Галогены в химии: подготовка к ЕГЭ (формула, химические свойства, описание, получение и применение)

Галогены — семейство химических элементов

Галогены — химические элементы 17-й группы периодической таблицы химических элементов Д. И. Менделеева (по устаревшей классификации — элементы главной подгруппы VII группы).

Реагируют почти со всеми простыми веществами, кроме некоторых неметаллов. Галогены являются энергичными окислителями, поэтому в природе встречаются только в виде соединений. С увеличением атомного номера снижается химическая активность галогенов и снижается химическая активность галогенид-ионов F–, Cl–, Br–, I–, At.

К галогенам относятся фтор F, хлор Cl, бром Br, йод I, астат At и (формально) искусственный элемент Tennessine Ts. Все галогены являются неметаллами и сильными окислителями. На внешнем энергетическом уровне находится 7 электронов. При взаимодействии с металлами возникает ионная связь и образуются соли. Галогены (кроме фтора) при взаимодействии с более электроотрицательными элементами также могут проявлять восстановительные свойства вплоть до высшей степени окисления +7. (Иногда используется устаревшее название галогена)

Положение галогенов в периодической системе и строение атомов

Слово «галоген» происходит от греческих слов «hals» — соль и «genos» — рождаю, буквально: рождаю соль.

Первоначально это название было предложено для хлора, так как хлор получали электролизом поваренной соли.
А позже это название было распространено на фтор F, бром Br и йод I.

Таким образом, галогены являются химическими элементами главной подгруппы VII группы периодической системы химических элементов:

• фтор F
• хлор cl
• бром Br
• йод I
• астат Ат

Галогены – это элементы, обладающие наиболее ярко выраженными свойствами неметаллов.

В свободном виде в природе не встречаются!

Наиболее распространенными галогенсодержащими минералами являются:

CaF2– флюорит (плавиковый шпат)

NaCl — галит (каменная соль)

KCl x NaCl – сильвинит

MgCl2 х 6Н20 — бишофит.

Бром Br и йод I встречаются в виде соединений в природных водах.

Водоросли ламинария активно накапливают йод и поэтому являются источником его образования.

Астат Ат — радиоактивный элемент, поэтому его свойства не изучены.

Название «астатин» переводится с греческого языка «неустойчивый».

Его предсказал Дмитрий Менделеев, назвавший его «эка-йодом».

По подсчетам ученых, во всей земной коре этого элемента находится около 1 грамма (!), он постоянно образуется при распаде урана, но так же быстро и распадается.

На внешнем энергетическом уровне все атомы галогенов имеют семь электронов.

Этим и объясняется сходство их свойств.

Атомы галогена легко связывают по одному электрону за раз, демонстрируя степень окисления -1 в соединениях.

Однако эти элементы, за исключением фтора, могут иметь и положительные степени окисления: +1, +3, +5, +7.

Разнообразие значений степеней окисления объясняется электронным строением атомов, а точнее внешними электронами.

Из электронной структуры атома фтора следует, что фтор может принять только один электрон на 2s-подуровень.

Следовательно, он одновалентен и его степень окисления всегда равна -1.

Кроме того, это самый электроотрицательный элемент: ни один другой элемент просто не может отобрать электрон у атома фтора.

Атом хлора Cl в нормальном состоянии имеет один электрон и может принять один электрон, демонстрируя степень окисления -1.

Однако у атома хлора есть еще пять пустых 3d-орбиталей, и, таким образом, если атому сообщить энергию, электроны могут перепрыгнуть с 3s- и 3p-орбиталей на 3d-орбитали, и тогда число неспаренных электронов увеличивается, и их может быть 3, 5 или 7.

Следовательно, возможные степени окисления хлора: +1, +3, +5, +7.

На следующей диаграмме показана электронная структура атома хлора в основном и возбужденном состояниях.

На диаграмме показано, почему максимальная валентность хлора равна 7.

Электронное строение галогенов

Электронная конфигурация галогенов в основном состоянии соответствует формуле ns2np5.

Например, электронная конфигурация фтора:

Электронная конфигурация хлора:

Атомы галогенов содержат 1 неспаренный электрон и три неподеленные пары электронов в основном энергетическом состоянии на внешнем энергетическом уровне. Поэтому в основном состоянии атомы галогена могут образовывать 1 связь по обменному механизму.

В то же время фтор не имеет возбужденного состояния; максимальная валентность фтора в соединениях равна I.

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

Так, максимальная валентность галогенов (кроме фтора) в соединениях равна VII. Галогены также имеют валентности I, III, V.

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

Особенности атомной и молекулярной структуры галогенов

Элементы группы галогенов имеют очень похожие свойства, поэтому их рассматривают вместе. Чем-то отличается от других фтор. «Галогены» в переводе означает «соли». Действительно, все галогены (фтор F, хлор Cl, бром Br и йод I) образуют соли при непосредственном взаимодействии с металлами. Астат, открытый в 1940 году, также является галогеном.

Электронные конфигурации галогенов: F-1s22s22p5; Cl-1с22с22п63с23п5; БР-1с22с22п63с23п63д104с24п5; I — 1с2с22п63с23п63д104с24п64д105с25п5.

Распределение электронов по энергетическим уровням галогенов в зависимости от заряда ядра Таблица 11

Галоген	Атомный вес	Депозит	Количество электронов	Значение атомного радиуса, Å
За	Л	МЕТР	Север	ЛИБО
Фтор FХлор СlBrром HgIod I	18.9835.4579.90126.90	+9+ 17+ 35+53	2222	7888	71818	718	7	0.710.991.141.33

Орбитальное распределение электронов во внешней электронной оболочке одинаково для всех галогенов

Галогены – простые вещества

В свободном состоянии молекулы галогенов состоят из двух атомов.

Некоторые физические свойства галогенов приведены в таблице.

Галоген	Фтор	Хлор	Бром	Йод
Появление	Бледно-желтый газ с резким запахом	Зеленовато-желтый газ с резким запахом	Коричневая жидкость с резким удушливым запахом	Темно-серые кристаллы
Относительная атомная масса	девятнадцать	35,4	79,9	126,9
Температура плавления	-220°С	-101°С	-7°С	114°С
Температура кипения	-188°С	-35°С	59°С	184°С
Растворимость воды	Окислять воду	Небольшой	Небольшой	Небольшой
Растворимость в органических растворителях	Окислять растворитель	Небольшой	Хорошо	Хорошо

Астат из-за его очень высокой скорости радиоактивного распада не был получен в значительных количествах.

Водные растворы галогенов соответственно называются:

• хлорная вода
• бромная вода
• йодированная вода

Все галогены ядовиты.

Физиологическое действие галогенов определяется сильными окислительными свойствами.

Особенно опасен фтор (F). При вдыхании даже небольших количеств фтора развивается отек легких и разрушается костная ткань.

Хлор (Cl) использовался в качестве боевого отравляющего вещества во время Первой мировой войны. Отравление хлором вызывает заболевания легких и бронхов.

Токсичность йода (I) используется при хлорировании воды, одном из способов очистки питьевой воды и обеззараживания сточных вод.

Однако в последние годы из-за токсичности хлора все шире применяется озонирование – обработка воды озоном.

Озон распадается на кислород, который в малых концентрациях нетоксичен.

Пары брома (Br) вызывают удушье, головокружение, головную боль. При попадании брома на кожу образуются сильные ожоги, которые долго не заживают.

Наименее ядовитым из галогенов является йод (I), однако и с ним нужно обращаться осторожно, так как вдыхание паров йода оказывает раздражающее действие на дыхательные пути и нервную систему.

Кристаллический йод также может вызывать ожоги кожи. Именно из-за малой токсичности йод используется в качестве антисептика в медицине.

Галогены химически очень активны, они реагируют со многими простыми и сложными веществами.

