Напишите формулы водородных соединений галогенов как изменяются

Популярное на сайте:

Как быстро выучить стихотворение наизусть? Запоминание стихов является стандартным заданием во многих школах. 

Как научится читать по диагонали? Скорость чтения зависит от скорости восприятия каждого отдельного слова в тексте. 

Как быстро и эффективно исправить почерк?  Люди часто предполагают, что каллиграфия и почерк являются синонимами, но это не так.

Как научится говорить грамотно и правильно? Общение на хорошем, уверенном и естественном русском языке является достижимой целью. 

1.Название халькогены происходит от греческих χαλχος –медь и γεννάω — рождаю (образующие руды). Водородные соединения халькогенов, они также называются халькогеноводородами (хальководородами), отвечают формуле Н2R: Н2О, Н2S, Н2Se, Н2Те, Н2Ро. Их устойчивость уменьшается от О к Ро. При растворении соединений в воде образуются кислоты (формулы те же), кислотность которых увеличивается в том же порядке, что объясняется уменьшением энергии связи в ряду соединений Н2R. Вода Н2О, диссоциирующая на ионы Н+ и ОН-, является амфотерным электролитом и считается нейтральной. Халькогеноводороды проявляют соответственно большие и меньшие кислотные свойства, чем водородные соединения элементов VА группы и галогеноводороды.

2.1)S+O2===>SO2(280гр.С)-сернистый газ или оксид серы 4

S+Zn==>ZnS-сульфид цинка

2)Se+O2===>SeO2-оксид селена 4

Se+Zn==>ZnSe-селенид цинка

3)Te+O2===>TeO2-оксид теллура 4

Te+Zn===>TeZn-теллурид цинка

Оцени ответ

1. Положение галогенов в периодической системе химических элементов
2. Электронное строение галогенов
3. Физические свойства и нахождение в природе
4. Соединения галогенов
5. Способы получения галогенов
6. Химические свойства
6.1. Взаимодействие с простыми веществами
6.1.1. Взаимодействие с кислородом
6.1.2. Взаимодействие с серой
6.1.3. Взаимодействие с серой и фосфором 
6.1.4. Взаимодействие с металлами
6.1.5. Взаимодействие с водородом
6.1.6. Взаимодействие с галогенами
6.2. Взаимодействие со сложными веществами
6.2.1. Взаимодействие с водой
6.2.2. Взаимодействие с щелочами
6.2.3. Взаимодействие с солями и галогеноводородами
6.2.4. Взаимодействие с восстановителями

Галогеноводороды
1. Строение молекулы и физические свойства 
2. Способы получения
3. Химические свойства
3.1. Кислотные свойства
3.2. Диссоциация
3.3. Взаимодействие с солями
3.4. Восстановительные свойства
3.5. Взаимодействие с оксидом кремния (IV)

Соли-галогениды
Способы получения галогенидов
Химические свойства галогенидов

Кислородсодержащие кислоты галогенов
 1. Хлорноватистая кислота и ее соли 
 2. Хлористая кислота и ее соли 
 3. Хлорноватая кислота и ее соли 
 4. Хлорная кислота и ее соли 

Галогены

Положение в периодической системе химических элементов

Галогены расположены в главной подгруппе VII группы  (или в 17 группе в современной форме ПСХЭ) периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.

Электронное строение галогенов

Электронная конфигурация  галогенов в основном состоянии соответствует формуле ns²np⁵.

Например, электронная конфигурация фтора:

Электронная концигурация хлора:

Атомы галогенов содержат на внешнем энергетическом уровне 1 неспаренный электрон и три неподеленные электронные пары в основном энергетическом состоянии. Следовательно, в основном состоянии атомы галогенов могут образовывать 1 связи по обменному механизму.

При этом у фтора возбужденного состояния нет, т.е. максимальная валентность фтора в соединения равна I.

Однако, в отличие от фтора, за счет вакантной d-орбитали атомы хлора, брома и йода могут переходить в возбужденное энергетическое состояние. 

