Галогены взаимодействий с хлором

Химия
Химия-9

9 класс

Химические свойства галогенов

Ключевые слова конспекта: химические свойства галогенов, реакция галогенов с металлами, реакции с неметаллами, реакции галогенов с водой, со щелочами, с солями-галогенидами.
Раздел ОГЭ: 3.1.2. Химические свойства простых веществ-неметаллов: водорода, кислорода, галогенов, серы, азота, фосфора, углерода, кремния

Галогены реагируют практически со всеми металлами (кроме благородных металлов) с образованием галогенидов. Например, натрий горит в хлоре: 2Na + Cl₂ = 2NaCl

Со фтором реакции идут очень бурно, с йодом – только при нагревании, часто требуется вода как катализатор.

Окислительная активность галогенов снижается от фтора к йоду. Это можно продемонстрировать на примере окисления железа (обратите внимание на его степень окисления в галогенидах):

В ходе реакции с бромом Вг₂ может образоваться как FeBr₃, так и FeBr₂:

В реакции с йодом I₂ при температуре 500 °С образуется Fel₂:

Фтор, хлор и бром окисляют железо глубже (до Fe 3+ ), чем йод.

Окислительную способность галогенов можно сопоставить и в реакциях с неметаллами. Галогены реагируют со многими неметаллами (исключением являются благородные газы, азот N₂, кислород O₂).

Галогены реагируют с водородом, при этом условия проведения реакции зависят от того, с каким из галогенов проводится реакция:

Со фтором реакция может начинаться даже при t° = –250 °С, с хлором реакция идёт при сгорании водорода в хлоре или даже при комнатной t° на свету. С бромом и йодом реакция идёт при температуре 350–500 °С или при наличии катализатора платины Pt. Реакция образования йодоводорода HI обратима. Таким образом, по мере увеличения относительной молекулярной массы галогена от фтора F₂ к иоду I₂ условия проведения реакции должны быть более жёсткими.

Галогены реагируют с серой. Фтор взаимодействует с серой даже при температуре жидкого воздуха, окисляя её до высшей степени окисления:

Реакция серы с хлором приводит к образованию либо SCl₂, либо S₂Cl₂:

Обратите внимание: здесь встретилась сравнительно редкая для серы степень окисления +2.

С йодом сера не реагирует. Более глубокое окисление серы в реакции со фтором демонстрирует более высокую окислительную способность фтора.

Галогены реагируют с фосфором. Красный и белый фосфор уже при комнатной температуре самовоспламеняется во фторе и хлоре, реагирует с жидким бромом. При этом в реакции со фтором происходит более глубокое окисление фосфора:

В реакциях фосфора с хлором и бромом могут образоваться РCl₃ и РВг₃, но по мере повышения температуры в результате окисления фосфора глубина окисления возрастает – образуются РCl₅ и РВг₅.

Фтор реагирует с графитом при температуре выше 900 °С:

Остальные галогены не реагируют с простыми веществами, образованными углеродом (алмазом, графитом).

Рассмотрим реакции галогенов со сложными веществами. Галогены взаимодействуют с водой. При этом фтор окисляет кислород воды. Пары воды горят в атмосфере F₂:

Хлор обратимо реагирует с водой, но при этом не происходит окисление кислорода. В этой реакции хлор сам является как окислителем, так и восстановителем (такие реакции называют реакциями диспропорционирования):

Хлор, бром и йод реагируют со щелочами, в ходе реакции хлор является и окислителем, и восстановителем:

Галогены способны вытеснять друг друга из солей-галогенидов и из галогеноводородов. Фтор F₂ вытесняет все остальные галогены из галогеноводородов и галогенидов (в растворах параллельно идёт реакция окисления воды). Хлор Cl₂ вытесняет бром и йод из НВг, бромидов, HI и иодидов. Бром Вг₂ вытесняет йод из йодидов и йодоводорода. Йод I₂ не вытесняет другие галогены:

Признаком данной реакции в растворе является изменение окраски с бесцветной на жёлтую.

Вернуться к Списку конспектов по химии
Найти конспект в Кодификаторе ОГЭ по химии

Химические свойства водорода

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 (H₂).

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.

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 Н₂ является окислителем.

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:

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

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.

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.

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 Hal₂.

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:

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.

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:

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:

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:

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:

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 вытесняет серу из растворов сульфидов и сероводорода:

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

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.