С водородом образуют бинарные соединения: HF, HCl, HBr, HI

Это ядовитые газы с резким запахом, напоминающим запах соответствующих галогенов.

Эти газы хорошо растворяются в воде и диссоциируют на ионы, образуя кислоты, которые реагируют с металлами с образованием галогенидов и выделением водорода.

Первые две кислоты используются чаще, чем две другие, и поэтому имеют собственные названия:

соляная кислота HCl (соляная)

плавиковая кислота HF (фтористоводородная)

Свое название они получили из-за того, что соляная кислота HCl (соляная) образует поваренную соль:

плавиковая кислота HF (фтористоводородная), хотя и не очень сильная как кислота, но способна растворять стекло: фтор в кислоте вытесняет кислород из оксида кремния (основного компонента стекла):

Это свойство плавиковой кислоты используют при нанесении надписей и рисунков на стекло.

Галогены активно реагируют с металлами, образуя соли:

• фториды
• хлориды
• бромиды
• йодиды

При высоких температурах хлор реагирует с медью, железом и некоторыми другими менее активными металлами.

Металлы имеют свойство гореть в галогенах ярким пламенем, образуя большое количество искр.

Интересна реакция горения алюминия в броме.

Реакция сопровождается выделением большого количества энергии. Образовавшийся бромид алюминия сразу же гидролизуется во влажности воздуха с образованием большого количества дыма — выглядит очень эффектно.

Однако хлор можно хранить в стальных баллонах, так как при отсутствии влаги реакция не идет; главное, чтобы хлор был сухим. Баллоны с хлором окрашены в зеленый цвет с темно-зеленой полосой или в желтый цвет с зеленой полосой
Большинство неметаллов реагируют непосредственно с галогенами.

Сера и фосфор энергично взаимодействуют с хлором и бромом:

Галогены также взаимодействуют со сложными веществами (вода, сероводород).

Кроме того, активность галогенов в подгруппе уменьшается сверху вниз.

Если вам когда-нибудь задавали вопрос: «Может ли вода гореть?» — смело отвечает: «Да, можно».

Происходит то, что более сильный окислитель вытесняет более слабое из его соединений.

То же самое происходит с водой при воздействии на нее фтора (фтор — более сильный окислитель, чем кислород).

В атмосфере фтора вода буквально горит.

Химическая реакция горения воды в струе фтора выглядит так:

Галогены также могут вытеснять друг друга из солей: более активный элемент вытесняет менее активный.

На этом основан промышленный способ получения йода: хлор пропускают через насыщенный раствор морской соли, содержащий большое количество йодидов, и выделяют йод в виде простого вещества:

Распространение в природе

Поскольку галогены являются сильными окислителями, в природе они в свободном состоянии не встречаются и встречаются в основном в виде химических соединений (табл. 23).

Таблица 23

Распространение галогенов в природе

Химический элемент	Количество в земной коре, %	Природные соединения
Фтор	0,027	Плавиковый шпат , апатит, фосфориты
Хлор	0,045	Хлориды: KC1, NaCl
Бром	0,00016	Бромиды: NaBr, KBr, MgBr,
Йод	0,00003	Йодиды: NaJ, KJ

Распространённость элементов и получение простых веществ

Как упоминалось выше, галогены обладают высокой реакционной способностью, поэтому они обычно встречаются в природе в виде соединений.

Их содержание в земной коре уменьшается по мере увеличения атомного радиуса от фтора до йода. Количество астата в земной коре измеряется граммами, а унунсептий в природе отсутствует. Фтор, хлор, бром и йод производятся в промышленных масштабах, а хлор производится в гораздо больших количествах.

В природе эти элементы встречаются в основном в виде галогенидов (за исключением йода, который также встречается в виде йодата натрия или калия в месторождениях нитратов щелочных металлов). Поскольку многие хлориды, бромиды и йодиды растворимы в воде, эти анионы присутствуют в океане и природных соляных растворах. Основным источником фтора является фтористый кальций, который очень плохо растворим и содержится в осадочных породах (таких как флюорит CaF2).

Основным способом получения простых веществ является окисление галогенидов. Высокие положительные стандартные электродные потенциалы Eo(F2/F-) = +2,87 В и Eo(Cl2/Cl-) = +1,36 В показывают, что ионы F- и Cl- могут быть окислены только сильными окислителями. В промышленности применяют только электролитическое окисление. При получении фтора нельзя использовать водный раствор, так как вода окисляется при значительно более низком потенциале (+1,32 В) и образующийся фтор будет быстро реагировать с водой. Впервые фтор был получен в 1886 г французским химиком Анри Муассаном при электролизе раствора гидрофторида калия KHF2 в безводной плавиковой кислоте.

Окисление воды на аноде подавляется использованием электродного материала, обладающего более высоким перенапряжением по отношению к O2, чем Cl2 (этот материал оказался катодным и анодным пространствами, разделенными ионообменной полимерной мембраной. Мембрана позволяет Na + катионы перемещаются из анодного в катодное пространство Катионный переход поддерживает электрическую нейтральность в обеих частях ячейки, так как при электролизе отрицательные ионы удаляются с анода (превращение 2Cl- в Cl2) и накапливаются на катоде (-OH образование.) Перемещение OH- в противоположном направлении также может поддерживать электрическую нейтральность, но ион OH-, который будет реагировать, будет с Cl2 и сведет на нет весь результат.

Бром получают путем химического окисления бромид-иона, содержащегося в морской воде. Аналогичный процесс также используется для получения йода из природных рассолов, богатых I–. В обоих случаях в качестве окислителя используют хлор, обладающий более сильными окислительными свойствами, а образующиеся Br2 и I2 удаляют из раствора током воздуха.

Физические свойства

Галогены имеют молекулярную сеть. С этим связаны низкие температуры плавления и кипения, которые увеличиваются с увеличением атомной массы.

В ряду химических элементов F-Cl-Br-I плотность вещества увеличивается. В нормальных условиях галогенки выглядят так:

• • фтор — светло-желтый газ;

• • хлор — зеленовато-желтый газ;

• • бром — оранжевая жидкость;

• йод — темно-фиолетовые кристаллы.

Галогены ядовиты и издают неприятный запах. Они практически нерастворимы в воде. Только фтор может реагировать с водой.

2F2 + 2H2O → 4HF + O2

Химические свойства галогенов

Радиусы атомов галогенов увеличиваются от фтора к йоду (в ряду
). Это объясняется тем, что валентные электроны фтора сильнее притягиваются к ядру, чем электроны йода.

В ряд
:

• — ослабляются окислительные свойства галогенов;
• — снижается химическая активность;
• — Усиливаются ремонтные свойства.

В ряд
напротив, он увеличивает химическую активность галогенов. Внешняя энергетическая оболочка этих ионов заполнена восемью электронами, они не могут добавлять электроны, а вместо этого отдают их и окисляют.

Фтор является наиболее активным из галогенов. Под влиянием фтора окисляется даже кислород. При взаимодействии с водой горит ярким пламенем:

Элементы знаний, навыков и умений: галогены, сублимация.

Химические свойства галогенов и их соединений с точки зрения изменения степеней окисления

В этом разделе реакции выходят за пределы части С экзамена, но их можно найти в тестовой части экзамена.

Все основные правила составления ОРВ для части С представлены в другом разделе.

Попрактиковаться в составлении реакций онлайн (в рамках экзамена) можно здесь.

Правило 1.1 простые вещества

Водный раствор Cl2 окисляет соединения S-2 (H2S и сульфиды) до S+6, восстанавливая их до степени окисления -1 (поскольку, находясь в седьмой группе периодической таблицы элементов, они могут принимать только один электрон):

4Cl2 + H2S + 4H2O → H2SO4 + 8HCl

4Cl2 + Na2S + 4H2O → Na2SO4 + 8HCl

Br2 и I2 являются более слабыми окислителями и поэтому окисляют сероводород в основном до S:

Br2 + H2S → S
+ 2HBr.

