Группа VII а. Галогены (ns2np5)

Г⁰ (s²p⁵) + е  Г ^ ( s²p⁶). Характерные степени окисления от (-1) до (+7). Степень окисления (-1) наиболее устойчивая. Фтор не имеет положительных степеней окисления.

В свободном состоянии – двухатомные молекулы Г₂, токсичны (особенно F₂), имеют резкий запах, активные окислители: Г₂ + 2е = 2Г ^–

Ок-ль в-ль

Г2/2Г -	F2/2F -	Cl2/2Cl -	Br2/2Br -	J2/2J-
Е0, вольт	+2.78	+1.36	+1.08	+0.54

 увеличиваются окислительные свойства Г₂

 увеличиваются восстановительные свойства Г ^–

0 -2 -1 0

В атомосфере фтора вода горит: F₂ + H₂O = 2HF + O

Фтор реагирует со всеми металлами и неметаллами,окисляя их до высших степеней окисления и образуя фториды, которые имеют низкие температуры кипения, являются летучими соединениями. Фтор реагирует даже с некоторыми инертными газами.

F₂ + S, P, Si, Xe и др.  SF₆, PF₅, SiF₄, XeF₂, XeF₄, XeF₆ и др.

Активные металлы (Na, Mg) горят в атмосфере фтора. Металлы Mo, W, Ti, U взаимодействуют со фтором при повышенных температурах. Наиболее устойчивы к действию фтора – Cu, Ni, Fe, реагируют со фтором при температуре выше 500⁰С. На поверхности этих металлов образуются прочные защитные пленки фторидов.

Хлор, бром и иод менее сильные окислители. При взаимодействии с металлами и неметаллами образуют соли хлориды, бромиды, иодиды.

3Cl₂ + 2P = 2PCl₃ 3J₂ + 2Al = 2AlJ₃

Хлор и бром ограниченно растворяются в воде (хлорная и бромная вода), при этом протекает реакция: 0 -1 +1

Cl₂ + H₂O = HCl + HClO – реакция диспропорционирования



Галогеноводороды НГ.

При обычных условиях галогеноводороды (хлороводород, бромоводород, иодоводород) – бесцветные газы. Фтороводород имеет температуру кипения +20⁰С.

Все галогеноводороды хорошо растворяются в воде с образованием растворов кислот: H[HF₂] – плавиковая, HCl – соляная, HBr – бромистоводородная, HJ – иодистоводородная.

Получение галогеноводородов: 1) Г₂ + Н₂ = 2НГ (F₂, Cl₂ реагируют со взрывом);

2) СaF₂ (тв.) + H₂SO_{4 конц.} = t = 2HF + CaSO₄

NaCl (тв.) + H₂SO_{4 конц.} = t = HСl + NaHSO₄

Молекулы фтороводорода даже в парах находятся в виде ассоциатов (HF)_x. Молекулы соединяются друг с другом за счет образования водородных связей.

Водородная связь – это связь через водородный атом сильно электроотрицательных атомов F, O, N, имеющих очень малые радиусы. Очень ярко проявляется в соединениях (HF)_x, (H₂O)_x, (NH₃)_x.

Механизм образования водородной связи – донорно-акцепторное или электростатическое взаимодействие.

_{+ }

H  F 

Сильно  H  F 

полярная связь  H  F 

Водородные связи более прочные, чем силы межмолекулярного взаимодействия. Для их разрушения требуется затратить энергию, поэтому перечисленные соединения обладают аномально высокими температурами кипения, плавления, удельной теплоемкостью по сравнению с однотипными соединениями их электронных аналогов.

Кислоты, соли.

Степень окисления

-1 +1 +3 +5 +7

___________________________________________________________________________

H[HF]

HCl HClO HClO₂ HClO₃ HClO₄

Хлорноватистая хлористая хлорноватая хлорная

HBr аналогичные кислоты брома

HJ аналогичные кислоты иода

___________________________________________________________________________________

Соли

Фториды

Хлориды гипохлориты хлориты хлораты перхлораты

Бромиды гипобромиты бромиты броматы пероброматы

Иодиды гипоиодиты иодиты иодаты периодаты

  

только ОВ – двойственность только

восстановительные (но преобладают окислительные свойства) окислительные

свойства свойства

Плавиковая кислота. (HF)₂  H[HF₂]  H⁺ + HF₂^, K_к = 6,710^4.

Согласно константе ионизации плавиковая кислота – электролит средней силы, но очень агрессивна, пары ее ядовиты.

Соли – фториды, ядовиты, большинство нерастворимы в воде, имеют низкие температуры кипения, летучи.

Плавиковая кислота растворяет стекло, поэтому раствор хранят в полиэтиленовой посуде:

SiO₂ + 4HF = SiF₄ + 2H₂O, процесс автокаталитически ускоряется образующейся водой.

Соляная кислота. Концентрированный раствор кислоты имеет массовую долю НС1 в растворе 35%. Обладает восстановительными свойствами за счет ионов С1^ и окислительными за счет Н⁺.

Реагирует с металлами, стоящими левее водорода в ряду напряжений металлов, с выделением Н₂ и образованием хлоридов металлов. С малоактивными металлами не реагирует.

2НС1 + Zn = H₂ + ZnCl₂

Концентрированная соляная кислота и ее соли (при высокой концентрации хлорид-ионов) реагирует с активными окислителями с выделением газообразного хлора.

HCl_конц. + сильный окислитель (KMnO₄, MnO₂, K₂Cr₂O₇)  / Cl₂ + Mn²⁺, Cr³⁺/

Окислительные свойства кислородных соединений галогенов.

KJO₄ + Cr(NO₃)₃ + щелочная среда  / J^, CrO₄^2- /

KJ + KJO₃ = / J₂ / - реакция конмутации

KCl + KСlO₃ = / Cl₂ / - реакция конмутации