Таким образом, максимальная валентность галогенов (кроме фтора) в соединениях равна VII. Также для галогенов характерны валентности I, III, V.

Степени окисления атома галогенов – от -1 до +7. Характерные степени окисления -1, 0, +1, +3, +5, +7. Для фтора характерная степень окисления -1 и валентность I.

Физические свойства и закономерности изменения свойств

Галогены образуют двухатомные молекулы состава Hal₂. В твёрдом состоянии имеют молекулярную кристаллическую решетку. Плохо растворимы в воде, все имеют запах, летучи.

Галоген	F	Cl	Br	I
Электронная формула	… 2s22p5	… 3s23p5	… 4s24p5	… 5s25p5
Электроотрицательность	4,0	3,0	2,8	2,5
Степени окисления	-1	-1, +1, +3, +5, +7	-1, +1, +3, +5, +7	-1, +1, +3, +5, +7
Агрегатное состояние	Газ	Газ	Жидкость	Твердые кристаллы
Цвет	Светло-желтый	Жёлто-зелёный	Буровато-коричневый	Тёмно-серый с металлическим блеском
Запах	Резкий	Резкий, удушливый	Резкий, зловонный	Резкий
T плавления	–220оС	–101оС	–7оС	113,5оС
Т кипения	–188оС	–34оС	58оС	185оС

Внешний вид галогенов:

 Фтор            

Хлор              

Бром              

Йод                 

В природе галогены встречаются в виде соединений, в основном, в виде галогенидов.

Соединения галогенов

Типичные соединения хлора:

Степень окисления	Типичные соединения
+7	Хлорная кислота  HClO4 Перхлораты MeClO4
+5	Хлорноватая кислота HClO3 Хлораты MeClO3
+3	Хлористая кислота HClO2
+1	Хлорноватистая кислота HClO Гипохлориты MeClO
–1	Хлороводород HCl, Хлориды MeCl

Бром и йод образуют подобные соединения.

Способы получения галогенов

1. Получение хлора.

В промышленности хлор получают электролизом расплава или раствора хлорида натрия.

Электролиз расплава хлорида натрия.

В расплаве  хлорид натрия диссоциирует на ионы:

NaCl   →  Na⁺    +    Cl⁻

На катоде восстанавливаются ионы натрия:

K(–):     Na⁺  +1e  →  Na⁰      

На аноде окисляются ионы хлора:

A(+):     2Cl⁻     ̶ 2e   →  Cl₂⁰

Ионное уравнение электролиза расплава хлорида натрия:

2Na⁺    +    2Cl⁻    →     2Na º    +   Cl₂º

Суммарное уравнение электролиза  расплава хлорида натрия:

2NaCl   →  2Na    +   Cl₂

Электролиз раствора хлорида натрия.

В растворе хлорид натрия диссоциирует на ионы:

NaCl   →  Na⁺    +    Cl⁻

На катоде восстанавливаются молекулы воды:

K(–):      2H₂O   +    2e    →    H₂°    +   2OH⁻      

На аноде окисляются ионы хлора:

A(+):     2Cl⁻     ̶ 2e   →  Cl₂⁰

Ионное уравнение электролиза раствора хлорида натрия:

2H₂O   +    2Cl⁻   →  H₂°↑    +   2OH⁻   +   Cl₂°↑

Суммарное уравнение электролиза  раствора хлорида натрия:

2NaCl    +    2H₂O   →     H₂↑   +   2NaOH    +   Cl₂↑

В лаборатории хлор получают взаимодействием концентрированной соляной кислоты с сильными окислителями.

Например, взаимодействием соляной кислоты с оксидом марганца (IV)

MnO₂    +    4HCl     →   MnCl₂    +    Cl₂↑    +   2H₂O

Или перманганатом калия:

2KMnO₄    +    16HCl     →   2MnCl₂    +   2KCl     +     5Cl₂↑    +   8H₂O

Бертолетова соль также окисляет соляную кислоту:

KClO₃    +    6HCl     →     KCl     +     3Cl₂↑    +   3H₂O

Бихромат калия окисляет соляную кислоту:

K₂Cr₂O₇    +    14HCl     →   2CrCl₃    +   2KCl     +     3Cl₂↑    +   7H₂O

2. Получение фтора.