Водные растворы Cl2 и Br2 окисляют соединения S+4 до S+6:

Cl2 + SO2 + 2H2O → H2SO4 + 2HCl

Br2 + SO2 + 2H2O → H2SO4 + 2HBr

Cl2 и Br2 окисляют аммиак с образованием хлорида и бромида аммония:

3Cl2 + 8NH3 → N2 + 6NH4Cl

3Br2 + 8NH3 → N2 + 6NH4Br

F2, Cl2 и Br2 окисляют перекись водорода с образованием кислорода:

F2 + Н2О2 → О2
+2HF

Cl2 + H2O2 → O2
+ 2НСl

Br2 + H2O2 → O2
+ 2HBr

F2, Cl2 и Br2 окисляют соединения железа, хрома, марганца и др в промежуточных степенях окисления, преимущественно в щелочной среде:

3F2 + 2Fe(OH)3 + 10KOH → 2K2FeO4 + 6KF + 8H2O

3Cl2 + 2Fe(OH)3 + 10KOH → 2K2FeO4 + 6KCl + 8H2O

3Br2 + 2Fe(OH)3 + 10KOH → 2K2FeO4 + 6KBr + 8H2O

2Br2 + 2CrCl2 + 8NaOH → Na2CrO4 + 2NaCl + 4NaBr + 4H2O

3Br2 + 2NaCrO2 + 8NaOH → 2Na2CrO4 + 6NaBr + 4H2O

3Cl2 + 2CrCl3 + 16KOH → 2K2CrO4 + 12KCl + 8H2O

3Br2 + Cr2(SO4)3 + 16NaOH → 2Na2CrO4 + 3Na2SO4 + 6NaBr + 8H2O

3Cl2 + 2K3Cr(OH)6 + 4KOH → 2K2CrO4 + 6KCl + 8H2O

2Br2 + Mn(NO3)2 + 8NaOH → Na2MnO4 + 4NaBr + 2NaNO3 + 4H2O

F2 + NaBrO3 + 2NaOH → NaBrO4 + 2NaF + H2O

I2 + K2SO3 + 2KOH → K2SO4 + 2KI + H2O

Br2 + 2K2MnO4 → 2KMnO4 + 2KBr

Галогены также окисляют кислоты и кислотные оксиды, в которых неметалл имеет промежуточную степень окисления:

2Cl2 + H3PO2 + 7KOH → K3PO4 + 4KCl + 5H2O

2I2 + As2O3 + 5H2O → 2H3AsO4 + 4HI

F2 + KClO3 + 2NaOH → KClO4 + 2NaF + H2O.

Правило 1.2. Кислородсодержащие кислоты и соли хлора являются сильными окислителями.

Когда любые соединения с положительными степенями окисления галогенов восстанавливаются, галогены максимально восстанавливаются до G– .

Восстановление кислоты:

5HClO3 + 6P + 9H2O → 5HCl + 6H3PO4

2HClO3 + 3P2O3 + 9H2O → 2HCl + 6H3PO4

4HClO + PH3 → 4HCl + H3PO4

HClO3 + 6HBr → 3Br2 + HCl + 3H2O

HClO3 + 6HI → 3I2 + HCl + 3H2O.

Восстановление соли:

KClO4 + 8HI → KCl + 4I2 + 4H2O

KClO3 + 6HCl → KCl + 3Cl2 + 3H2O

2KClO3 + 3P2O3 → 2KCl + 3P2O5

KClO3 + 3H2O2 → KCl + 3O2 + 3H2O

NaClO3 + 3MnO2 + 6NaOH → 3Na2MnO4 + NaCl + 3H2O.

Исключение: соединения йода в высоких степенях окисления могут восстанавливаться до I2, а не до иодид-иона
KIO3 + 5KI + 3H2SO4 → 3I2 + 3K2SO4 + 3H2O.

В щелочной среде соединения Fe, Cr и Mn окисляются до ферратов (FeO42–), хроматов (CrO42–) и манганатов (MnO42–) соответственно:

2KClO3 + 3FeSO4 + 12KOH → 2KCl + 3K2FeO4 + 3K2SO4 + 6H2O

KClO3 + 2CrCl3 + 10KOH → 7KCl + 2K2CrO4 + 5H2O

KClO3 + 2Cr(OH)3 + 4NaOH → KCl + 2Na2CrO4 + 5H2O

2KClO3 + 3MnO + 6KOH → 2KCl + 3K2MnO4 + 3H2O

KClO3 + 3MnO2 + 6KOH → KCl + 3K2MnO4 + 3H2O

NaClO3 + Cr2O3 + 2K2CO3 → NaCl + 2K2CrO4 + 2CO2

NaClO3 + Cr2O3 + 4NaOH → NaCl + 2Na2CrO4 + 2H2O.

Правило 1.3. При окислении галогенидов Г– образуются, как правило, простые вещества (Cl2, Br2 и I2).

Примеры реакций с Cl–, Br–, I– :

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

4HCl + MnO2 → Cl2 + MnCl2 + 2H2O

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

6HCl + KClO3 → 3Cl2 + KCl + 3H2O

2HCl + KClO → Cl2 + KCl + H2O

HCl + HClO → Cl2 + H2O

4HCl + PbO2 → Cl2 + PbCl2 + 2H2O

4HCl + Ca(ClO)2 → 2Cl2 + CaCl2 + 2H2O

14HI + K2Cr2O7 → 3I2 + 2CrI3 + 2KI + 7H2O

8HI + KClO4 → 4I2 + KCl + 4H2O

6KI + KClO3 + 3H2SO4 → 3I2 + 3K2SO4 + KCl + 3H2O

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

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

10KBr + 2KMnO4 + 8H2SO4 → 5Br2 + 2MnSO4 + 6K2SO4 + 8H2O

Правило 1.4. Только I– окисляется соединениями Fe+3 и Cu+2 :

6HI ​​+ 2Fe(OH)3 → I2 + 2FeI2 + 6H2O

6HI ​​+ Fe2O3 → I2 + 2FeI2 + 3H2O

6KI + 2FeBr3 → I2 + 2FeI2 + 6KBr

4HI + 2CuCl2 → I2 + 2CuI + 4HCl

4KI + 2CuSO4 → I2 + 2CuI + 2K2SO4

4KI + 2Cu(NO3)2 → I2 + 2CuI + 4KNO3

При взаимодействии HI с соединениями Fe+2 и Cu+1, а также с другими галогеноводородами с Fe+3 и Cu+2 протекают обычные реакции ионного обмена:

HI + Fe(OH)2 → FeI2 + H2O

3HCl + Fe(OH)3 → FeCl3 + 3H2O

Правило 1.5. Ионы I– и Br– могут окисляться окисляющими кислотами:

8HI + H2SO4(c) → 4I2 + H2S
+ 4H2O

2HBr + H2SO4(c) → Br2 + SO2
+ 2Н2О

8KI + 5H2SO4(c) → 4I2 + H2S
+ 4K2SO4 + 4H2O

2KBr + 2H2SO4(c) → Br2 + SO2
+ К2SO4 + 2Н2О

2KI + 4HNO3(c) → I2 + 2NO2
+ 2KNO3 + 2H2O

2KBr + 4HNO3(c) → Br2 + 2NO2
+ 2KNO3 + 2H2O.

Биологическая роль галогенов

Галогены (конечно, в виде химических соединений) входят в состав организмов человека и животных, выполняя различные функции.

Они являются жизненно важными элементами для организма. Незначительные отклонения содержания микроэлементов от нормы вызывают серьезные заболевания.

Фтор

В организме человека фтор содержится в волосах, ногтях, костях и зубной эмали.

В состав зубной ткани входит до 0,02% фтора, поступающего в организм с питьевой водой.

Питьевая вода должна содержать около 2 мг фтора на литр.