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.

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:

Сегодня разберем урок химии 16 — Галогены. Общая характеристика. Хлор. Получение свойства и применение хлора и его соединений.

Но сначала, проверим ответы на урок химии 15 – тестовые задания к урокам химии 10-14:

1-3, 2-4, 3-3, 4-4, 5-1, 6-4, 7-1, 8-1, 9-4, 10-1, 11-1, 12-1, 13-1, 14-1, 15-1, 16-3, 17-3, 18-4, 19-3, 20-1, 21-3, 22-4, 23-3, 24-2, 25-4, 26-3, 27-2, 28-2, 29-2, 30-3.

Галогены составляют главную подгруппу седьмой группы периодической таблицы. К ним относятся элементы фтор F, хлор Cl, бром Br, йод I, астат Аt. На внешнем уровне у них имеется по семь электронов: nS 2 nP 5 . Фтор является самым электроотрицательным элементом, проявляет степень окисления F -1 . Другие галогены проявляют степени окисления от (-1) до (+7). В свободном состоянии молекулы галогенов двухатомны (F₂), (Cl₂), (Br₂), (I₂) и являются типичными неметаллическими простыми веществами. Фтор и хлор являются газами, бром – жидкость, йод и астат – твердые вещества. Окислительная способность галогенов при переходе от фтора к астату уменьшается, галоген с меньшим порядковым номером всегда вытесняет галоген с большим порядковым номером из бескислородных солей: F₂ + 2KBr → 2KF + Br₂.

Хлор Сl₂. При обычных условиях ядовитый газ зеленовато-желтого цвета. В лабораторных условиях получают по реакциям:

В промышленности хлор получают электролизом раствора хлорида натрия: 2NaCl + 2H₂O → 2NaOH + Cl₂↑ + H₂↑

Химические свойства. Хлор реагирует со многими веществами:

с металлами: 2Fe + 3Cl₂ → 2FeCl₃
с неметаллами: 2Р + 5Сl₂ → 2PCl₅
с водородом: Н₂ + Сl₂ → 2HCl
с водой: Cl₂ + H₂O → HCl + HClO Смесь соляной и хлорноватистой кислот (HClO) кислот называют хлорной водой.
При взаимодействии хлора с щелочами на холоду образуются смеси хлоридов и гипохлоридов:

Сl₂ + 2KOH → KCl + KClO + H₂O

В горячем растворе щелочи протекает реакция:

Хлор реагирует со многими органическими веществами, например с предельными углеводородами: СН₄ + Cl₂ → CH₃Cl + HCl
C непредельными углеводородами: С₂Н₂ + 2Cl₂ → C₂H₂Cl₄

Хлор относится к продуктам основного органического синтеза и находит широкое применение в различных отраслях промышленности: для получения брома и иода, хлоридов и кислородсодержащих производных, для отбеливания бумаги, обеззараживания питьевой воды, получения хлороводорода. Хлороводород НСl– бесцветный газ с сильным запахом. Хорошо растворяется в воде, водные растворы называют хлороводородной кислотой, а дымяшие концентрированные растворы – соляной кислотой. Получают по реакциям: Н₂ + Сl₂ → 2HCl, NaCl + H₂SO₄ → NaHSO₄ + HCl (при обычной температуре). При нагревании

реакция протекает по второй стадии: 2NaCl + H₂SO₄ → Na₂SO₄ + 2HCl. Хлороводородная является сильной минеральной кислотой и обладает всеми свойствами кислот. Наиболее важными кислородсодержащими соединениями хлора являются: HClO – хлорноватистая кислота, ее соли – гипохлориты.

HClO₂ – хлористая кислота, соли – хлориты.

HClO₃ – хлорноватая кислота, соли – хлораты.

HClO₄ – хлорная кислота, соли – перхлораты.

Из солей кислородсодержащих кислот хлора наибольшее значение имеют бертолетова соль (хлорат калия, КClO₃) и хлорная известь – СаОСl₂.

Бертолетову соль используют для получения кислорода в лабораторных условиях, а хлорную известь как отбеливающее и дезинфицирующее средство.

Это был урок химии 16 — Галогены. Общая характеристика. Хлор. Получение свойства и применение хлора и его соединений.

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

Общая электронная конфигурация внешнего энергетического уровня — nS 2 nP 5 .

