Физические и химические свойства галогенов
Электронная конфигурация внешнего энергетического уровня галогенов ns2np5. Поскольку, до завершения энергетического уровня галогенам не хватает всего 1-го электрона, в ОВР они чаще всего проявляют свойства окислителей. Степени окисления галогенов: от «-1» до «+7». Единственный элемент группы галогенов – фтор – проявляет только одну степень окисления «-1» и является самым электроотрицательным элементом. Молекулы галогенов двухатомны: F2, Cl2, Br2, I2.
С ростом заряда ядра атома химического элемента, т.е. при переходе от фтора к йоду окислительная способность галогенов снижается, что подтверждается способностью вытеснения нижестоящих галогенов вышестоящими из галогеноводородных кислот и их солей:
Br2 + 2HI = I2 + 2HBr;
Cl2 + 2KBr = Br2 + 2KCl.
Наибольшей химической активностью обладает фтор. Большинство химических элементов даже при комнатной температуре взаимодействует с фтором, выделяя большое количество теплоты. Во фторе горит даже вода:
2H2O + 2F2 = 4HF + O2↑.
Свободный хлор менее реакционноспособен, чем фтор. Он непосредственно не реагирует с кислородом, азотом и благородными газами. Со всеми остальными веществами он взаимодействует подобно фтору:
2Fe + Cl2 = 2FeCl3;
2P + 5Cl2 = 2PCl5.
При взаимодействии хлора с водой на холоде происходит обратимая реакция:
Cl2 + H2O↔HCl +HClO.
Смесь, представляющую собой продукты реакции, называют хлорной водой.
При взаимодействии хлора с щелочами на холоде образуются смеси хлоридов и гипохлоритов:
Cl2 + Ca(OH)2 = Ca(Cl)OCl + H2O.
При растворении хлора в горячем растворе щелочи происходит реакция:
3Cl2 + 6KOH = 5KCl +KClO3+3H2O.
Бром, как и хлор растворяется в воде и, частично реагируя с ней, образует так называемую «бромную воду», тогда как йод в воде практически нерастворим.
Йод существенно отличается по химической активности от остальных галогенов. Он не реагирует с большинством неметаллов, а с металлами медленно реагирует только при нагревании. Взаимодействие йода с водородом происходит только при сильном нагревании, реакция является эндотермической и сильно обратимой:
Н2 + I2 = 2HI — 53 кДж.
Пособие-репетитор по химии
Продолжение. Cм. в № 22/2005;
1, 2, 3, 5, 6, 8, 9, 11, 13, 15, 16, 18, 22/2006;
3, 4, 7, 10, 11, 21/2007;
2, 7, 11, 18, 19, 21/2008;
1, 3/2009
10-й класс (первый год обучения)
Галогены и их важнейшие соединения
П л а н
1.
Положение в таблице Д.И.Менделеева, строение
атома.
2. Происхождение названий.
3. Физические свойства.
4. Химические свойства (на примере хлора).
5. Нахождение в природе.
6. Основные методы получения (на примере хлора).
7. Хлороводород и хлориды.
8. Kислородсодержащие кислоты хлора и их соли.
Галогены («солероды») расположены в VIIа
подгруппе периодической системы. K ним относятся
фтор, хлор, бром, йод и астат. Все галогены
относятся к р-элементам, имеют конфигурацию
внешнего энергетического уровня ns2p5.
Поскольку на внешнем уровне атомов галогенов
находится 1 неспаренный р-электрон,
характерная валентность равна I. Kроме фтора, у
атомов всех галогенов в возбужденном состоянии
может увеличиваться число неспаренных
электронов, поэтому возможны валентности III, V и
VII.
Cl: 1s22s22p63s23p53d0
(валентность I),
Cl*: 1s22s22p63s23p43d1
(валентность III),
Cl**: 1s22s22p63s23p33d2
(валентность V),
Cl***: 1s22s22p63s13p33d3
(валентность VII).
Галогены являются типичными неметаллами,
проявляют окислительные свойства. Степень
окисления галогенов в соединениях с металлами и
водородом –1; во всех кислородсодержащих
соединениях галогены (кроме фтора) проявляют
степени окисления +1, +3, +5, +7, например:
Вниз по подгруппе изменяется агрегатное
состояние галогенов, уменьшается растворимость
в воде, увеличивается радиус атома, уменьшаются
электроотрицательность, неметаллические
свойства и окислительная способность (фтор –
самый сильный окислитель). Для соединений
галогенов: от Cl– к I– увеличивается
восстановительная способность галогенид-ионов.
