Помощь по Теле2, тарифы, вопросы

Атом водорода имеет электронную формулу внешнего (и единственного) электронного уровня 1s 1 . С одной стороны, по наличию одного электрона на внешнем электронном уровне атом водорода похож на атомы щелочных металлов. Однако, ему, так же как и галогенам не хватает до заполнения внешнего электронного уровня всего одного электрона, поскольку на первом электронном уровне может располагаться не более 2-х электронов. Выходит, что водород можно поместить одновременно как в первую, так и в предпоследнюю (седьмую) группу таблицы Менделеева, что иногда и делается в различных вариантах периодической системы:

С точки зрения свойств водорода как простого вещества, он, все-таки, имеет больше общего с галогенами. Водород, также как и галогены, является неметаллом и образует аналогично им двухатомные молекулы (H 2).

В обычных условиях водород представляет собой газообразное, малоактивное вещество. Невысокая активность водорода объясняется высокой прочностью связи между атомами водорода в молекуле, для разрыва которой требуется либо сильное нагревание, либо применение катализаторов, либо и то и другое одновременно.

Взаимодействие водорода с простыми веществами

с металлами

Из металлов водород реагирует только с щелочными и щелочноземельными! К щелочным металлам относятся металлы главной подгруппы I-й группы (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr), а к щелочно-земельным — металлы главной подгруппы II-й группы, кроме бериллия и магния (Ca, Sr, Ba, Ra)

При взаимодействии с активными металлами водород проявляет окислительные свойства, т.е. понижает свою степень окисления. При этом образуются гидриды щелочных и щелочноземельных металлов, которые имеют ионное строение. Реакция протекает при нагревании:

Следует отметить, что взаимодействие с активными металлами является единственным случаем, когда молекулярный водород Н 2 является окислителем.

с неметаллами

Из неметаллов водород реагирует только c углеродом, азотом, кислородом, серой, селеном и галогенами!

Под углеродом следует понимать графит или аморфный углерод, поскольку алмаз — крайне инертная аллотропная модификация углерода.

При взаимодействии с неметаллами водород может выполнять только функцию восстановителя, то есть только повышать свою степень окисления:

Взаимодействие водорода со сложными веществами

с оксидами металлов

Водород не реагирует с оксидами металлов, находящихся в ряду активности металлов до алюминия (включительно), однако, способен восстанавливать многие оксиды металлов правее алюминия при нагревании:

c оксидами неметаллов

Из оксидов неметаллов водород реагирует при нагревании с оксидами азота, галогенов и углерода. Из всех взаимодействий водорода с оксидами неметаллов особенно следует отметить его реакцию с угарным газом CO.

Смесь CO и H 2 даже имеет свое собственное название – «синтез-газ», поскольку из нее в зависимости от условий могут быть получены такие востребованные продукты промышленности как метанол, формальдегид и даже синтетические углеводороды:

c кислотами

С неорганическими кислотами водород не реагирует!

Из органических кислот водород реагирует только с непредельными, а также с кислотами, содержащими функциональные группы способные к восстановлению водородом, в частности альдегидные, кето- или нитрогруппы.

c солями

В случае водных растворов солей их взаимодействие с водородом не протекает. Однако при пропускании водорода над твердыми солями некоторых металлов средней и низкой активности возможно их частичное или полное восстановление, например:

Химические свойства галогенов

Галогенами называют химические элементы VIIA группы (F, Cl, Br, I, At), а также образуемые ими простые вещества. Здесь и далее по тексту, если не сказано иное, под галогенами будут пониматься именно простые вещества.

Все галогены имеют молекулярное строение, что обусловливает низкие температуры плавления и кипения данных веществ. Молекулы галогенов двухатомны, т.е. их формулу можно записать в общем виде как Hal 2 .

Следует отметить такое специфическое физическое свойство йода, как его способность к сублимации или, иначе говоря, возгонке . Возгонкой , называют явление, при котором вещество, находящееся в твердом состоянии, при нагревании не плавится, а, минуя жидкую фазу, сразу же переходит в газообразное состояние.

Электронное строение внешнего энергетического уровня атома любого галогена имеет вид ns 2 np 5 , где n – номер периода таблицы Менделеева, в котором расположен галоген. Как можно заметить, до восьмиэлектронной внешней оболочки атомам галогенов не хватает всего одного электрона. Из этого логично предположить преимущественно окисляющие свойства свободных галогенов, что подтверждается и на практике. Как известно, электроотрицательность неметаллов при движении вниз по подгруппе снижается, в связи с чем активность галогенов уменьшается в ряду:

F 2 > Cl 2 > Br 2 > I 2

Взаимодействие галогенов с простыми веществами

Все галогены являются высокоактивными веществами и реагируют с большинством простых веществ. Однако, следует отметить, что фтор из-за своей чрезвычайно высокой реакционной способности может реагировать даже с теми простыми веществами, с которыми не могут реагировать остальные галогены. К таким простым веществам относятся кислород, углерод (алмаз), азот, платина, золото и некоторые благородные газы (ксенон и криптон). Т.е. фактически, фтор не реагирует лишь с некоторыми благородными газами.

Остальные галогены, т.е. хлор, бром и йод, также являются активными веществами, однако менее активными, чем фтор. Они реагируют практически со всеми простыми веществами, кроме кислорода, азота, углерода в виде алмаза, платины, золота и благородных газов.