Фтор получают электролизом расплава гидрофторида калия.

2KHF₂  →  2K + H₂ + 2F₂

3. Получение  брома. 

Бром можно получить окислением ионов Br^– сильными окислителями.

Например, бромоводород окисляется хлором:

2HBr +  Cl₂   →   Br₂   +  2HCl

Соединения марганца также окисляют бромид-ионы.

Например, оксид марганца (IV):

MnO₂   +   4HBr   →   MnBr₂   +   Br₂ + 2H₂O

4. Получение йода.

Йод получают окислением ионов I^– сильными окислителями.

Например, хлор окисляет йодид калия:

2KI +  Cl₂   →   I₂   +  2KCl

Соединения марганца также окисляют йодид-ионы.

Например, оксид марганца (IV) в кислой среде окисляет йодид калия:

2KI + MnO₂ + 2H₂SO₄   →   I₂ + K₂SO₄ + MnSO₄ + 2H₂O

Химические свойства галогенов

Химическая активность галогенов увеличивается снизу вверх – от астата к фтору.

1. Галогены проявляют свойства окислителей. Галогены реагируют с металлами и неметаллами.

1.1. Галогены не горят на воздухе. Фтор окисляет кислород с образованием фторида кислорода:

2F₂  +  O₂  →  2OF₂

1.2. При взаимодействии галогенов с серой образуются галогениды серы:

S   +   Cl₂  →  SCl₂   (S₂Cl₂)

S   +  3F₂  →   SF₆

1.3. При взаимодействии фосфора и углерода с галогенами образуются галогениды фосфора и углерода:

2P    +   5Cl₂   →  2PCl₅

2P    +   3Cl₂   →  2PCl₃

2F₂  +   C   →   CF₄

1.4. При взаимодействии с металлами галогены проявляют свойства окислителей, образуя галогениды.  

Например, железо реагирует с галогенами с образованием галогенидов. При этом фтор, хлор и бром образуются галогениды железа (III), а c йодом — соединение железа (II):

3Cl₂   +   2Fe   →  2FeCl₃

I₂   +   Fe   →  FeI₂

Аналогичная ситуация с медью: фтор, хлор и бром окисляют медь до галогенидов меди (II),а йод до йодида меди (I):

Cl₂   +   Cu   →  2CuCl₂

I₂   +   2Cu   →  2CuI

Активные металлы бурно реагируют с галогенами, особенно с фтором и хлором (горят в атмосфере фтора или хлора).

Еще пример: алюминий взаимодействует с хлором с образованием хлорида алюминия:

3Cl₂   +  2Al   →  2AlCl₃

1.5. Водород горит в атмосфере фтора:

F₂  +  H₂  →  2HF

С хлором водород реагирует только при нагревании или освещении. При этом реакция протекает со взрывом:

Cl₂  +  H₂  →  2HCl

Бром также реагирует с водородом с образованием бромоводорода:

Br₂  +  H₂  →  2HBr

Взаимодействие йода с водородом происходит только при сильном нагревании, реакция  протекает обратимо, с поглощением теплоты (эндотермическая):

I₂  +  H₂  ↔   2HI

1.6. Галогены реагируют с галогенами. Более активные галогены окисляют менее активные.

Например, фтор окисляет хлор, бром и йод:

Cl₂  +  F₂  →  2ClF

2. Со сложными веществами галогены реагируют, также проявляя преимущественно окислительные свойства. Галогены охотно диспропорционируют при растворении в воде или в щелочах.

2.1. При растворении в воде хлор и бром частично диспропорционируют, повышая и понижая степень окисления. Фтор окисляет воду.

Например, хлор при растворении в холодной  воде диспропорционирует до ближайших стабильных степеней окисления (+1 и -1), образует  при этом соляную кислоту и хлорноватистую кислоту (хлорная вода):

Cl₂    +   H₂O   ↔  HCl   +  HClO  

При растворении в горячей воде хлор диспропорционирует до  степеней окисления -1 и +5, образуя соляную кислоту и хлороватую кислоту:

Cl₂    +   6H₂O   ↔  5HCl   +  HClO₃  

Фтор реагирует с водой со взрывом:

2F₂   +   2H₂O   →    4HF   +   O₂

2.2. При растворении в щелочах хлор, бром и йод диспропорционируют с образованием различных солей. Фтор окисляет щелочи.

Например, хлор реагирует с холодным раствором гидроксидом натрия:

Сl₂    +   2NaOH _(хол.)  →  NaCl   +   NaClO   +   H₂O

При взаимодействии с горячим раствором гидроксида натрия образуются хлорид и хлорат:

3Cl₂   +   6NaOH _(гор.)  →  5NaCl   +   NaClO₃   +    3H₂O

Еще пример: хлор растворяется в холодном растворе гидроксида кальция:

2Сl₂    +   2Са(OH)_2(хол.)  →  СaCl₂   +   Сa(ClO)₂   +   2H₂O

2.3. Более активные галогены вытесняют менее активные галогены из солей и галогеноводородов.

Например, хлор вытесняет йод  и бром из раствора йодида калия и бромида калия соответственно:

Cl₂    +   2NaI   →   2NaCl   +   I₂

Cl₂    +   2NaBr   →  2NaCl   +   Br₂

Еще одно свойство: более активные галогены окисляют менее активные.

Например, фтор окисляет хлор с образованием фторида хлора (I):

Cl₂   +   F₂    →   2Cl⁺F^–

В свою очередь, хлор окисляет йод. При этом в растворе образуется соляная кислота и йодная кислота:

Cl₂   +   I₂   +  H₂O   →   HCl   +   HIO₃

2.4. Галогены проявляют окислительные свойства, взаимодействуют с восстановителями.

Например, хлор окисляет сероводород:

Cl₂    +    H₂S   →    S    +   2HCl

Хлор также окисляет сульфиты:

Cl₂     +     H₂O     +     Na₂SO₃    →   2HCl   +   Na₂SO₄

Также галогены окисляют пероксиды:

Cl₂   +   H₂O₂   →  2HCl   +   O₂

Или, при нагревании или на свету, воду:

2Cl₂    +   2H₂O   →  4HCl   +  O₂   (на свету или кип.)

Галогеноводороды

Строение молекулы и физические свойства

Галогеноводороды HHal – это бинарные соединения водорода с галогенами, которые относятся к летучим водородным соединениям. Галогеноводороды – бесцветные ядовитый газы, с резким запахом, хорошо растворимые в воде.

В ряду HCl – HBr – HI увеличивается длина связи и ковалентности связи уменьшается полярность связи H – Hal.

Растворы галогеноводородов в воде (за исключением фтороводорода) – сильные кислоты. Водный раствор фтороводорода – слабая кислота. 

Способы получения галогеноводородов

В лаборатории галогеноводороды получают действием нелетучих кислот на хлориды металлов.

Например, действием концентрированной серной кислоты на хлорид натрия:

H₂SO_4(конц.)     +    NaCl_{(тверд.)}    →   NaHSO₄    +   HCl↑

Галогеноводороды получают также прямым взаимодействием простых веществ:

Cl₂   +   H₂    →    2HCl

Химические свойства галогеноводородов

1. В водном растворе галогеноводороды проявляют кислотные свойства. Взаимодействуют с основаниями, основными оксидами, амфотерными гидроксидами, амфотерными оксидами. Кислотные свойства в ряду HF – HCl – HBr – HI возрастают.

Например, хлороводород реагирует с оксидом кальция, оксидом алюминия, гидроксидом натрия, гидроксидом меди (II), гидроксидом цинка (II), аммиаком:

2HCl    +    CaO    →   CaCl₂    +   H₂O

 6HCl     +     Al₂O₃     →   2AlCl₃    +    3H₂O

HCl    +    NaOH   →    NaCl   +  H₂O

2HCl     +     Cu(OH)₂    →     CuCl₂    +   2H₂O

2HCl     +     Zn(OH)₂    →     ZnCl₂    +   2H₂O

HCl     +     NH₃    →     NH₄Cl

Как типичные минеральные кислоты, водные растворы галогеноводородов реагируют с металлами, расположенными в ряду активности металлов до водорода. При этом образуются соль металла и водород.

Например, соляная кислота растворяет железо. При этом образуется водород и хлорид железа (II):

Fe    +   2HCl      →     FeCl₂   + H₂

2. В водном растворе галогеноводороды диссоциируют, образуя кислоты. Водный раствор фтороводорода (плавиковая кислота) – слабая кислота:

HF    ↔   H⁺    +    F^–

Водные растворы хлороводорода (соляная кислота), бромоводорода и йодоводорода – сильные кислоты, в разбавленном растворе диссоциируют практически полностью:

HCl    ↔   H⁺    +    Cl^–

3. Водные растворы галогеноводородов взаимодействуют с солями более слабых кислот и с некоторыми растворимыми солями (если образуется газ, осадок, вода или слабый электролит).

Например, соляная кислота реагирует с карбонатом кальция:

2HCl     +     CaCO₃    →     CaCl₂    +   2H₂O   +  CO₂

Качественная реакция на галогенид-ионы – взаимодействие с растворимыми солями серебра.

При взаимодействии соляной кислоты с нитратом серебра (I) образуется белый осадок хлорида серебра:

HCl   +    AgNO₃    =    AgCl↓    +    HNO₃ 

Осадок бромида серебра – бледно-желтого цвета:

HBr    +   AgNO₃    =    AgBr↓   +    HNO₃

Осадок иодида серебра – желтого цвета:

HI    +    AgNO₃    =    AgI↓   +    HNO₃

Фторид серебра – растворимая соль, поэтому реакция плавиковой кислоты и ее солей с нитратом серебра не является качественной.

Видеоопыты качественных реакций на хлорид-, бромид- и йодид-ионы (взаимодействие с нитратом серебра) можно посмотреть здесь.

4. Восстановительные свойства галогеноводородов усиливаются в ряду HF – HCl – HBr – HI.

Галогеноводороды реагируют с галогенами. При этом более активные галогены вытесняют менее активные.

Например, бром вытесняет йод из йодоводорода:

Br₂   +   2HI   →  I₂   +   2HBr

А вот хлор не может вытеснить фтор из фтороводорода.

Фтороводород практически невозможно окислить.

Концентрированная соляная кислота окисляется соединениями марганца с валетностью выше II или соединениями хрома (VI).

Например: концентрированная соляная кислота окисляется оксидом марганца (IV):

4HCl    +    MnO₂    →   MnCl₂   +    Cl₂   +   2H₂O

Бромоводород – сильный восстановитель и окисляется соединениями марганца, хрома (VI),  концентрированной серной кислотой и другими сильными окислителями:

Например, бромоводород окисляется концентрированной серной кислотой:

2HBr   +   H₂SO_4(конц.)  →   Br₂    +   SO₂   +  2H₂O

Бромоводород реагирует с бихроматом калия с образованием молекулярного брома:

14HBr      +    K₂Cr₂O₇   →    2KBr  +    2CrBr₃    +    3Br₂    +    7H₂O

Или с оксидом марганца (IV):

 4HBr    +  MnO₂   →   MnBr₂   +   Br₂   +   2H₂O

Пероксид водорода также окисляет бромоводород до молекулярного брома:

2HBr   +   H₂O₂   →   Br₂   +   2H₂O

Йодоводород – еще более сильный восстановитель, и окисляется другими неметаллами и даже такими окислителями, как соединения железа (III) и соединения меди (II).