В ряду бескислородных и кислородсодержащих
кислот происходит усиление кислотных свойств:
Название фтора произошло от греческого слова
– разрушающий,
поскольку плавиковая кислота, из которой
пытались получить фтор, разъедает стекло. Хлор
получил свое название благодаря окраске от
греческого слова
–
желто-зеленый – цвет увядающей листвы. Бром
назван по запаху жидкого брома от греческого
слова
–
зловонный. Название йода произошло от греческого
слова
–
фиолетовый – по цвету парообразного йода.
Радиоактивный астат назван от греческого слова
По ф и з и ч е с к и м с в о й с т в а м
фтор – трудносжижаемый газ светло-зеленого
цвета, хлор – легко сжижающийся газ
желто-зеленого цвета, бром – тяжелая жидкость
красно-бурого цвета, йод – твердое
кристаллическое вещество темно-фиолетового
цвета с металлическим блеском, легко
подвергается возгонке (сублимации). Все галогены,
кроме йода, обладают резким удушливым запахом,
токсичны.
Х и м и ч е с к и е с в о й с т в а
Все галогены проявляют высокую химическую
активность, которая уменьшается при переходе от
фтора к йоду. Химические свойства галогенов
рассмотрим на примере хлора:
(F2 – со взрывом; Br2, I2 –
на свету и при повышенной температуре.)
2Na + Cl2 = 2NaCl;
2Fe + 3Cl2
N2 + Cl2
Основные оксиды (–).
Kислотные оксиды (–).
2HBr + Cl2 = 2HCl + Br2,
реакция не идет.
2KBr + Cl2 = 2KCl + Br2,
В п р и р о д е в свободном виде галогены не
встречаются из-за высокой химической активности.
Среди наиболее распространенных соединений
хлора можно выделить каменную или поваренную
соль (NaCl), сильвинит (KCl•NaCl), карналлит (KCl•MgCl2).
Большое количество хлоридов содержится в
морской воде. Хлор входит в состав хлорофилла.
Природный хлор состоит из двух изотопов 35Cl
и 37Cl. Подчеркнем, что в случае хлора число
нейтронов в атоме возможно рассчитать только для
каждого изотопа в отдельности:
35Cl, p = 17, e = 17, n = 35 – 17 = 18;
37Cl, p = 17, e = 17, n = 37 – 17 = 20.
В п р о м ы ш л е н н о с т и хлор получают
электролизом водного раствора или расплава
хлорида:
Л а б о р а т о р н ы е м е т о д ы получения
(действие концентрированной соляной кислоты на
различные окислители):
MnO2 + 4HCl (конц.) = MnCl2 + Cl2
2KMnO4 + 16HCl (конц.) = 2MnCl2
KClO3 + 6HCl (конц.) = KCl + 3Cl2
K2Cr2O7 + 14HCl (конц.) = 2CrCl3
+ 3Cl2
Ca(ClO)2 + 4HCl (конц.) = CaCl2 + 2Cl2
Х л о р о в о д о р о д и х л о р и д ы
Хлороводород (HCl) – бесцветный газ с
резким запахом, тяжелее воздуха, хорошо
растворим в воде (в 1 объеме воды растворяется 450
объемов хлороводорода). Молекула образована по
типу ковалентной полярной связи. Водный раствор
хлороводорода называется соляной кислотой.
Kонцентрированная соляная кислота «дымит» на
воздухе, максимальная концентрация
хлороводорода в растворе составляет 35–36 %. Это
сильная кислота, проявляющая все характерные
свойства кислот:
2HCl + Zn = ZnCl2 + H2
HCl + Cu
реакция
не идет,
2HCl + CaO = CaCl2 + H2O,
HCl + NaOH = NaCl + H2O,
2HCl + Na2CO3 = 2NaCl + H2O + CO2
Kачественной реакцией на соляную кислоту и ее
соли (хлориды) является реакция с раствором
нитрата серебра:
Хлороводород можно получить:
• прямым синтезом из водорода и хлора
(синтетический способ):
• действием концентрированной серной кислоты
на твердые хлориды – сульфатный способ
(аналогично можно получить HF, но нельзя получить
HBr и HI):
NaCl (тв.) + H2SO4 (конц.) = HCl
С ростом степени окисления хлора сила кислот
резко возрастает. Так, хлорноватистая кислота
очень слабая (слабее угольной), а хлорная
кислота – самая сильная из всех известных
кислот.
