2. Физические свойства галогенов
жүктеу/скачать 55,5 Kb.
|
Галогены
|
Галогены 1. Галогены в таблице Менделеева Галогены - элементы главной подгруппы VII группы. Астат - редкий и радиоактивный элемент, его свойства плохо изучены, и обычно, говоря о галогенах, его не рассматривают. Фтор среди галогенов стоит особняком. Он - самый электроотрицательный элемент, и атом фтора способен ТОЛЬКО принимать электрон. Поэтому фтор проявляет в соединениях ВСЕГДА степень окисления -1. Хлор, бром и иод похожи друг на друга. Кроме степени окисления -1, они могут проявлять и положительные степени окисления: максимальная +7 (номер группы), а также +5, +3, +1 (все нечетные). 2. Физические свойства галогенов - фтор F2 - желтый ядовитый газ с резким запахом. Химически очень активен. - хлор Cl2 - желто-зеленый ядовитый газ с резким запахом. - бром Br2 - темно-красная ядовитая жидкость, легко превращающаяся в оранжевые пары с резким запахом. - иод I2 - серые кристаллы, легко превращающиеся в фиолетовые пары с резким запахом. То, что иод - якобы коричневая жидкость, - заблуждение, впитанное из детского опыта лечения ссадин. Коричневая жидкость - это раствор иода в спирте. Все галогены имеют молекулярное строение, молекула двухатомна и неполярна. Поэтому галогены хорошо растворимы в неполярных и малополярных растворителях, таких как CCl4, гексан С6Н14, сероуглерод CS2 и т.п. Растворимы ли галогены в воде? Да, но плохо (малорастворимы). Растворение в воде сопровождается обратимой химической реакцией. 3. Химические свойства галогенов Галогенам не хватает до устойчивой электронной оболочки одного электрона. Следовательно, они будут отбирать этот электрон у тех, кто позволит, т.е. проявлять окислительные свойства. F2 Cl2 Br2 I2 уменьшение окислительных свойств У кого галоген может отобрать электрон? 1. У металла (металлам как раз свойственно отдавать электроны) 2Al + 3I2 = 2AlI3 (в присутствии капли воды) 2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3 2. У другого, менее электроотрицательного неметалла: S + 3F2 = SF6 С + 2F2 = CF4 Н2 + Br2 = 2HCl 2P + 5Cl2 = 2PCl5 2P + 3Cl2 = 2PCl3 I2 + 3Cl2 = 2ICl3 Обратите внимание: 1) кислород, азот, углерод не взаимодействуют с галогенами напрямую (кроме углерода с фтором). 2) галогены могут взаимодействовать друг с другом: более сильный окислитель отбирает электроны у менее сильного. 3. У себя (диспропорционирование в воде и в растворах щелочей): Hal2 + H2O HHal + HHalO (в холодной воде) 3Hal2 + 3H2O 5HHal + HHalO3 (в горячей воде) Галогены реагируют со щелочами по той же схеме, что и с водой, только образуются не кислоты, а их соли, и реакции протекают до конца: Hal2 + 2NaOH = NaHal + NaHalO + H2O 3Hal2 + 6NaOH 5NaHal + NaHalO3 + 3H2O (2F2 + 4NaOH = 4NaF + O2 + 2H2O) Этим химические свойства галогенов не ограничиваются, но мы пока остановимся. 4. Получение хлора 1. Электролиз водных растворов хлоридов активных металлов: 2NaCl + 2H2O 2NaOH + H2 + Cl2 2. Взаимодействие концентрированной соляной кислоты с твердыми окислителями (KMnO4, K2Cr2O7, KClO3, MnO2, PbO2 и др.): 2KMnO4(тв.) + 16HCl(конц.) = 5Cl2 + 2MnCl2 + 2KCl + 8H2O K2Cr2O7(тв.) + 14HCl(конц.) = 3Cl2 + 2CrCl3 + 2KCl + 7H2O Образование хлора в этих реакциях сводится к одному процессу: 2Cl- - 2e = Cl2 5. Галогеноводороды ВСЕ галогеноводороды при обычных условиях - бесцветные газы. При н.у. (вспомните чем нормальные условия отличаются от обычных!) фтороводород - жидкость. Молекулы галогеноводородов полярны, поэтому они прекрасно растворимы в воде. 1 л воды при н.у. способен растворить в себе более 500 л хлороводорода. Растворы галогеноводородов в воде являются кислотами: HF – плавиковая, или фтороводородная – слабая HCl – соляная, или хлороводородная – сильная HBr – бромоводородная – сильная HI – иодоводородная – сильная Поскольку атомы галогена находятся в галогеноводородах в минимальной степени окисления, они проявляют восстановительные свойства. F- Cl- Br- I- Увеличение восстановительных свойств В чем проявляется разница восстановительных свойств? 1) Каждый вышестоящий галоген вытесняет из галогенида нижестоящий: Cl2 + 2NaBr = Br2 + 2NaCl I2 + NaBr 2) Для получения галогеноводородов из хлорида и фторида можно использовать концентрированную серную кислоту, а из бромида и иодида - нельзя, т.к. она будет окислять HI и HBr до иода и брома, соответственно: NaFтв. + H2SO4конц. = NaHSO4 + HF NaClтв. + H2SO4конц. = NaHSO4 + HCl Образуется кислая соль, т.к. серная кислота - концентрированная и явно в избытке. Хлороводород улетучивается, а затем собирается и растворяется в воде для получения соляной кислоты. Обратите внимание, что трубка не опущена в воду. Если неосторожно опустить ее, то весь хлороводород, находящийся в приборе, растворяется в воде, внутри прибора образуется вакуум, и вода засасывается внутрь. NaBrтв. + H2SO4конц. NaHSO4 + Br2 + SO2 + H2O NaIтв. + H2SO4конц. NaHSO4 + I2 + S + H2O или NaIтв. + H2SO4конц. NaHSO4 + I2 + H2S + H2O Обратите внимание, что в реакции с иодидом происходит более глубокое восстановление серной кислоты, чем с бромидом (иодид - более сильный восстановитель!) Для получения иодоводорода и бромоводорода используют кислоты, не обладающие окислительными свойствами: KIтв. + H3PO4конц. = KH2PO4 + HI KBrтв. + H3PO4конц. = KH2PO4 + HBr 3) Получение фтора взаимодействием окислителей с плавиковой кислотой невозможно, в отличие от хлора, брома и иода: 2KMnO4(тв.) + 16HCl(конц.) = 5Cl2 + 2MnCl2 + 2KCl + 8H2O 2KMnO4(тв.) + 16HBr(конц.) = 5Br2 + 2MnBr2 + 2KBr + 8H2O KMnO4(тв.) + HF(конц.) Восстановительные свойства фторид-иона настолько слабы, что фтор можно получить из фторида только электролизом расплава. жүктеу/скачать 55,5 Kb. Достарыңызбен бөлісу:
|