Взаимодействие галогенов с неметаллами

водородом

При взаимодействии всех галогенов с водородом образуются галогеноводороды с общей формулой HHal. При этом, реакция фтора с водородом начинается самопроизвольно даже в темноте и протекает со взрывом в соответствии с уравнением:

Реакция хлора с водородом может быть инициирована интенсивным ультрафиолетовым облучением или нагреванием. Также протекает со взрывом:

Бром и йод реагируют с водородом только при нагревании и при этом, реакция с йодом является обратимой:

фосфором

Взаимодействие фтора с фосфором приводит к окислению фосфора до высшей степени окисления (+5). При этом происходит образование пентафторида фосфора:

При взаимодействии хлора и брома с фосфором возможно получение галогенидов фосфора как в степени окисления + 3, так и в степени окисления +5, что зависит от пропорций реагирующих веществ:

При этом в случае белого фосфора в атмосфере фтора, хлора или жидком броме реакция начинается самопроизвольно.

Взаимодействие же фосфора с йодом может привести к образованию только триодида фосфора из-за существенно меньшей, чем у остальных галогенов окисляющей способности:

серой

Фтор окисляет серу до высшей степени окисления +6, образуя гексафторид серы:

Хлор и бром реагируют с серой, образуя соединения, содержащие серу в крайне не свойственных ей степенях окисления +1 и +2. Данные взаимодействия являются весьма специфичными, и для сдачи ЕГЭ по химии умение записывать уравнения этих взаимодействий не обязательно. Поэтому три нижеследующих уравнения даны скорее для ознакомления:

Взаимодействие галогенов с металлами

Как уже было сказано выше, фтор способен реагировать со всеми металлами, даже такими малоактивными как платина и золото:

Остальные галогены реагируют со всеми металлами кроме платины и золота:

Реакции галогенов со сложными веществами

Реакции замещения с галогенами

Более активные галогены, т.е. химические элементы которых расположены выше в таблице Менделеева, способны вытеснять менее активные галогены из образуемых ими галогеноводородных кислот и галогенидов металлов:

Аналогичным образом, бром и йод вытесняют серу из растворов сульфидов и или сероводорода:

Хлор является более сильным окислителем и окисляет сероводород в его водном растворе не до серы, а до серной кислоты:

Взаимодействие галогенов с водой

Вода горит во фторе синим пламенем в соответствии с уравнением реакции:

Бром и хлор реагируют с водой иначе, чем фтор. Если фтор выступал в роли окислителя, то хлор и бром диспропорционируют в воде, образуя смесь кислот. При этом реакции обратимы:

Взаимодействие йода с водой протекает в настолько ничтожно малой степени, что им можно пренебречь и считать, что реакция не протекает вовсе.

Взаимодействие галогенов с растворами щелочей

Фтор при взаимодействии с водным раствором щелочи опять же выступает в роли окислителя:

Умение записывать данное уравнение не требуется для сдачи ЕГЭ. Достаточно знать факт о возможности такого взаимодействия и окислительной роли фтора в этой реакции.

В отличие от фтора, остальные галогены в растворах щелочей диспропорционируют, то есть одновременно и повышают и понижают свою степень окисления. При этом, в случае хлора и брома в зависимости от температуры возможно протекание по двум разным направлениям. В частности, на холоду реакции протекают следующим образом:

а при нагревании:

Йод реагирует с щелочами исключительно по второму варианту, т.е. с образованием йодата, т.к. гипоиодит не устойчив не только при нагревании, но также при обычной температуре и даже на холоду.

Физические свойства галогенов

При обычных условиях F2 и С12-газы, Вr2-жидкость, I2 и At2- твердые вещества. В твердом состоянии галогены образуют молекулярные кристаллы. Жидкие галогены-диэлектрики. Все галогены, кроме фтора, растворяются в воде; йод растворяется хуже, чем хлор и бром, зато хорошо растворимы в спирте.

Химические свойства галогенов

Все галогены проявляют высокую окислительную активность, которая уменьшается при переходе от фтора к астату. Фтор - самый активный из галогенов, реагирует со всеми металлами без исключения, многие из них в атмосфере фтора самовоспламеняются, выделяя большое количество теплоты, например:

2Al + 3F2 = 2AlF3 + 2989 кДж,

2Fe + 3F2 = 2FeF3 + 1974 кДж.

Без нагревания фтор реагирует и со многими неметаллами (H2, S, С, Si, Р) - все реакции при этом сильно экзотермические, например:

Н2 + F2 = 2HF + 547 кДж,

Si + 2F2 = SiF4(г) + 1615 кДж.

При нагревании фтор окисляет все другие галогены по схеме

Hal2 + F2 = 2НalF

где Hal = Cl, Br, I, At, причем в соединениях HalF степени окисления хлора, брома, иода и астата равны +1.

Наконец, при облучении фтор реагирует даже с инертными (благородными) газами:

Хе + F2 = XeF2 + 152 кДж.

Взаимодействие фтора со сложными веществами также протекает очень энергично. Так, он окисляет воду, при этом реакция носит взрывной характер:

3F2 + ЗН2О = OF2 + 4HF + Н2О2.

Свободный хлор также очень реакционноспособен, хотя его активность и меньше, чем у фтора. Он непосредственно реагирует со всеми простыми веществами, за исключением кислорода, азота и благородных газов. Для сравнения приведем уравнения реакций хлора с теми же простыми веществами, что и для фтора:

2Al + 3Cl2 = 2AlCl3(кр) + 1405 кДж,

2Fe + ЗCl2 = 2FeCl3(кр) + 804 кДж,

Si + 2Cl2 = SiCl4(Ж) + 662 кДж,

Н2 + Cl2 = 2HCl(г)+185кДж.