Недостаточное содержание фтора в питьевой воде вызывает кариес.

Поэтому во многих местах, где содержание фтора ниже нормы, проводят искусственное фторирование воды и используют специальные зубные пасты.

Но вредно и повышенное содержание фтора: оно приводит к флюорозу, который выражается в появлении коричневых пятен на зубах, а в дальнейшем – в кариесе.

Хлор

Основным источником хлора в организме является поваренная соль (хлорид натрия).

Потребность человека в хлориде натрия составляет от 4 до 8 граммов в день.

Ионы хлора активируют ферменты, создают благоприятную среду для действия ферментов желудочного сока.

Как я уже говорил, соляная кислота входит в состав желудочного сока.

Изменение концентрации соляной кислоты в желудке приводит к гастриту.

Бром

В организме человека бром содержится в крови, почках, печени, но прежде всего в головном мозге.

Бром регулирует нервную деятельность, улучшает процессы торможения в коре головного мозга.

Бромиды (соли бромистоводородной кислоты HBr) обладают успокаивающим и противосудорожным действием, применяются при неврастении, неврозах, повышенной раздражительности и бессоннице.

Йод

В организме он концентрируется в основном в щитовидной железе и входит в состав вырабатываемых ею гормонов.

Снижение содержания йода в щитовидной железе приводит к тяжелому заболеванию — эндемическому зобу, которое сопровождается нарушением обмена веществ.

Для профилактики заболеваний в поваренную соль добавляют йодат калия KIO3.

Дело в том, что в обычных продуктах йода обычно очень мало, и поэтому его необходимо добавлять в пищу дополнительно.

Большое количество йода содержится в моллюсках. Морская вода является наиболее доступным источником йода.

Применение

Химия входит в нашу жизнь, внедряясь во все сферы. Человек научился использовать галогены, а также их соединения себе во благо. Биологическое значение галогенов неоспоримо. Области их применения различны:

• лекарство;
• фармакология;
• производство различных пластиков, красителей и так далее;
• сельское хозяйство.

Из природного соединения криолита, химическая формула которого следующая: Na3AlF6, получают алюминий. Соединения фтора широко используются в производстве зубных паст. Известно, что фтор используется для предотвращения кариеса. Спиртовая настойка йода используется для обеззараживания и обеззараживания ран.

Хлор нашел самое широкое применение в нашей жизни. Сфера его применения достаточно разнообразна. Примеры использования:

1. Производство пластмасс.
2. Получение соляной кислоты.
3. Производство синтетических волокон, растворителей, каучуков и т.д.
4. Отбеливание тканей (льняных и хлопчатобумажных), бумаги.
5. Обеззараживание питьевой воды. Но все чаще для этой цели используется озон, так как использование хлора вредно для организма человека.
6. Дезинфекция помещения

Необходимо помнить, что галогены являются очень токсичными веществами. Особенно ярко это свойство проявляется у фтора. Галогены могут оказывать удушающее и респираторное действие и воздействовать на биологические ткани.

Пары хлора могут быть очень опасны, так же как и аэрозоли фтора, имеющие легкий запах, могут ощущаться в высоких концентрациях. Человек может испытать эффект удушья. При работе с такими составами следует соблюдать меры предосторожности.

Способы получения галогенов сложны и разнообразны. В промышленности к этому обращаются с определенными требованиями, соблюдение которых строго соблюдается.

Получение галогенов

Поскольку галогены в природных соединениях в основном имеют отрицательную степень окисления (-1), их выделение в свободном состоянии осуществляется путем окисления галогенид-ионов.

1. Фтор получают из ионов фтора только в процессе электролиза.
2. Хлор получают из хлоридов электролизом растворов, содержащих ионы хлора, или воздействием на них сильных окислителей:
3. Бром получают из бромидов электролизом растворов, содержащих бромид-ионы, или воздействием на них сильных окислителей. Также бром можно выделить, обрабатывая растворы брома хлором, так как хлор является более сильным окислителем, чем бром:
4. Йод выделяют из йодидов электролизом или воздействием сильных окислителей, особенно хлора и брома

Получение хлора

В настоящее время хлор производят в больших количествах электролизом водных растворов хлористых солей натрия или калия. На аноде выделяется хлор, а на катоде образуется едкий натр или едкий кали соответственно. О производстве хлора электролизом водного раствора хлорида натрия.

Хлор в свободном состоянии можно получить взаимодействием HCl и KClO3.

Интересные факты о галогенах: хлор считается микроэлементом, его недостаток в крови вызывает нарушение работы органов человека.

Недостаток хлорида натрия приводит к нарушению обмена веществ в организме, так как эта соль является неотъемлемой частью жизнедеятельности всего организма.

В лабораториях хлор получают действием различных окислителей на соляную кислоту. Вспомним, например, известный со школьной скамьи лабораторный метод получения хлора действием двуокиси марганца на соляную кислоту:

В ионной форме эта реакция выражается уравнением:

где видно, что здесь происходит окисление ионов Cl’ в атомы хлора (которые затем образуют молекулы Cl2) и восстановление четырехвалентного марганца, входящего в состав MnO2, в двухвалентный марганец (ионы Mn••). Используя эту реакцию, Шееле впервые получил хлор в 1774 году.

Аналогичным образом хлор можно получить из соляной кислоты, воздействуя на нее вместо MnO2 другими окислителями (например, PbO2, KClO3, KMnO4).

Кислород обычно не взаимодействует с HCl в сколько-нибудь заметной степени, но если смесь HCl и O2 пропустить через трубку, нагретую до 400° и содержащую кусочки пемзы, в которую в качестве катализатора распределен хлорид меди CuCl2, то хлороводород (Cl — ионы) кислорода:

4HCl + O2 ⇄ 2Cl2 + 2H2O

а производство хлора достигает 80%. Эта реакция часто использовалась для получения хлора в прошлом.

Получение брома и йода

Бром и йод могут быть получены аналогично хлору путем окисления HBr и HJ различными окислителями. В промышленных масштабах их обычно получают из бромистых или йодистых солей металлов, воздействуя на растворы последних хлором.

Так, получение брома и йода также основано на окислении их ионов с использованием в качестве окислителя только хлора. Например:

2Br’ + Cl2 = 2Cl’ + Br2

2J’ + Cl2 = 2Cl’ + J2

В СНГ бром добывают из воды Сакского озера (в Крыму), содержащей довольно большое количество солей брома, и из «рапы» (насыщенного раствора) залива Кара-Богаз-Гол.

Освоено также производство брома из буровых вод.

Основным источником йода в СНГ является колодезная вода. Для извлечения йода из этих вод в конце первой пятилетки были построены два крупных завода в Сураханах и Нефге-Чале, производительность которых полностью удовлетворяет потребность нашей страны в йоде.

Получение фтора

Фтор из-за его высокого электронного сродства может быть выделен из его соединений исключительно электролизом.

Впервые он был получен в 1886 г электрическим разложением безводного жидкого фтористого водорода HF, к которому было добавлено около 20% фтористого калия KF.

Разложение проводили в приборе из меди, не подверженной влиянию фтора (после покрытия меди слоем фторида меди). Электроды были изготовлены из платины.

Метод, использованный для выделения элементарного фтора, в настоящее время отрабатывается при промышленном производстве этого вещества.

Разложению электрическим током подвергают плавление состава КФ•2ГФ (темп пл. 70°С). Электролиз проводят в стальных ваннах с использованием угольных электродов.

Галогеноводороды

Галогеноводороды – это общее название соединений, образованных из водорода и галогенов (элементов подгруппы фтора):

• плавиковая кислота — водный раствор фтороводорода
• соляная кислота – водный раствор хлороводорода
• бромистоводородная кислота — водный раствор бромистого водорода
• йодоводородная кислота — водный раствор йодистого водорода
• астатическая кислота: водный раствор астатида водорода

Все галогеноводороды — бесцветные ядовитые газы с резким запахом, хорошо растворимые в воде. На воздухе его концентрированные растворы дымятся за счет выделения галогеноводородов.

