Экзаменационный гид

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
 

Символ элемента	F	Cl	Br	I	At
Порядковый номер	9	17	35	53	85
Строение внешнего электронного слоя	2s22p5	3s23p5	4s24p5	5s25p5	6s26p5
Энергия ионизации, эв	17,42	12,97	11,84	10,45	~9,2
Сродство атома к электрону, эв	3,45	3,61	3,37	3,08	~2,8
Относительная электроотрицательность (ЭО)	4,0	3,0	2,8	2,5	~2,2
Радиус атома, нм	0,064	0,099	0,114	0,133	–
Межъядерное расстояние в молекуле Э2, нм	0,142	0,199	0,228	0,267	–
Энергия связи в молекуле Э2 (25°С), кДж/моль	159	243	192	157	109
Степени окисления	-1	-1, +1, +3, +4, +5, +7	-1, +1, +4, +5, +7	-1, +1, +3, +5, +7	–
Агрегатное состояние	Бледно-зел. газ	Зел-желт. газ	Бурая жидкость	Темн-фиол.  кристаллы	Черные кристаллы
t°пл.(°С)	-219	-101	-8	114	227
t°кип.(°С)	-183	-34	58	185	317
r (г*см-3 )	1,51	1,57	3,14	4,93	–
Растворимость в воде (г / 100 г воды)	реагирует с водой	2,5 : 1 по объему	3,5	0,02	–

 

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)          РастворHF 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.
 

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

2)     Реакции с неметаллами:

H₂ + Cl₂  –^hn® 2HCl
2P + 3Cl₂ ® 2PCl_З
 

Cl₂ + H₂O « HCl + HClO

 

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
 
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)          РастворHCl в воде — соляная кислота — сильная кислота:

 

HCl « H⁺ + Cl^—

 

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

 

2Al + 6HCl ® 2AlCl₃ + 3H₂­

 

MgO + 2HCl ® MgCl₂ + H₂O

 

4)          с основаниями и аммиаком:

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

 

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

 

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

  

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:
 

HBr « H⁺ + Br ^—

 

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

 

Mg + 2HBr ® MgBr₂ + H₂­

 

CaO + 2HBr ® CaBr₂ + H₂O

 

4)     с основаниями и аммиаком:

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

 

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

 

2Al + 3I₂ ® 2AlI₃

 

H₂ + I₂ « 2HI

 

3)     с сильными восстановителями:

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

 

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)     РастворHI 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 анионовI^—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.