Особый интерес представляет реакция с водородом. Так, при комнатной температуре, без освещения хлор практически не реагирует с водородом, тогда как при нагревании или при освещении (например, на прямом солнечном свету) эта реакция протекает со взрывом по приведенному ниже цепному механизму:

Cl2 + hν → 2Cl,

Cl + Н2 → HCl + Н,

Н + Cl2 → HCl + Cl,

Cl + Н2 → HCl + Н и т. д.

Возбуждение этой реакции происходит под действием фотонов (hν), которые вызывают диссоциацию молекул Cl2 на атомы - при этом возникает цепь последовательных реакций, в каждой из которых появляется частица, инициирующая начало последующей стадии.

Реакция между Н2 и Cl2 послужила одним из первых объектов исследования цепных фотохимических реакций. Наибольший вклад в развитие представлений о цепных реакциях внёс русский учёный, лауреат Нобелевской премии (1956 год) Н. Н. Семёнов.

Хлор вступает в реакцию со многими сложными веществами, например замещения и присоединения с углеводородами:

СН3-СН3 + Cl2 → СН3-СН2Cl + HCl,

СН2=СН2 + Cl2 → СН2Cl - СН2Cl.

Хлор способен при нагревании вытеснять бром или иод из их соединений с водородом или металлами:

Cl2 + 2HBr = 2HCl + Br2,

Cl2 + 2HI = 2HCl + I2,

Cl2 + 2KBr = 2KCl + Br2,

а также обратимо реагирует с водой:

Cl2 + Н2О = HCl + HClO - 25 кДж.

Хлор, растворяясь в воде и частично реагируя с ней, как это показано выше, образует равновесную смесь веществ, называемую хлорной водой.

Хлор может таким же образом реагировать (диспропорционировать) со щелочами:

Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + Н2О (на холоде),

3Cl2 + 6КОН = 5KCl + KClO3 + 3Н2О (при нагревании).

Химическая активность брома меньше, чем у фтора и хлора, но все же достаточно велика в связи с тем, что бром обычно ис­пользуют в жидком состоянии и поэтому его исходные концентрации при прочих равных условиях больше, чем у хлора.

Для примера приведем реакции взаимодействия брома с кремнием и водородом:

Si + 2Br2 = SiBr4(ж) + 433 кДж,

Н2 + Br2 = 2HBr(г) + 73 кДж.

Иод существенно отличается по химической активности от остальных галогенов. Он не реагирует с большинством неметаллов, а с металлами медленно реагирует только при нагревании. Взаимодействие же иода с водородом происходит только при сильном нагревании, реакция является эндотермической и сильно обратимой:

Н2 + I2 = 2HI - 53 кДж.

Астат ещё менее реакционноспособен, чем иод. Но и он реагирует с металлами (например с литием):

2Li + At2 = 2LiAt - астатид лития.

Таким образом, химическая активность галогенов последовательно уменьшается от фтора к астату. Каждый галоген в ряду F - At может вытеснять последующий из его соединений с водородом или металлами.

Цинк - элемент побочной подгруппы второй группы, четвёртого периода периодической системы, с атомным номером 30. Цинк - хрупкий переходный металл голубовато-белого цвета (тускнеет на воздухе, покрываясь тонким слоем оксида цинка).

В природе. Цинк в природе как самородный металл не встречается. Из 27 минералов цинка практически важным являются цинковая обманка ZnS и цинковый шпат ZnCO3.

Получение. Цинк добывают из полиметаллических руд, содержащих Zn в виде сульфида. Руды обогащают, получая цинковые концентраты и одновременно свинцовые и медные концентраты. Цинковые концентраты обжигают в печах, переводя сульфид цинка в оксид ZnO:

2ZnS + 3O2 = 2ZnO = 2SO2

Чистый цинк из оксида ZnO получают двумя способами. По пирометаллургическому способу, существующему издавна, обожженный концентрат подвергают спеканию для придания зернистости и газопроницаемости, а затем восстанавливают углем или коксом при 1200-1300 °C: ZnO + С = Zn + CO.

Основной способ получения цинка - электролитический (гидрометаллургический). Обожженные концентраты обрабатывают серной кислотой; получаемый сульфатный раствор очищают от примесей (осаждением их цинковой пылью) и подвергают электролизу в ваннах, плотно выложенных внутри свинцом или винипластом. Цинк осаждается на алюминиевых катодах.

Физические свойства . В чистом виде - пластичный серебристо-белый металл. При комнатной температуре хрупок, при 100-150 °C цинк пластичен. Температура плавления = 419,6 °C, температура кипения= 906,2 °C.

Химические свойства. Типичный пример металла, образующего амфотерные соединения. Амфотерными являются соединения цинка ZnO и Zn(OH)2. Стандартный электродный потенциал −0,76 В, в ряду стандартных потенциалов расположен до железа.

На воздухе цинк покрывается тонкой пленкой оксида ZnO. При сильном нагревании сгорает с образованием амфотерного белого оксида ZnO:

Оксид цинка реагирует как с растворами кислот:

так и щелочами:

Цинк обычной чистоты активно реагирует с растворами кислот:

и растворами щелочей:

образуя гидроксоцинкаты. С растворами кислот и щелочей очень чистый цинк не реагирует. Взаимодействие начинается при добавлении нескольких капель раствора сульфата меди CuSO4.