Гидрогалогениды обозначаются аббревиатурой NH, а в языковых источниках с использованием латиницы — HHal.

В ряду HCl — HBr — HI по мере увеличения ковалентности связи дипольный момент молекулы уменьшается: 0,33 ⋅ 10-29, 0,26 ⋅ 10-29 и 0,19 ⋅ 10-29 См соответственно. В жидкой и газовой фазах молекулы HCl, HBr, HI, в отличие от HF, не связаны. Прочность связи в ряду HCl — HBr — HI значительно снижается по мере уменьшения степени перекрытия взаимодействующих электронных облаков. Это также снижает его устойчивость к теплу.

В ряду HCl — HBr — HI температуры плавления и кипения изменяются естественным образом, но при переходе к HF они значительно возрастают. Это объясняется ассоциацией молекул фтористого водорода в результате образования водородных связей.

Соединения галогенов с водородом

Из соединений галогенов наибольшее практическое значение имеют галогеноводороды и соли галогеноводородов.

Химическая связь в молекулах галогеноводорода полярно-ковалентная: общая пара электронов смещена к атому галогена как более электроотрицательному. Некоторые свойства галогеноводородов приведены в таблице. 24

Прочность химической связи в молекулах галогеноводорода закономерно уменьшается в ряду
это проявляется в изменении энтальпии диссоциации молекул на атомы. Связь здесь ослабляется по тем же причинам, которые рассматривались при сравнении прочности молекул свободных галогенов (см. § 118). Как показывает схема (рис. 107), переходя, например, от
за
степень перекрытия электронных облаков атомов водорода и галогена уменьшается, а область перекрытия располагается на большем расстоянии от ядра атома галогена и сильнее экранируется большим числом промежуточных электронных оболочек. Также подряд
электроотрицательность атома галогена уменьшается. Следовательно, в молекуле
электронное облако атома водорода в большей степени смещается в сторону атома галогена, а в молекулах


— меньше и меньше. Это также приводит к уменьшению перекрытия взаимодействующих электронных облаков и, таким образом, к ослаблению связи между атомами.

По мере уменьшения прочности связи в молекулах галогеноводорода снижается и их сопротивление нагреванию. Термическая диссоциация фтористого водорода происходит только при очень высоких температурах (более
), а йодистый водород уже находится в
разлагается в основном на йод и водород:

Все галогеноводороды — бесцветные газы с резким запахом.

Таблица 24. Некоторые свойства галогеноводородов

Галогеноводороды хорошо растворяются в воде. В
один объем воды растворяет около 500 объемов
, 600 томов
и около 425 томов
(в <br>); Фторид=»» водорода=»» смешивается=»» с=»» водой=»» в=»» любых=»» пропорциях.<=»» p=»»> </br>);>

Растворение галогеноводородов сопровождается их диссоциацией в зависимости от вида кислоты, причем относительно слабо диссоциирует только фтороводород, остальные относятся к числу сильнейших кислот.

Рис. 107. Схема суперпозиции электронных облаков при образовании молекул
д
. Пунктиром условно показано смещение электронного облака от атома водорода в сторону атома галогена.

На воздухе концентрированные растворы галогеноводородов выделяют дым за счет выделения галогеноводородов, которые на водяных парах в воздухе образуют туман, состоящий из мелких капелек соответствующих кислот.

В ряд
температуры кипения и плавления изменяются достаточно регулярно (табл. 24), переходя к
резко подняться. Как уже упоминалось в § 47, это связано с ассоциацией молекул фтористого водорода в результате возникновения между ними водородных связей. Как показывает определение плотности паров, вблизи температуры кипения газообразный фтористый водород состоит из агрегатов со средним составом . При дальнейшем нагревании эти агрегаты постепенно распадаются, и лишь около
газообразный
он состоит из простых молекул.

При растворении в воде молекулы фтористого водорода диссоциируют с образованием ионов
д
В этом случае водородные связи частично разорваны, поэтому диссоциация
ионов требует значительных затрат энергии. Поэтому фтороводород диссоциирует в водных растворах в значительно меньшей степени, чем другие галогеноводороды, константа диссоциации фтороводорода равна
так что эта кислота лишь немного сильнее уксусной кислоты.

Образуется во время диссоциации
ионы
активно связывается с недиссоциированными молекулами
и образуется ион
в котором атомы фтора связаны друг с другом водородной связью:

Поэтому при нейтрализации фтороводорода сначала образуются кислые соли, например,

Отрицательные ионы галогеноводорода, за исключением иона фтора, обладают восстановительными свойствами, возрастающими в ряду

Ион хлора окисляется фтором, перманганатом калия, двуокисью марганца и другими сильными окислителями, например:

Еще легче окисляются бромид-ионы и особенно йодид-ионы. Последние также легко окисляются бромом, нитратами, солями Fe(III), например:

Поскольку ионы галогенидов обладают восстановительными свойствами, при действии галогеноводородов на металлы последние могут окисляться только ионами водорода
Поэтому галогеноводороды могут реагировать в растворе только с металлами, находящимися в ряду напряжений с водородом.

Раствор фтористого водорода в воде называется плавиковой кислотой. Это название происходит от плавикового шпата, из которого обычно получают фтористый водород действием концентрированной серной кислоты:

Розничный раствор фтористого водорода обычно содержит 40 %
Фтористый водород реагирует с большинством металлов. Однако во многих случаях образующаяся соль плохо растворима, в результате чего на поверхности металла образуется защитная пленка. Так, в частности, ведет себя свинец, что позволяет использовать его для изготовления ударопрочного снаряжения

Соли фтористого водорода называются фторидами. Большинство из них плохо растворимы в воде; только фториды хорошо растворимы
д
Все соли плавиковой кислоты ядовиты.

Примечательным свойством фтороводорода и плавиковой кислоты является их способность взаимодействовать с диоксидом кремния
являющийся частью стекла; в результате образуется газообразный фторид кремния

В растворе плавиковой кислоты фторид кремния не выделяется, так как взаимодействует с молекулами
с образованием хорошо растворимого комплекса гексафторкремниевой (гидрофторкремниевой) кислоты:

О взаимодействии
с диоксидом кремния основано применение плавиковой кислоты для гравировки различных меток, надписей и рисунков на стекле.

Из-за того, что фтористый водород разрушает стекло, в лаборатории его хранят в емкостях из специальных сортов пластика. Его также можно хранить в свинцовых емкостях или в стеклянных емкостях, выстланных внутри слоем парафина.

Применение фтористого водорода весьма разнообразно. Безводный HF используется в основном в органическом синтезе, тогда как фтористоводородная кислота используется в производстве фторидов, травлении стекла, удалении песка из литейных цехов и анализе минералов.

Пары фтористого водорода очень токсичны. При попадании на кожу концентрированная плавиковая кислота вызывает сильные ожоги.

Соляную кислоту получают растворением хлористого водорода в воде. В настоящее время основным способом промышленного получения хлористого водорода является его синтез из водорода и хлора:

Этот процесс осуществляется в специальных установках, в которых непрерывно образуется смесь водорода и хлора, которая сразу же сгорает равномерным пламенем. Таким образом достигается спокойное (невзрывное) течение реакции. Сырьем для производства хлористого водорода являются хлор и водород, образующиеся при электролизе раствора
(§197).

Большие количества
также получают как побочный продукт хлорирования органических соединений по схеме

где
— органический радикал.

Соляная кислота представляет собой бесцветную жидкость с резким запахом. Концентрированная соляная кислота обычно содержит около 37 % HCl, ее плотность составляет 1,19 г/см3.

Старый «сульфатный» способ получения
применяемый в настоящее время только в лабораторной практике, основан на взаимодействии
и концентрированный
по уравнениям:

Первая из этих реакций протекает в основном уже при низкой температуре; второе происходит только при более высоких температурах. Сульфат натрия получают как побочный продукт

При нагревании концентрированной соляной кислоты хлористый водород сначала испаряется с небольшим количеством воды. Это происходит до тех пор, пока в остатке не получится 20,2% раствор; последний уже перегоняется без изменения состава при постоянной температуре
Наоборот, если нагреть разбавить ,
то в основном перегоняют воду. Когда концентрация
в остальных достигает 20,2%, жидкость начинает перегоняться без изменения состава, как и в предыдущем случае. Такие растворы, характеризующиеся одинаковым составом жидкости и насыщенного пара и при этом перегоняемые без изменения состава, называются азеотропными или постоянно кипящими растворами.

Как и другие сильные кислоты,
энергично взаимодействует со многими металлами и оксидами металлов. Их соли называются хлоридами. Большинство из них хорошо растворимы в воде, малорастворимы
.

Соляная кислота — одна из важнейших кислот в химической практике. Ежегодное мировое производство соляной кислоты исчисляется миллионами тонн. Многие его соли также широко используются. Отметим наиболее важные из хлоридов.

Хлорид натрия
или поваренная соль, служит сырьем для производства хлора, соляной кислоты, едкого натра и карбоната натрия (соды), применяется в химчистке, при изготовлении мыла и во многих других отраслях промышленности. Он также служит приправой к пище и используется как средство защиты пищевых продуктов от порчи.

Хлорид калия
в больших количествах потребляется сельским хозяйством в качестве удобрения.

Хлорид кальция
используется для приготовления смесей хладагентов безводный
они широко используются в лабораторной практике для осушки газов и обезвоживания жидких органических веществ.

Хлорид ртути(II)
или возгон, очень сильный яд. Разбавленные растворы сулемы (1:1000) применяют в медицине как сильное дезинфицирующее средство (см также с. 607).

Хлорид серебра
— наименее растворимая соль соляной кислоты. Атмосферные осадки
при взаимодействии ионов
с ионами
она служит характерной реакцией на ионы хлора. Хлорид серебра используется в фотоиндустрии при производстве светочувствительных материалов.

Бромоводород и йодоводород по своим свойствам очень близки к хлороводороду, но отличаются более выраженными восстановительными свойствами. Молекулярный кислород постепенно окисляет йодистый водород уже при комнатной температуре, а под действием света реакция значительно ускоряется:

Бромоводород гораздо медленнее взаимодействует с кислородом, тогда как соляная кислота в обычных условиях с ним не взаимодействует вообще.

Восстановительные свойства бромистого водорода и йодистого водорода заметно проявляются и при их взаимодействии с концентрированной серной кислотой. Где
восстанавливает
до
:

ан
— до свободной серы или даже до
:

либо

Так
тяжело, а
практически невозможно получить действием серной кислоты на бромиды или иодиды. Обычно эти галогеноводороды получают действием воды на соединения брома и йода с фосфором —
д
. Последние подвергаются полному гидролизу с образованием фосфористой кислоты и соответствующего галогеноводорода:

Раствор йодоводорода (концентрация до 50%) — можно получить при прохождении
в водной суспензии йода. Реакция идет по схеме:

Соли бромистого водорода и йодистого водорода называются соответственно бромидами и йодидами. Растворимость бромидов и иодидов в большинстве случаев аналогична растворимости соответствующих хлоридов.

Растворы бромида натрия и калия под химически неправильным названием «бром» применяют в медицине как успокаивающие средства при расстройствах нервной системы. Бромид серебра используется в больших количествах для изготовления фотоматериалов. А калий йод применяют в медицине, в частности, при заболеваниях эндокринной системы.

Хлороводород, соляная кислота и их свойства

Среди галогенов особое значение имеют хлор и его производное — хлористый водород HCl.

В лаборатории хлористый водород обычно получают нагреванием твердого хлорида натрия с концентрированной серной кислотой:

Хлороводород HCl — газ, хорошо растворяющийся в воде, но не растворяющийся в концентрированной серной кислоте, поэтому улетучивается.

Из-за хорошей растворимости в воде хлористый водород не может быть собран водовытесняющим методом, так как собирается, например, водород или кислород.

Его собирают воздуховытесняющим методом, а чтобы он не попадал в воздух, пробирку закрывают влажной ватой.

Как видите, одно и то же свойство (хорошая растворимость в воде) может быть как вредным, так и полезным — человек научился приручать химикаты.

В промышленности хлористый водород получают синтетическим путем, непосредственным соединением хлора с водородом:

Свойства хлористого водорода HCl :

• бесцветный газ с резким запахом
• во влажном воздухе образует дым за счет физико-химической реакции с водой, хорошо растворяется даже в мельчайших капельках влаги, невидимых нашим глазам.
• этот газ ядовит, что, кстати, может сказать вам о его резком запахе
  Наше обоняние распознает ядовитый газ и сообщает нам об этом интенсивным нервным импульсом в мозг, который становится для нашего сознания резким запахом

Хлористый водород является одним из наиболее растворимых газообразных веществ в воде.

500 литров хлористого водорода можно растворить в 1 литре воды комнатной температуры!

Раствор хлористого водорода в воде называется соляной кислотой HCl.

Именно в виде раствора широко используется это вещество.

Концентрированная соляная кислота представляет собой бесцветный раствор, но наиболее часто используемая соляная кислота имеет бледно-желтый цвет из-за примесей.

Вы можете легко найти соляную кислоту в хозяйственных магазинах в разделе бытовой химии.

В быту используется для удаления ржавчины и удаления засоров.

Курит во влажном воздухе.

Максимальная концентрация соляной кислоты составляет 40 %.

Соляная кислота обладает рядом общих свойств, характерных для неорганических кислот.

В нем растворяются многие металлы (кроме самых малоподвижных, таких как золото, платина, палладий).

Как и все кислоты, реагирует с основными и амфотерными оксидами, основаниями, солями (реакция идет только при образовании осадка или газа).

Соли соляной кислоты называются хлоридами.

Все растворимы в воде, кроме хлорида серебра и хлорида свинца (II).

Кислородсодержащие соединения галогенов

Галогены образуют ряд соединений с кислородом. Однако все эти соединения неустойчивы, не получаются прямым взаимодействием галогенов с кислородом и могут быть получены только косвенным путем. Такие характеристики кислородных соединений галогенов согласуются с тем, что почти все они характеризуются положительными значениями стандартной энергии Гиббса образования (значения см., например, в табл. 7 на стр. 194
за

д
).

Из кислородсодержащих соединений галогенов наиболее устойчивы соли кислородсодержащих кислот, наименее устойчивы оксиды и кислоты. Во всех соединениях, содержащих кислород, галогены, кроме фтора, имеют положительную степень окисления, достигающую семи.

Фторид кислорода
можно получить пропусканием фтора в холодный раствор при 2
. Реакция идет по уравнению:

Помимо
при этом всегда образуются кислород, озон и перекись водорода. В нормальных условиях
бесцветный газ с резким запахом озона. Фторид кислорода высокотоксичен, проявляет сильные окислительные свойства и может служить одним из эффективных окислителей ракетных топлив.

Наиболее многочисленными и важными в практическом отношении являются кислородные соединения хлора, которые мы рассмотрим несколько подробнее.

Как уже говорилось, кислородные соединения хлора можно получить только косвенными методами. Учитывая пути его образования, начнем с процесса гидролиза хлора, то есть с обратимой реакции между хлором и водой

который производит соляную кислоту и хлорноватистую кислоту
.

Гидролиз хлора представляет собой реакцию самоокисления-самовосстановления, при которой один из атомов хлора, присоединив электрон от другого атома, восстанавливается, а другой атом хлора окисляется.

Получают гидролизом хлора
д
они могут взаимодействовать друг с другом, снова образуя хлор и воду, поэтому реакция не идет до конца; равновесие устанавливается, когда примерно
растворенный хлор. Таким образом, хлорированная вода всегда содержит наряду с молекулами
значительное количество соляной и хлорноватистой кислот.

хлорноватистая кислота
— очень слабая кислота

), слабее угля; их соли называются гипохлоритами. Будучи очень неустойчивым соединением, хлорноватистая кислота постепенно разрушается даже в разбавленном растворе (см ниже).

Хлорноватистая кислота — очень сильный окислитель; его образование при взаимодействии хлора с водой объясняет отбеливающие свойства хлора. Полностью сухой хлор не отбеливает, но в присутствии влаги красители быстро разрушаются хлорноватистой кислотой, образующейся при гидролизе хлора.

Если в хлорированную воду добавить щелочь, то за счет нейтрализации хлорноватистой и соляной кислот равновесие в системе

прокручивает вправо; реакция почти завершается и получается раствор, содержащий соли хлорноватистой и соляной кислот:

Тот же результат будет получен, если хлор пропустить непосредственно в холодный щелочной раствор

или в ионно-молекулярной форме:

Полученный таким образом раствор солей хлорноватистой и соляной кислот используют для отбеливания; его отбеливающие свойства обусловлены тем, что гипохлорит калия легко разлагается уже под действием углекислого газа на воздухе,

и образуется хлорноватистая кислота:

Последний также отбеливает красящие вещества, окисляя их.

Аналогичный раствор, содержащий гипохлорит натрия, получают пропусканием хлора в раствор едкого натра. Оба раствора можно получить электролизом растворов хлоридов калия или натрия, если дать выделившемуся хлору вступить в реакцию с образующимися при электролизе щелочами (см стр. 549).

При действии хлора на сухую гашеную известь получают так называемую белилу или хлорную известь. Соль – его основная составляющая
, сформированный по уравнению:

Эта соль соответствует структурной формуле
, в соответствии с
его следует рассматривать как смешанную соль соляной и хлорноватистой кислот.

Хлор представляет собой белый порошок с резким запахом и сильными окисляющими свойствами. Во влажном воздухе под действием углекислого газа постепенно разлагается с выделением хлорноватистой кислоты:

При воздействии соляной кислоты на отбеливатель выделяется хлор:

Хлорная известь используется для отбеливания растительных волокон (тканей, бумаги) и дезинфекции.

В растворе хлорноватистая кислота претерпевает три различных типа превращений, протекающих независимо друг от друга:

Изменяя условия, можно добиться почти полного протекания реакции в любом направлении.

Под действием прямых солнечных лучей и в присутствии некоторых катализаторов или восстановителей разложение хлорноватистой кислоты протекает по уравнению (I).

Реакция (2) протекает в присутствии обезвоживающих агентов, т.е
, В результате реакции получается оксид хлора (I) (хлорноватистый ангидрид)
, который представляет собой чрезвычайно нестабильный желтовато-коричневый газ с хлороподобным запахом.

Разлагаться
по реакции (3) она особенно легко протекает при нагревании. Поэтому, если в горячий раствор гидроксида калия ввести хлор, вместо
сразу оказывается
:

Продуктами реакции являются хлорид калия и хлорит калия
— соль хлорной кислоты
. Так как хлорат калия (или бертолетова соль) мало растворим в холодной воде, при охлаждении раствора он выпадает в осадок.

Соляная кислота, соответствующая хлоратам, известна только в виде водного раствора с концентрацией не более 50%. Он проявляет свойства сильной кислоты (примерно равной по силе
д
) и сильный окислитель. Так, их концентрированные растворы зажигают дерево.

В отличие от бесплатного
, у хлоратов окислительные свойства в растворе выражены слабо. Большинство из них хорошо растворимы в воде; все они ядовиты. Наиболее широко используемый хлорат
он легко разлагается при нагревании в присутствии
(в качестве катализатора) разложение обычно протекает по уравнению:

С различными горючими веществами (сера, углерод, фосфор)
образует смеси, которые взрываются при ударе. Это является основанием для его использования в артиллерии для взрывателей. Хлорат калия используется в пиротехнике для изготовления бенгальских огней и других горючих смесей. Основным потребителем хлората калия является спичечная промышленность. Головка обычной спички содержит около 50 %
.

Ангидрид хлорноватистой кислоты неизвестен. При действии концентрированной серной кислоты на
вместо этого выделяется желтовато-коричневый газ с характерным запахом — диоксид хлора (или диоксид хлора
. Это очень неустойчивое соединение, которое при нагревании, ударе или соприкосновении с горючими веществами легко разлагается со взрывом на хлор и кислород.

Диоксид хлора используется для отбеливания или стерилизации различных материалов (целлюлозы, муки и т д.).

При взаимодействии
реакция протекает медленно с щелочным раствором

с образованием солей двух кислот — хлорной
и хлорид
.

Хлорная кислота не очень стабильна. По силе и окислительной активности занимает промежуточное положение между
д
. Его соли – хлориты используются при отбеливании тканей.

При осторожном нагревании хлората калия без катализатора его разложение протекает в основном по схеме:

Полученный перхлорат калия
очень мало растворим в воде и поэтому может быть легко выделен.

Действие концентрированной серной кислоты на
можно получить свободную хлорную кислоту
, представляющий собой бесцветную жидкость, дымящуюся на воздухе.

Безводный
неустойчив и иногда взрывается при хранении, но его водные растворы достаточно стабильны. Окислительные свойства
менее выражен, чем
, и кислотные свойства сильнее. Хлорная кислота – самая сильная из всех известных кислот.

Соль
, за некоторыми исключениями, включая
они хорошо растворимы и не проявляют окислительных свойств в растворе.

Если нагреть хлорную кислоту с
, удаляя воду, образует окись хлора (VII), или ангидрид хлора,

Оксид хлора(VII) представляет собой маслянистую жидкость, кипящую при разложении при
. В результате удара или сильной жары
взрывается

Изменение свойств в ряду оксикислот хлора можно выразить следующей схемой:

С увеличением степени окисления хлора повышается устойчивость его кислородных кислот и снижается его окислительная способность. Самый сильный окислитель — хлорноватистая кислота, наименее сильный — хлорная кислота.

Напротив, сила хлороксикислот увеличивается с увеличением степени окисления. Из всех гидроксидов хлора самая слабая кислота — хлорноватистая, самая сильная — хлорная. Такая закономерность — усиление кислотных свойств гидроксида (и, соответственно, ослабление его основных свойств) с увеличением степени окисления элемента характерна не только для хлора, но и для других элементов. В первом приближении эту закономерность можно объяснить, если считать все химические связи в молекулах гидроксидов чисто ионными.

На рис. 108 схематично показана часть молекулы гидроксида
, сложный
-ионный заряд
, ион кислорода
и ион водорода (протон)
. Диссоциация этой части молекулы на ионы может происходить либо с разрывом связи
(что приводит к удалению иона
), или с отключением
(что приводит к удалению иона <br>); в=»» первом=»» случае=»» гидроксид=»» будет=»» проявлять=»» свойства=»» основания,=»» во=»» втором=»» —=»» кислоты.<=»» p=»»> </br>);>

Рис. 108. Ионная диаграмма фрагмента молекулы гидроксида

Каждая из возможных форм диссоциации гидроксида будет осуществляться тем легче, чем слабее связь между соответствующими ионами. С увеличением степени окисления элемента
заряд иона увеличится
, что увеличит его притяжение к иону
и тем самым предотвратить диссоциацию гидроксида как основания. При этом будет возрастать взаимное отталкивание одноименно заряженных ионов
д
, что будет способствовать диссоциации кислотного типа. Таким образом, при повышении степени окисления элемента увеличиваются кислотные свойства и ослабевают основные свойства образуемого этим элементом гидроксида.

