Галогены

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

Из-за высокой  реакционной способности галогены в свободном состоянии в природе  не встречаются. Они существуют в виде солей в земной коре или в виде ионов в морской воде. 
В свободном состоянии галогены состоят из двухатомных молекул F₂, Cl₂, Br₂, I₂. Атомы в этих молекулах связаны между собой неполярной ковалентной связью.

Реакционная способность галогенов по отношению к металлам и водороду снижается от F к I. Более реакционноспособный галоген замещает менее реакционноспособнный в соединениях, например:  
2KI + Cl₂ = 2KCl + I₂  
2I^- + Cl₂ = 2Cl^- + I₂

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: 
 

2F^- - 2e ® F₂⁰ 
  
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[SiF₆] 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 ® 2PCl_З 
 

3)Реакция с водой:

Cl₂ + H₂O « HCl + HClO 

4)Реакции со щелочами:

Cl₂ + 2KOH  –^5°C® KCl + KClO + H₂O 
3Cl₂ + 6KOH  –^40°C® 5KCl + KClO_З + 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 
  
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). 
 

Кислородсодержащие  кислоты хлора

 
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 

3)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: 
 

1) 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. 
 

1)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 

1)2NaBr + H₃PO₄  –^t°®    Na₂HPO₄ + 2HBr 
 

2)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:

H₂ + I₂ « 2HI 

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 

1)                                                                                                                     

I₂ + H₂S ® S + 2HI 

2)                                                                                         

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.