При нагревании цинк реагирует с галогенами с образованием галогенидов ZnHal2. С фосфором цинк образует фосфиды Zn3P2 и ZnP2. С серой и её аналогами - селеном и теллуром - различные халькогениды, ZnS, ZnSe, ZnSe2 и ZnTe.

С водородом, азотом, углеродом, кремнием и бором цинк непосредственно не реагирует. Нитрид Zn3N2 получают реакцией цинка с аммиаком при 550-600 °C.

В водных растворах ионы цинка Zn2+ образуют аквакомплексы 2+ и 2+.

ОБЩАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА

Галогены (от греч. halos - соль и genes - образующий) - элементы главной подгруппы VII группы периодической системы: фтор, хлор, бром, йод, астат.

Таблица. Электронное строение и некоторые свойства атомов и молекул галогенов

1) Общая электронная конфигурация внешнего энергетического уровня - nS2nP5.
2) С возрастанием порядкового номера элементов увеличиваются радиусы атомов, уменьшается электроотрицательность, ослабевают неметаллические свойства (увеличиваются металлические свойства); галогены - сильные окислители, окислительная способность элементов уменьшается с увеличением атомной массы.
3) Молекулы галогенов состоят из двух атомов.
4) С увеличением атомной массы окраска становится более темной, возрастают температуры плавления и кипения, а также плотность.
5) Сила галогеноводородных кислот возрастает с увеличением атомной массы.
6) Галогены могут образовывать соединения друг с другом (например, BrCl)

ФТОР И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ

Фтор F2 - открыл А. Муассан в 1886 г.

Физические свойства

Газ светло-желтого цвета; t°пл.= -219°C, t°кип.= -183°C.

Получение

Электролиз расплава гидрофторида калия KHF2:

Химические свойства

F2 - самый сильный окислитель из всех веществ:

1. 2F2 + 2H2O ® 4HF + O2
2. H2 + F2 ® 2HF (со взрывом)
3. Cl2 + F2 ® 2ClF

Фтористый водород

Физические свойства

Бесцветный газ, хорошо растворим в воде t°пл. = - 83,5°C; t°кип. = 19,5°C;

Получение

CaF2 + H2SO4(конц.) ® CaSO4 + 2HF­

Химические свойства

1) Раствор HF в воде - слабая кислота (плавиковая):

HF « H+ + F-

Соли плавиковой кислоты - фториды

2) Плавиковая кислота растворяет стекло:

SiO2 + 4HF ® SiF4­+ 2H2O

SiF4 + 2HF ® H2 гексафторкремниевая кислота

ХЛОР И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ

Хлор Cl2 - открыт К. Шееле в 1774 г.

Физические свойства

Газ желто-зеленого цвета, t°пл. = -101°C, t°кип. = -34°С.

Получение

Окисление ионов Cl- сильными окислителями или электрическим током:

MnO2 + 4HCl ® MnCl2 + Cl2­ + 2H2O
2KMnO4 + 16HCl ® 2MnCl2 + 5Cl2­ + 2KCl + 8H2O
K2Cr2O7 + 14HCl ® 2CrCl3 + 2KCl + 3Cl2­ + 7H2O

электролиз раствора NaCl (промышленный способ):

2NaCl + 2H2O ® H2­ + Cl2­ + 2NaOH

Химические свойства

Хлор - сильный окислитель.

1) Реакции с металлами:

2Na + Cl2 ® 2NaCl
Ni + Cl2 ® NiCl2
2Fe + 3Cl2 ® 2FeCl3

2) Реакции с неметаллами:

H2 + Cl2 –hn® 2HCl
2P + 3Cl2 ® 2PClЗ

3) Реакция с водой:

Cl2 + H2O « HCl + HClO

4) Реакции со щелочами:

Cl2 + 2KOH –5°C® KCl + KClO + H2O
3Cl2 + 6KOH –40°C® 5KCl + KClOЗ + 3H2O
Cl2 + Ca(OH)2 ® CaOCl2(хлорная известь) + H2O

5) Вытесняет бром и йод из галогеноводородных кислот и их солей.

Cl2 + 2KI ® 2KCl + I2
Cl2 + 2HBr ® 2HCl + Br2

Соединения хлора
Хлористый водород

Физические свойства

Бесцветный газ с резким запахом, ядовитый, тяжелее воздуха, хорошо растворим в воде (1: 400).
t°пл. = -114°C, t°кип. = -85°С.

Получение

1) Синтетический способ (промышленный):

H2 + Cl2 ® 2HCl

2) Гидросульфатный способ (лабораторный):

NaCl(тв.) + H2SO4(конц.) ® NaHSO4 + HCl­

Химические свойства

1) Раствор HCl в воде - соляная кислота - сильная кислота:

HCl « H+ + Cl-

2) Реагирует с металлами, стоящими в ряду напряжений до водорода:

2Al + 6HCl ® 2AlCl3 + 3H2­

3) с оксидами металлов:

MgO + 2HCl ® MgCl2 + H2O

4) с основаниями и аммиаком:

HCl + KOH ® KCl + H2O
3HCl + Al(OH)3 ® AlCl3 + 3H2O
HCl + NH3 ® NH4Cl

5) с солями:

CaCO3 + 2HCl ® CaCl2 + H2O + CO2­
HCl + AgNO3 ® AgCl¯ + HNO3

Образование белого осадка хлорида серебра, нерастворимого в минеральных кислотах используется в качестве качественной реакции для обнаружения анионов Cl- в растворе.
Хлориды металлов - соли соляной кислоты, их получают взаимодействием металлов с хлором или реакциями соляной кислоты с металлами, их оксидами и гидроксидами; путем обмена с некоторыми солями

2Fe + 3Cl2 ® 2FeCl3
Mg + 2HCl ® MgCl2 + H2­
CaO + 2HCl ® CaCl2 + H2O
Ba(OH)2 + 2HCl ® BaCl2 + 2H2O
Pb(NO3)2 + 2HCl ® PbCl2¯ + 2HNO3

Большинство хлоридов растворимы в воде (за исключением хлоридов серебра, свинца и одновалентной ртути).

Хлорноватистая кислота HCl+1O
H–O–Cl

Физические свойства

Существует только в виде разбавленных водных растворов.

Получение

Cl2 + H2O « HCl + HClO

Химические свойства

HClO - слабая кислота и сильный окислитель:

1) Разлагается, выделяя атомарный кислород

HClO –на свету® HCl + O­

2) Со щелочами дает соли - гипохлориты

HClO + KOH ® KClO + H2O

2HI + HClO ® I2¯ + HCl + H2O

Хлористая кислота HCl+3O2
H–O–Cl=O

Физические свойства

Существует только в водных растворах.

Получение

Образуется при взаимодействии пероксида водорода с оксидом хлора (IV), который получают из бертоллетовой соли и щавелевой кислоты в среде H2SO4:

2KClO3 + H2C2O4 + H2SO4 ® K2SO4 + 2CO2­ + 2СlO2­ + 2H2O
2ClO2 + H2O2 ® 2HClO2 + O2­

Химические свойства

HClO2 - слабая кислота и сильный окислитель; соли хлористой кислоты - хлориты:

HClO2 + KOH ® KClO2 + H2O

2) Неустойчива, при хранении разлагается

4HClO2 ® HCl + HClO3 + 2ClO2­ + H2O

Хлорноватая кислота HCl+5O3

Физические свойства

Устойчива только в водных растворах.

Получение

Ba (ClO3)2 + H2SO4 ® 2HClO3 + BaSO4¯

Химические свойства

HClO3 - Сильная кислота и сильный окислитель; соли хлорноватой кислоты - хлораты:

6P + 5HClO3 ® 3P2O5 + 5HCl
HClO3 + KOH ® KClO3 + H2O

KClO3 - Бертоллетова соль; ее получают при пропускании хлора через подогретый (40°C) раствор KOH:

3Cl2 + 6KOH ® 5KCl + KClO3 + 3H2O

Бертоллетову соль используют в качестве окислителя; при нагревании она разлагается:

4KClO3 –без кат® KCl + 3KClO4
2KClO3 –MnO2 кат® 2KCl + 3O2­

Хлорная кислота HCl+7O4

Физические свойства

Бесцветная жидкость, t°кип. = 25°C, t°пл.= -101°C.

Получение

KClO4 + H2SO4 ® KHSO4 + HClO4

Химические свойства

HClO4 - очень сильная кислота и очень сильный окислитель; соли хлорной кислоты - перхлораты.

HClO4 + KOH ® KClO4 + H2O

2) При нагревании хлорная кислота и ее соли разлагаются:

4HClO4 –t°® 4ClO2­ + 3O2­ + 2H2O
KClO4 –t°® KCl + 2O2­

БРОМ И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ

Бром Br2 - открыт Ж. Баларом в 1826 г.

Физические свойства

Бурая жидкость с тяжелыми ядовитыми парами; имеет неприятный запах; r= 3,14 г/см3; t°пл. = -8°C; t°кип. = 58°C.

Получение

Окисление ионов Br - сильными окислителями:

MnO2 + 4HBr ® MnBr2 + Br2 + 2H2O
Cl2 + 2KBr ® 2KCl + Br2

Химические свойства

В свободном состоянии бром - сильный окислитель; а его водный раствор - "бромная вода" (содержащий 3,58% брома) обычно используется в качестве слабого окислителя.

1) Реагирует с металлами:

2Al + 3Br2 ® 2AlBr3

2) Реагирует с неметаллами:

H2 + Br2 « 2HBr
2P + 5Br2 ® 2PBr5

3) Реагирует с водой и щелочами:

Br2 + H2O « HBr + HBrO
Br2 + 2KOH ® KBr + KBrO + H2O

4) Реагирует с сильными восстановителями:

Br2 + 2HI ® I2 + 2HBr
Br2 + H2S ® S + 2HBr

Бромистый водород HBr

Физические свойства

Бесцветный газ, хорошо растворим в воде; t°кип. = -67°С; t°пл. = -87°С.

Получение

2NaBr + H3PO4 –t°® Na2HPO4 + 2HBr­

PBr3 + 3H2O ® H3PO3 + 3HBr­

Химические свойства

Водный раствор бромистого водорода - бромистоводородная кислота еще более сильная, чем соляная. Она вступает в те же реакции, что и HCl:

1) Диссоциация:

HBr « H+ + Br -

2) С металлами, стоящими в ряду напряжения до водорода:

Mg + 2HBr ® MgBr2 + H2­

3) с оксидами металлов:

CaO + 2HBr ® CaBr2 + H2O

4) с основаниями и аммиаком:

NaOH + HBr ® NaBr + H2O
Fe(OH)3 + 3HBr ® FeBr3 + 3H2O
NH3 + HBr ® NH4Br

5) с солями:

MgCO3 + 2HBr ® MgBr2 + H2O + CO2­
AgNO3 + HBr ® AgBr¯ + HNO3

Соли бромистоводородной кислоты называются бромидами. Последняя реакция - образование желтого, нерастворимого в кислотах осадка бромида серебра служит для обнаружения аниона Br - в растворе.