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.

Молекулы галогенов состоят из двух атомов.

С увеличением атомной массы окраска становится более темной, возрастают температуры плавления и кипения, а также плотность.

Фтор получают электролизом расплава гидрофторида калия KHF₂ (разлагается лишь HF):

Анод: 2F — — 2ē → F₂

В промышленности хлор в основном получают электролизом водного раствора хлорида натрия:

В лаборатории хлор получают действием различных окислителей на соляную кислоту:

Аналогично получают бром и иод, окисляя НВr, НI или их соли:

Химические свойства F₂

Все галогены проявляют высокую окислительную активность, которая уменьшается при переходе от фтора к йоду.

Фтор — самый активный из галогенов, реагирует со всеми металлами без исключения, многие из них в атмосфере фтора самовоспламеняются, выделяя большое количество теплоты:

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

При нагревании фтор окисляет все другие галогены (их степень окисления +1):

При облучении фтор реагирует даже с инертными (благородными) газами:

Взаимодействие фтора со сложными веществами также протекает очень энергично:

Химические свойства Сl₂

Свободный хлор реагирует со всеми простыми веществами, за исключением кислорода, азота и благородных газов:

Реакция замещения и присоединения с углеводородами:

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

Обратимо реагирует с водой:

Сl₂ + Н₂О↔ НСl + НСlO (хлорная вода)

Сl₂ + 2NаОН → NаСl + NаСlO + Н₂О (на холоде),

ЗСl₂ + 6КОН → 5КСl + КClO₃ + ЗН₂О (при нагревании).

Химические свойства Br₂

По химической активности бром занимает промежуточное положение между хлором и иодом. Взаимодействует со многими простыми веществами:

При растворении в растворах щелочей на холоду происходит образование бромида и гипобромита

2NaOH + Br₂ =NaBr + NaBrO + H₂O

При повышенных температурах (около 100°С) — бромида и бромата:

При реакции брома с растворами иодидов выделяется свободный иод:
Br₂+ 2KI = I₂+ 2KBr.

С органическими веществами, имеющими двойную или тройную связь. Обесцвечивание бромной воды – качественная реакция на непредельное соединение:
C₂H₄ + Br₂ = C₂H₄Br₂.

Химические свойства I₂

Йод существенно отличается по химической активности от остальных галогенов. Он не реагирует с большинством неметаллов, а с металлами медленно реагирует только при нагревании.

Взаимодействие же йода с водородом происходит только при сильном нагревании, реакция является эндотермической и сильно обратимой:

Но йод способен растворяться в растворах иодидов с образованием комплексных анионов:

Образующийся раствор называется раствором Люголя.

Сероводород H₂S, тиосульфат натрия Na₂S₂O₃ и другие восстановители восстанавливают его до I — :

Хлор и другие сильные окислители в водных растворах переводят его в IO₃ — :

Адсорбируясь на крахмале, йод окрашивает его в темно-синий цвет- качественная реакция на йод.

Таким образом, химическая активность галогенов последовательно уменьшается от фтора к йоду. Каждый галоген в ряду F — I может вытеснять последующий из его соединений с водородом или металлами, т.е. каждый галоген в виде простого вещества способен окислять галогенид-ион любого из последующих галогенов.

Химия
Химия-9

9 класс

Химические свойства галогенов

Со фтором реакции идут очень бурно, с йодом – только при нагревании, часто требуется вода как катализатор.

В ходе реакции с бромом Вг₂ может образоваться как FeBr₃, так и FeBr₂:

В реакции с йодом I₂ при температуре 500 °С образуется Fel₂:

Фтор, хлор и бром окисляют железо глубже (до Fe 3+ ), чем йод.

Реакция серы с хлором приводит к образованию либо SCl₂, либо S₂Cl₂:

Обратите внимание: здесь встретилась сравнительно редкая для серы степень окисления +2.

Фтор реагирует с графитом при температуре выше 900 °С:

Остальные галогены не реагируют с простыми веществами, образованными углеродом (алмазом, графитом).

Хлор, бром и йод реагируют со щелочами, в ходе реакции хлор является и окислителем, и восстановителем:

Признаком данной реакции в растворе является изменение окраски с бесцветной на жёлтую.

Вернуться к Списку конспектов по химии
Найти конспект в Кодификаторе ОГЭ по химии

Читайте также: