:

Br₂ + H₂ 2HBr

I₂ + H₂ 2HI

Растворы бромоводорода и иодоводорода в воде являются сильными кислотами. Сила кислот растет в ряду HCl - HBr - HI в связи с увеличением размеров и поляризуемостей этих молекул. Соли этих кислот (бромиды и иодиды) хорошо растворимы в воде. Лишь галогениды серебра малорастворимы в воде.

AgNO₃ + NaBr  AgBr + NaNO₃

AgNO₃ + NaI  AgI + NaNO₃

Бром и иод хорошо растворимы в органических растворителях и могут быть экстрагированы ими из водных растворов. Раствор брома в толуоле или четыреххлористом углероде оранжевый, раствор иода - фиолетовый. С крахмалом иод дает темно-синее окрашивание, исчезающее при нагревании и появляющееся вновь при охлаждении. Восстановительные свойства галогенид-ионов увеличиваются в ряду Cl^-  Br^-  I^- и иодид-ион является сильным восстановителем.

10KI + 8H₂SO₄ + 2KMnO₄  5I₂ + 2MnSO₄ + 6K₂SO₄ + 8H₂O