6) HBr - сильный восстановитель:

2HBr + H2SO4(конц.) ® Br2 + SO2­ + 2H2O
2HBr + Cl2 ® 2HCl + Br2

Из кислородных кислот брома известны слабая бромноватистая HBr+1O и сильная бромноватая HBr+5O3.
ИОД И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ

Йод I2 - открыт Б. Куртуа в 1811 г.

Физические свойства

Кристаллическое вещество темно-фиолетового цвета с металлическим блеском.
r= 4,9 г/см3; t°пл.= 114°C; t°кип.= 185°C. Хорошо растворим в органических растворителях (спирте, CCl4).

Получение

Окисление ионов I- сильными окислителями:

Cl2 + 2KI ® 2KCl + I2
2KI + MnO2 + 2H2SO4 ® I2 + K2SO4 + MnSO4 + 2H2O

Химические свойства

1) c металлами:

2Al + 3I2 ® 2AlI3

2) c водородом:

3) с сильными восстановителями:

I2 + SO2 + 2H2O ® H2SO4 + 2HI
I2 + H2S ® S + 2HI

4) со щелочами:

3I2 + 6NaOH ® 5NaI + NaIO3 + 3H2O

Иодистый водород

Физические свойства

Бесцветный газ с резким запахом, хорошо растворим в воде, t°кип. = -35°С; t°пл. = -51°С.

Получение

I2 + H2S ® S + 2HI

2P + 3I2 + 6H2O ® 2H3PO3 + 6HI­

Химические свойства

1) Раствор HI в воде - сильная йодистоводородная кислота:

HI « H+ + I-
2HI + Ba(OH)2 ® BaI2 + 2H2O

Соли йодистоводородной кислоты - йодиды (др. реакции HI см. св-ва HCl и HBr)

2) HI - очень сильный восстановитель:

2HI + Cl2 ® 2HCl + I2
8HI + H2SO4(конц.) ® 4I2 + H2S + 4H2O
5HI + 6KMnO4 + 9H2SO4 ® 5HIO3 + 6MnSO4 + 3K2SO4 + 9H2O

3) Идентификация анионов I- в растворе:

NaI + AgNO3 ® AgI¯ + NaNO3
HI + AgNO3 ® AgI¯ + HNO3

Образуется темно-желтый осадок йодида серебра, нерастворимый в кислотах.

Кислородные кислоты йода

Йодноватая кислота HI+5O3

Бесцветное кристаллическое вещество, t°пл.= 110°С, хорошо растворимое в воде.

Получают:

3I2 + 10HNO3 ® 6HIO3 + 10NO­ + 2H2O

HIO3 - сильная кислота (соли - йодаты) и сильный окислитель.

Йодная кислота H5I+7O6

Кристаллическое гигроскопичное вещество, хорошо растворимое в воде, t°пл.= 130°С.
Слабая кислота (соли - перйодаты); сильный окислитель.

Галогены в периодической таблице расположены слева от благородных газов. Эти пять токсических неметаллических элементов входят в 7 группу периодической таблицы. К ним относятся фтор, хлор, бром, йод и астат. Хотя астат радиоактивен и имеет только короткоживущие изотопы, он ведет себя, как йод, и его часто причисляют к галогенам. Поскольку галогенные элементы имеют семь валентных электронов, им необходим лишь один дополнительный электрон для образования полного октета. Эта характеристика делает их более активными, чем другие группы неметаллов.

Общая характеристика

Галогены образуют двухатомные молекулы (вида Х2, где Х обозначает атом галогена) – устойчивую форму существования галогенов в виде свободных элементов. Связи этих двухатомных молекул являются неполярными, ковалентными и одинарными. Химические свойства галогенов позволяют им легко вступать в соединение с большинством элементов, поэтому они никогда не встречаются в несвязанном виде в природе. Фтор – наиболее активный галоген, а астат – наименее.

Все галогены образуют соли I группы с похожими свойствами. В этих соединениях галогены присутствуют в виде галоидных анионов с зарядом -1 (например, Cl-, Br-). Окончание -ид указывает на наличие галогенид-анионов; например Cl- называется «хлорид».

Кроме того, химические свойства галогенов позволяют им действовать в качестве окислителей – окислять металлы. Большинство химических реакций, в которых участвуют галогены – окислительно-восстановительные в водном растворе. Галогены образуют одинарные связи с углеродом или азотом в органических соединениях, где степень их окисления (СО) равна -1. Когда атом галогена замещён ковалентно-связанным атомом водорода в органическом соединении, префикс гало- может быть использован в общем смысле, или префиксы фтор-, хлор-, бром- , йод- – для конкретных галогенов. Галогенные элементы могут иметь перекрёстную связь с образованием двухатомных молекул с полярными ковалентными одинарными связями.

Хлор (Cl2) стал первым галогеном, открытым в 1774 г., затем были открыты йод (I2), бром (Br2), фтор (F2) и астат (At, обнаружен последним, в 1940 г.). Название «галоген» происходит от греческих корней hal- («соль») и -gen («образовывать»). Вместе эти слова означают «солеобразующий», подчёркивая тот факт, что галогены, вступая в реакцию с металлами, образуют соли. Галит – это название каменной соли, природного минерала, состоящего из хлорида натрия (NaCl). И, наконец, галогены используются в быту – фторид содержится в зубной пасте, хлор обеззараживает питьевую воду, а йод содействует выработке гормонов щитовидной железы.

Химические элементы

Фтор – элемент с атомным номером 9, обозначается символом F. Элементарный фтор впервые был обнаружен в 1886 г. путем выделения его из плавиковой кислоты. В свободном состоянии фтор существует в виде двухатомной молекулы (F2) и является наиболее распространенным галогеном в земной коре. Фтор – наиболее электроотрицательный элемент в периодической таблице. При комнатной температуре является бледно-жёлтым газом. Фтор также имеет относительно небольшой атомный радиус. Его СО – -1, за исключением элементарного двухатомного состояния, в котором его степень окисления равна нулю. Фтор чрезвычайно химически активен и непосредственно взаимодействует со всеми элементами, кроме гелия (He), неона (Ne) и аргона (Ar). В растворе H2O, плавиковой кислоты (HF) является слабой кислотой. Хотя фтор сильно электроотрицателен, его электроотрицательность не определяет кислотность; HF является слабой кислотой в связи с тем, что ион фтора основной (рН> 7). Кроме того, фтор производит очень мощные окислители. Например, фтор может вступать в реакцию с инертным газом ксеноном и образует сильный окислитель дифторид ксенона (XeF2). У фтора множество применений.

Хлор – элемент с атомным номером 17 и химическим символом Cl. Обнаружен в 1774 г. путём выделения его из соляной кислоты. В своём элементарном состоянии он образует двухатомную молекулу Cl2. Хлор имеет несколько СО: -1, +1, 3, 5 и 7. При комнатной температуре он является светло-зеленым газом. Так как связь, которая образуется между двумя атомами хлора, является слабой, молекула Cl2 обладает очень высокой способностью вступать в соединения. Хлор реагирует с металлами с образованием солей, которые называются хлориды. Ионы хлора являются наиболее распространенными ионами, они содержатся в морской воде. Хлор также имеет два изотопа: 35Cl и 37Cl. Хлорид натрия является наиболее распространенным соединением из всех хлоридов.

Бром – химический элемент с атомным номером 35 и символом Br. Впервые был обнаружен в 1826 г. В элементарной форме бром является двухатомной молекулой Br2. При комнатной температуре представляет собой красновато-коричневую жидкость. Его СО – -1, + 1, 3, 4 и 5. Бром более активен, чем йод, но менее активен, чем хлор. Кроме того, бром имеет два изотопа: 79Вг и 81Вг. Бром встречается в виде солей бромида, растворённых в морской воде. За последние годы производство бромида в мире значительно увеличилось благодаря его доступности и продолжительному времени жизни. Как и другие галогены, бром является окислителем и очень токсичен.

Йод – химический элемент с атомным номером 53 и символом I. Йод имеет степени окисления: -1, +1, +5 и +7. Существует в виде двухатомной молекулы, I2. При комнатной температуре является твёрдым веществом фиолетового цвета. Йод имеет один стабильный изотоп — 127I. Впервые обнаружен в 1811 г. с помощью морских водорослей и серной кислоты. В настоящее время ионы йода, могут быть выделены в морской воде. Несмотря на то что йод не очень хорошо растворим в воде, его растворимость может возрасти при использовании отдельных йодидов. Йод играет важную роль в организме, участвуя в выработке гормонов щитовидной железы.

Астат – радиоактивный элемент с атомным номером 85 и символом At. Его возможные степени окисления: -1, +1, 3, 5 и 7. Единственный галоген, не являющийся двухатомной молекулой. В нормальных условиях является металлическим твёрдым веществом чёрного цвета. Астат является очень редким элементом, поэтому о нём известно немного. Кроме того, астат имеет очень короткий период полураспада, не дольше нескольких часов. Получен в 1940 г. в результате синтеза. Полагают, что астат похож на йод. Отличается металлическими свойствами.

В таблице ниже показано строение атомов галогенов, структура внешнего слоя электронов.

Подобное строение внешнего слоя электронов обусловливает то, что физические и химические свойства галогенов похожи. Вместе с тем при сопоставлении этих элементов наблюдаются и различия.

Периодические свойства в группе галогенов

Физические свойства простых веществ галогенов изменяются с повышением порядкового номера элемента. Для лучшего усвоения и большей наглядности мы предлагаем вам несколько таблиц.

Точки плавления и кипения в группе возрастают по мере роста размера молекулы (F

Таблица 1. Галогены. Физические свойства: точки плавления и кипения

Размер ядра увеличивается (F < Cl < Br < I < At), так как увеличивается число протонов и нейтронов. Кроме того, с каждым периодом добавляется всё больше уровней энергии. Это приводит к большей орбитали, и, следовательно, к увеличению радиуса атома.

Таблица 2. Галогены. Физические свойства: атомные радиусы

Если внешние валентные электроны не находятся вблизи ядра, то для их удаления от него не потребуется много энергии. Таким образом, энергия, необходимая для выталкивания внешнего электрона не столь высока в нижней части группы элементов, так как здесь больше энергетических уровней. Кроме того, высокая энергия ионизации заставляет элемент проявлять неметаллические качества. Йод и дисплей астат проявляют металлические свойства, потому что энергия ионизации снижается (At < I < Br < Cl < F).

Таблица 3. Галогены. Физические свойства: энергия ионизации

Число валентных электронов в атоме возрастает с увеличением уровней энергии при прогрессивно более низких уровнях. Электроны прогрессивно дальше от ядра; Таким образом, ядро ​​и электроны не как притягиваются друг к другу. Увеличение экранирования наблюдается. Поэтому Электроотрицательность уменьшается с ростом периода (At < I < Br < Cl < F).

Таблица 4. Галогены. Физические свойства: электроотрицательность

Так как размер атома увеличивается с увеличением периода, сродство к электрону, как правило, уменьшается (В < I < Br < F < Cl). Исключение – фтор, сродство которого меньше, чем у хлора. Это можно объяснить меньшим размером фтора по сравнению с хлором.

Таблица 5. Сродство галогенов к электрону

Реакционная способность галогенов падает с ростом периода (At

Неорганическая химия. Водород + галогены

Галогенид образуется, когда галоген реагирует с другим, менее электроотрицательным элементом с образованием бинарного соединения. Водород реагирует с галогенами, образуя галогениды вида НХ:

Галогениды водорода легко растворяются в воде с образованием галогенводородной (плавиковой, соляной, бромистоводородной, иодистоводородной) кислоты. Свойства этих кислот приведены ниже.

Кислоты образуются следующей реакцией: HX (aq) + H2O (l) → Х- (aq) + H3O+ (aq).

Все галоидоводороды образуют сильные кислоты, за исключением HF.

Кислотность галогеноводородных кислот увеличивается: HF

Плавиковая кислота способна гравировать стекло и некоторые неорганические фториды длительное время.

Может показаться нелогичным, что HF является самой слабой галогенводородной кислотой, так как фтор обладает самой высокой электроотрицательностью. Тем не менее связь Н-F очень сильна, в результате чего кислота очень слабая. Сильная связь определяется короткой длиной связи и большой энергией диссоциации. Из всех галогенидов водорода HF имеет самую короткую длину связи и самую большую энергию диссоциации связи.

Галогенные оксокислоты

Галогенные оксокислоты представляют собой кислоты с атомами водорода, кислорода и галогена. Их кислотность может быть определена с помощью анализа структуры. Галогенные оксокислоты приведены ниже:

В каждой из этих кислот протон связан с атомом кислорода, поэтому сравнение длин связей протонов здесь бесполезно. Доминирующую роль здесь играет электроотрицательность. Активность кислотны возрастает с увеличением числа атомов кислорода, связанный с центральным атомом.

Внешний вид и состояние вещества

Основные физические свойства галогенов кратко можно выразить в следующей таблице.

Объяснение внешнего вида

Цвет галогенов является результатом поглощения видимого света молекулами, что вызывает возбуждение электронов. Фтор поглощает фиолетовый свет, и, следовательно, выглядит светло-жёлтым. Йод, наоборот, поглощает жёлтый свет и выглядит фиолетовым (жёлтый и фиолетовый – дополняющие цвета). Цвет галогенов становится темнее с ростом периода.

В закрытых ёмкостях жидкий бром и твёрдый йод находятся в равновесии со своими парами, которые можно наблюдать в виде цветного газа.

Хотя цвет астата неизвестен, предполагается, что он должен быть темнее йода (т. е. черным) в соответствии с наблюдаемой закономерностью.

Теперь, если вас попросят: «Охарактеризуйте физические свойства галогенов», вам будет что сказать.

Степень окисления галогенов в соединениях

Степень окисления часто используется вместо понятия «валентность галогенов». Как правило, степень окисления равна -1. Но если галоген связан с кислородом или другим галогеном, он может принимать другие состояния: СО кислорода -2 имеет приоритет. В случае двух различных атомов галогена, соединенных вместе, более электроотрицательный атом превалирует и принимает СО -1.

Например, в хлориде йода (ICl) хлор имеет СО -1, и йод +1. Хлор является более электроотрицательным, чем йод, поэтому его СО равна -1.

В бромной кислоте (HBrO4) кислород обладает СО -8 (-2 х 4 атома = -8). Водород имеет общую степень окисления +1. Сложение этих значений даёт СО -7. Так как конечное СО соединения должно быть нулевым, то СО брома равна +7.

Третьим исключением из правила является степень окисления галогена в элементарной форме (X2), где его СО равна нулю.

Почему СО фтора всегда -1?

Электроотрицательность увеличивается с ростом периода. Поэтому фтор имеет самую высокую электроотрицательность из всех элементов, что подтверждается его положением в периодической таблице. Его электронная конфигурация 1s2 2s2 2p5. Если фтор получает еще один электрон, крайние р-орбитали полностью заполнены и составляют полный октет. Поскольку фтор имеет высокую электроотрицательность, он может легко отобрать электрон у соседнего атома. Фтор в этом случае изоэлектронен инертному газу (с восемью валентными электронами), все его внешние орбитали заполнены. В таком состоянии фтор гораздо более стабилен.

Получение и применение галогенов

В природе галогены находятся в состоянии анионов, поэтому свободные галогены получают методом окисления путём электролиза или с помощью окислителей. Например, хлор вырабатывается гидролизом раствора поваренной соли. Применение галогенов и их соединений многообразно.