K и с л о р о д с о д е р ж а щ и е к и с л
о т ы х л о р а и и х с о л и
Хлорноватистая кислота (HClO) –
слабая, очень неустойчивая.
Соли этой кислоты (гипохлориты) являются очень
сильными окислителями. Наибольшее применение
находит смешанная соль соляной и хлорноватистой
кислот – хлорид-гипохлорит кальция (хлорная
известь):
Хлорноватая кислота (HClO3) –
существует только в разбавленных растворах. Сама
кислота и ее соли (хлораты) являются сильными
окислителями. Наиболее известной солью этой
кислоты является хлорат калия (бертолетова соль).
5KClO3 + 6P = 3P2O5 + 5KCl,
KClO3 + 3MnO2 + 6KOH = KCl + 3K2MnO4
+ 3H2O,
4KClO3 + 3K2S = 4KCl + 3K2SO4.
Многие соли кислородсодержащих кислот хлора
термически неустойчивы, например:
KCl + 2O2
Тест по теме «Галогены и их
важнейшие соединения»
1.
Газ имеет плотность 3,485 г/л при давлении 1,2 атм и
температуре 25 °С. Установите формулу газа.
а) Фтор; б) хлор;
2. Явление перехода вещества из твердого
состояния в газообразное, минуя жидкое,
называется:
а) конденсация; б) сублимация;
в) возгонка; г) перегонка.
3. Природный хлор представляет собой смесь
изотопов с массовыми числами 35 и 37. Рассчитайте
изотопный состав хлора, приняв его относительную
атомную массу за 35,5.
а) 75 % и 25 %;
б) 24,4 % и 75,8 %;
в) 50 % и 50 %;
г) недостаточно данных для решения задачи.
4. Хлор можно получить, проводя электролиз:
а) расплава хлорида калия;
б) раствора хлорида калия;
в) расплава хлорида меди;
г) раствора хлорида меди.
5. Раствор фтороводорода в воде называют:
а) жавелевой водой;
б) плавиковой кислотой;
в) белильной известью;
г) фтороводородной кислотой.
6. Оксид хлора(V) является ангидридом
следующей кислоты:
а) хлорноватистой; б) хлорноватой;
в) хлористой; г) хлорной.
7. При прокаливании бертолетовой соли в
присутствии диоксида марганца в качестве
катализатора образуются:
а) хлорид калия и кислород;
б) перхлорат калия и хлорид калия;
в) перхлорат калия и озон;
г) гипохлорит калия и хлор.
8. K подкисленному раствору, содержащему 0,543
г некоторой соли, в состав которой входят литий,
хлор и кислород, добавили раствор йодида натрия
до прекращения выделения йода. Масса
выделившегося йода составила 4,57 г. Название
исходной соли:
а) гипохлорит лития; б) хлорит лития;
в) хлорат лития; г) перхлорат лития.
9. В молекулах галогенов химическая связь:
а) ковалентная полярная;
б) ковалентная неполярная;
10. Хлор, в отличие от фтора, при
определенных условиях может реагировать с:
а) водой; б) водородом;
в) медью; г) гидроксидом натрия.
Kлюч к тесту
Задачи и упражнения на галогены и их
соединения
Ц е п о ч к и п р е в р а щ е н и й
1. Сосуд с 200 г хлорной воды
выдержали на прямом солнечном свету и собрали
выделившийся газ, объем которого при н.у.
составил 0,18 л. Определите состав хлорной воды
(массовую долю хлора).
2. Газ, полученный прокаливанием 9,8 г
бертолетовой соли, смешан с газом, полученным на
аноде в результате полного электролиза расплава
22,2 г хлорида кальция. Полученную смесь газов
пропустили через 400 г 2%-го горячего раствора
гидроксида натрия. Определите состав
полученного раствора.
Ответ. 2,38 % NaCl; 0,84 % NaClO3.
3. Рассчитать массу соли и объем газа (н.у.),
образовавшихся при разложении 17 г соли,
окрашивающей пламя горелки в желтый цвет и
содержащей 27,06 % металла, 16,47 % азота и 56,47 %
кислорода. Kакая масса бертолетовой соли
потребуется для получения такого же количества
газа?
Ответ. 13,8 г NaNO2; 2,24 л O2; 8,13
г KClO3.
4. Kакой объем хлора (н.у.) можно получить из 1
м3 раствора (плотность 1,23 г/см3),
содержащего 20,7 % хлорида натрия и 4,3 %
хлорида магния?
Ответ. 61,2 м3.
5. Газ, выделившийся на аноде при
электролизе 200 г 20%-го раствора хлорида натрия,
пропустили через 400 г 30%-го раствора бромида
калия. K полученному раствору добавили избыток
раствора нитрата серебра. Определите
количественный состав выпавшего осадка.
Ответ. 59,4 г AgBr; 98,154 г AgCl.
1. Через трубку с порошкообразной
смесью хлорида и йодида натрия массой 3 г
пропустили 1,3 л хлора при температуре 42 °С и
давлении 101,3 кПа. Полученное в трубке вещество
прокалили при 300 °С, при этом осталось 2 г
вещества. Определите массовые доли солей в
исходной смеси.
Ответ. 45,3 % NaCl; 54,6 % NaI.
2. Смесь йодида магния и йодида цинка
обработали избытком бромной воды, полученный
раствор выпарили. Масса сухого остатка оказалась
в 1,445 раза меньше массы исходной смеси. Во сколько
раз масса осадка, полученного после обработки
такой же смеси избытком карбоната натрия, будет
меньше массы исходной смеси?
Ответ. В 2,74 раза.
3. Для окисления 2,17 г сульфита
щелочно-земельного металла добавили хлорную
воду, содержащую 1,42 г хлора. K полученной смеси
добавили избыток бромида калия, при этом
выделилось 1,6 г брома. Определите состав осадка,
содержащегося в смеси, и рассчитайте его массу.
Далее с избытком KBr из полученной смеси (HCl, MSO4,
избыток Cl2 или избыток MSO3) с
выделением Br2 может реагировать только Cl2:
2KBr + Cl2 = 2KCl + Br2, (2)
(Br2)
= m(Br2)/M(Br2) = 1,6/160 = 0,01 моль.
По уравнению реакции (2):
(Cl2)
=
(Br2) = 0,01
моль.
Суммарно в двух реакциях израсходовано хлора:
(Cl2)
= m(Cl2)/M(Cl2) = 1,42/71 = 0,02 моль.
Следовательно, в реакции (1) прореагировало:
0,02 – 0,01 = 0,01 моль Cl2.
По уравнению реакции (1):
M(MSO3) = m(MSO3)/
(MSO3) = 2,17/0,01 = 217 г/моль.
Таким образом, соль, участвующая в реакции, –
сульфит бария BaSO3.
Уравнение реакции (1):
BaSO3 + Cl2 + H2O = 2HCl + BaSO4
(BaSO4)
=
(BaSO4)•M(BaSO4) = 0,01•233 = 2,33 г.
Ответ. 2,33 г BaSO4.
4. Через 800 г 10%-го водного раствора хлорида
натрия пропустили ток. После окончания процесса
электролиза соли весь выделившийся на аноде газ
поглотили горячим раствором, получившимся в
результате электролиза. Определите состав
раствора, полученного после поглощения газа.
Ответ. В растворе 8,35 % NaCl и
3,03 % NaClO3.
5. Плотность смеси хлора с водородом при
давлении 0,2 атм и температуре 27 °С равна
0,0894 г/л. Хлороводород, полученный при взрыве 100
л (н.у.) такой смеси, растворили в 500 г 10%-й соляной
кислоты. Найдите массовую долю хлороводорода в
полученном растворе.
K а ч е с т в е н н ы е з а д а ч и
1. Назовите вещества А, В и С, если известно,
что они вступают в реакции, описываемые
приведенными ниже схемами; напишите полные
уравнения реакций этих схем:
А + Н2О
В +
С,
Ответ. Вещества: А – Сl2,
B – HCl; С – HClO.
2. Газ А под действием концентрированной
серной кислоты превращается в простое вещество
В, которое реагирует с сероводородной кислотой с
образованием простого вещества С и раствора
исходного вещества А. Идентифицируйте вещества,
напишите уравнения реакций.
Ответ. Вещества: А – HBr; B – Br2;
С – S.
3. При пропускании хлора через раствор
сильной кислоты А выделяется простое вещество В
и раствор приобретает темную окраску. При
дальнейшем пропускании хлора вещество В
превращается в кислоту С и раствор
обесцвечивается. Назовите вещества А, В и С,
напишите уравнения реакций.
Ответ. Вещества: А – HI; B – I2,
C – HIO3.
4. Приведите примеры реакций, в ходе которых
происходит полное восстановление свободного
брома: а) в кислом водном растворе; б) в щелочном
водном растворе; в) в газовой фазе.
Ответ. Уравнения реакций:
5. Kакие вещества вступили в реакцию и при
каких условиях, если в результате образовались
следующие вещества (указаны все продукты без
коэффициентов): а) хлорид бария и гидроксид калия;
б) бромид кальция и бромоводород; в) хлорид калия
и пентаоксид фосфора. Напишите полные уравнения
реакций.
а) Ba(ClO)2 + 2KH = BaCl2 + 2KOH;
б) CaH2 + 2Br2 = CaBr2 + 2HBr;
в) 5KClO3 + 6P
5KCl + 3P2O5 .
6. Для дегазации необходимо 254 г хлорной
извести. В лаборатории имеются: кальций, диоксид
марганца, натрий, цинк, хлорид натрия, серная
кислота, вода, фосфор, сера, сульфат бария. Kакие
реагенты и в каком количестве потребуются?
Напишите полные уравнения реакций.
Ответ. 142 г Ca; 830,7 г NaCl; 308,85 г MnO2;
1391,6 г H2SO4.
Ca + 2H2O = Ca(OH)2 + H2
+ NaHSO4 ,
MnO2 + 4HCl = Cl2 + MnCl2 + 2H2O,
2Cl2 + 2Ca(OH)2
Ca(ClO)2 + CaCl2 + 2H2O.
7. K водному раствору йодида калия по каплям
приливают свежеприготовленную хлорную воду.
Объясните, почему вначале появляющаяся окраска
раствора затем исчезает. Подтвердите свой ответ
уравнениями реакций.
2KI + Cl2 = 2KCl + I2,
I2 + 5Cl2 + 6H2O = 2HIO3 +
10HCl.
* Знак +/– означает,
что данная реакция протекает не со всеми
реагентами или в специфических условиях.
Физические свойства галогенов
При н.у. фтор – газ светло-желтого цвета, обладающий резким запахом. Ядовит. Хлор – газ светло-зеленого цвета, также как и фтор имеет резкий запах. Сильно ядовит. При повышенном давлении и комнатной температуре легко переходит в жидкое состояние. Бром – тяжелая жидкость красно-бурого цвета с характерным неприятным резким запахом. Жидкий бром, а также его пары сильно ядовиты. Бром плохо растворяется в воде и хорощо в неполярных растворителях. Йод – твердое вещество темно-серого цвета с металлическим блеском. Пары йода имеют фиолетовый цвет. Йод легко возгоняется, т.е. переходит в газообразное состояние из твердого, при этом минуя жидкое состояние.
При н.у. фтор – газ светло-желтого цвета, обладающий резким запахом. Ядовит. Хлор – газ светло-зеленого цвета, также как и фтор имеет резкий запах. Сильно ядовит. При повышенном давлении и комнатной температуре легко переходит в жидкое состояние. Бром – тяжелая жидкость красно-бурого цвета с характерным неприятным резким запахом. Жидкий бром, а также его пары сильно ядовиты. Бром плохо растворяется в воде и хорошо в неполярных растворителях. Йод – твердое вещество темно-серого цвета с металлическим блеском. Пары йода имеют фиолетовый цвет. Йод легко возгоняется, т.е. переходит в газообразное состояние из твердого, при этом минуя жидкое состояние.
Применение галогенов
Галогены используют в качестве сырья для получения различных продуктов. Так, фтор и хлор используют для синтеза различных полимерных материалов, хлор также является сырьем при производстве соляной кислоты. Бром и йод нашли широкое применение в медицине, бром также используется лакокрасочной промышленности.
2H2O + 2F2 =4HF + O2↑
3Cl2 + 6KOH=5KCl +KClO3+3H2O
Получение галогенов
Галогены можно получить при электролизе растворов или расплавов галогенидов:
MgCl2 = Mg + Cl2 (расплав)
Наиболее часто галогены получают по реакции окисления галогенводородных кислот:
MnO2 + 4HCl = MnCl2 + Cl2↑ +2H2O
K2Cr2O7 + 14HCl = 3Cl2↑ + 2KCl +2CrCl3 +7H2O
2KMnO4 +16HCl = 2MnCl2 +5Cl2↑ +8H2O +2KCl