Увеличить ионный радиус
при неизменном его заряде приведет к увеличению расстояний между центром этого иона и центрами ионов
д
. В результате взаимное электростатическое притяжение ионов
д
он ослабнет, что облегчит диссоциацию на основной тип; при этом взаимное отталкивание ионов уменьшится
д
, поэтому диссоциация кислотного типа затруднена. Следовательно, при увеличении радиуса иона элемента (без изменения его заряда) усиливаются основные свойства и ослабляются кислотные свойства образуемого этим элементом гидроксида. Примером проявления этой закономерности является изменение констант диссоциации кислот в ряду

.

Конечно, предположение о чисто ионном характере химических связей в молекулах гидроксидов весьма приблизительно. На самом деле связь
преимущественно ковалентная, а связь
его можно считать близким к ионному только для щелочных металлов. Кроме того, приведенная выше интерпретация кислотно-основных свойств гидроксидов не учитывает особенностей взаимодействия ионов
д
с молекулами растворителя (воды). Поэтому рассмотренная схема влияния заряда и размера иона
по характеру диссоциации молекулы
он не может служить основой для количественной оценки кислотно-основных свойств гидроксидов. Однако при сравнении кислотно-основных свойств различных гидроксидов, образованных данным элементом в разных степенях окисления, или при сравнении свойств подобных гидроксидов, образованных элементами одной и той же подгруппы периодической системы, эта схема в большинстве случаев приводит к правильные качественные выводы.

Кислородные соединения брома и иода

Бромсодержащие растворы
и йод
кислоты, такие как хлорноватистая кислота, могут быть получены путем взаимодействия соответствующих галогенов с водой

и подряд
баланс смещается все больше и больше влево.

При переходе от
за
д
они снижают стабильность и окислительную активность кислот. В этой же серии ослабляются и кислотные свойства (см выше) гиповодородная кислота
это уже амфотерное соединение, в котором основные свойства несколько преобладают над кислотными.

Бром
и йод
кислоты можно получить окислением бромной или йодной воды хлором:

Бромная кислота по своим свойствам очень похожа на
окисляющие и кислотные свойства
они гораздо менее выражены.

Йодная кислота представляет собой бесцветные кристаллы, достаточно устойчивые при комнатной температуре. При плавном нагревании до
можно получить порошок оксида йода(V) или йодного ангидрида —
:

Йодный ангидрид проявляет окислительные свойства, а при нагревании выше
распадается на йод и кислород.

До недавнего времени считалось, что бром не образует соединений, в которых степень его окисления равна семи. Однако в 1968 г путем окисления
были получены перброматы и соответствующая им бромная кислота
. Лучшим окислителем был
:

О свойствах бромной кислоты и ее солей известно мало. С другой стороны, йодистая кислота
и его соли (периодаты) хорошо изучены.

Саму кислоту можно получить действием йода на

или электролизом раствора
:

Йодная кислота выделяется из раствора в виде бесцветных кристаллов, имеющих состав
. Этот гидрат следует рассматривать как пятиосновную кислоту
(ортоид), так как в нем пять атомов водорода могут быть заменены металлами с образованием солей (например, ).
Йодная кислота является слабым окислителем, но более сильным, чем

оксид йода (VII)
не получено.

Примеры реакций галогенов с металлами

2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3

Cu + Cl2 = CuCl2

Здесь железо в реакции с хлором проявляет степень окисления, равную +3 — Fe + 3, а медь — +2 — Cu + 2. Во всех этих случаях хлор ведет себя как окислитель .

Интенсивно Реагирует с металлами и бромом. Если в пробирку с жидким бромом всыпать несколько алюминиевых опилок, то они сгорают до брома с образованием бромида алюминия, что сопровождается выделением бурых паров брома и вспышкой искр. Реакция идет по следующему уравнению:

2Аl + ЗВr2 = 2АlВr3

Опыт проводится на установке, показанной на рис. 24. Длинная трубка 1 выполняет роль воздухоохладителя. Олово и сурьма также горят в броме, а калий с бромом производит сильный взрыв.

Рис. 22. Самовоспламенение сурьмы в хлоре

Йод также реагирует с металлами с образованием солей йода. Особый интерес представляет реакция алюминия с йодом. Для этого кристаллы йода растирают в ступке до мелкого порошка, а затем йод смешивают с алюминиевой пудрой на асбестовой сетке.

Смесь, посуда и материалы должны быть полностью сухими. Если после этого к смеси добавить каплю воды, которая является катализатором в этом процессе, смесь воспламеняется и горит, выделяя фиолетовые облака паров йода

2Al + 3I2 = 2AlI3

Следует отметить, что йод труднее реагирует с металлами, чем хлор и бром.

В отличие от большинства других простых веществ галогены не взаимодействуют непосредственно с кислородом, так как кислород и галогены имеют близкие значения электроотрицательности. В то же время кислородные соединения галогенов получены косвенным путем и существуют.

1- металлический натрий
2- хлоркальциевая трубка
3- хлор
4- едкий кали

1. Покажите с помощью электронного баланса, что галогены ведут себя как окислители в реакциях с водородом и металлами. Обоснуйте это поведение строением атома галогена.
2. Какой объем хлороводорода можно получить при взаимодействии 20 литров хлора с водородом? (Эта проблема полностью решена в томах).
3. 16. Чтобы полученный хлористый водород не был загрязнен хлором, при взаимодействии хлора с водородом последнего берут на 5% больше необходимого количества. Рассчитайте, сколько водорода необходимо взять для получения 50 литров хлористого водорода. (см ответ)

Примеры решения задач

ПРИМЕР 1

Упражнение

Напишите уравнения следующих реакций: 1) FeSO4 + KClO3 + H2SO4 → … 2) FeSO4 + KClO3 + KOH → … 3) I2 + Ba(OH)2 → … 4) KBr + KBrO3 + H2SO4 → …

Ответ

а) В этой реакции железо повышает степень окисления с «+2» до «+3», т.е. FeSO4 является восстановителем, а хлор снижает степень окисления с «+5» до «1», то есть KClO3 является окислитель: 6FeSO4 + KClO3 + 3H2SO4 = 3Fe2(SO4)3 + KCl + 3H2O б) В этой реакции железо повышает степень окисления с «+2» до «+3», т.е. FeSO4 является восстановителем, а хлор снижает степень окисления с «+5» до «1», то есть KClO3 является окислитель: 6FeSO4 + KClO3 + 12KOH + 3H2O = 6Fe(OH)3↓ + KCl + 6K2SO4 в) в этой реакции йод повышает и понижает степень окисления от «0» до «+5» и от «0» до «-1», т.е. I2 является и восстановителем, и окислителем; происходит реакция диспропорционирования: 6I2 + 6Ва(ОН)2 = 5ВаI2 + Ва(IO3)2 + 6Н2О г) В этой реакции бром повышает и понижает степень окисления от «-1» до «0» и от «+5» до «0», то есть KBr — восстановитель, а KBrO3 — окислитель: 5КВр + КВrО3 + 3Н2SO4 = 3Вr2 + 3К2SO4 + 3Н2О

ПРИМЕР 2

Упражнение	Сколько алюминия потребуется для реакции с взятой в избытке соляной кислотой, чтобы получить 5,6 л водорода (н.у.м.)?
Решение	Напишем уравнение реакции: 2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2↑ Согласно уравнению, количество вещества алюминия составляет 1 моль, а водорода — 3 моль. Тогда объем водорода, рассчитываемый по уравнению: V(H2)=v(H2)×Vm=3×22,4 = 67,2 л Сделаем соотношение: 2 моль Al — 67,2 л H2 х моль Al — 5,6 л H2 х=2×5,6/67,2=0,17 v(Al)=0,17 моль
Ответ	Количество вещества алюминия 0,17 моль