Например, йодоводород реагирует с хлоридом железа (III) с образованием молекулярного йода:

2HI    +   2FeCl₃  →   I₂   +   2FeCl₂   +  2HCl

или с сульфатом железа (III):

2HI    +   Fe₂(SO₄)₃    →   2FeSO₄   +   I₂   +   H₂SO₄

Йодоводород легко окисляется соединениями азота, например, оксидом азота (IV):

2HI   +  NO₂  →   I₂   +   NO   +    H₂O

или молекулярной серой при нагревании:

2HI    +   S     →   I₂     +    H₂S

5. Плавиковая кислота реагирует с оксидом кремния (IV) (растворяет стекло):

SiO₂   +   4HF   →   SiF₄  +  2H₂O

SiO₂   +   6HF_(изб)  →  H₂[SiF₆]  +   H₂O

Галогениды металлов

Галогениды – это бинарные соединения галогенов и металлов или некоторых неметаллов, соли галогеноводородов.

Способы получения галогенидов

1. Галогениды металлов получают при взаимодействии галогенов с металлами. При этом галогены проявляют свойства окислителя.

Например, хлор взаимодействует с магнием и кальцием:

Cl₂    +   Mg   →   MgCl₂

Cl₂   +   Ca   →   CaCl₂

При взаимодействии железа с хлором образуется хлорид железа (III):

3Cl₂   +   2Fe   →  2FeCl₃

2. Галогениды металлов можно получить при взаимодействии металлов с галогеноводородами.

Например, соляная кислота реагирует с железом с образованием хлорида железа (II):

Fe  +  2HCl   →   FeCl₂   +  H₂

3. Галогениды металлов можно получить при взаимодействии основных  и амфотерных оксидов с галогеноводородами.

Например, при взаимодействии оксида кальция и соляной кислоты:

2HCl    +    CaO   →  CaCl₂    +   H₂O

Еще пример: взаимодействие оксида алюминия с соляной кислотой:

6HCl     +     Al₂O₃    →    2AlCl₃    +    3H₂O

4. Галогениды металлов можно получить при взаимодействии оснований  и амфотерных гидроксидов с галогеноводородами.

Например, при взаимодействии гидроксида натрия и соляной кислоты:

HCl    +    NaOH   →    NaCl   +  H₂O

Или при взаимодействии гидроксида меди (II) с соляной кислотой:

2HCl     +     Cu(OH)₂    →     CuCl₂    +   2H₂O

Гидроксид цинка (II) также взаимодействует с соляной кислотой:

2HCl     +     Zn(OH)₂    →     ZnCl₂    +   2H₂O

5. Некоторые соли взаимодействуют с галогеноводородами с образованием галогенидов металлов.

Например, гидрокарбонат натрия реагирует с бромоводородом с образованием бромида натрия:

HBr     +   NaHCO₃    →   NaBr    +    CO₂↑    +   H₂O 

Взаимодействие с нитратом серебра –  качественная реакция на соляную кислоту, бромодоводород и йодоводород:

HCl   +    AgNO₃   →    AgCl↓    +    HNO₃

HBr   +    AgNO₃   →    AgBr↓    +    HNO₃

HI   +    AgNO₃   →    AgI↓    +    HNO₃

Химические свойства галогенидов

1. Растворимые галогениды вступают в обменные реакции с растворимыми солями, кислотами и основаниями, если образуется осадок, газ или вода.

Например, бромиды, йодиды и хлориды реагируют с нитратом серебра с образованием желтого, желтого и белого осадков соответственно.

NaCl   +  AgNO₃   →    AgCl↓    +  NaNO₃ 

Фторид серебра – растворимая соль, поэтому реакция фторидов с нитратом серебра не является качественной.

Видеоопыты качественных реакций на хлорид-, бромид- и йодид-ионы (взаимодействие с нитратом серебра) можно посмотреть здесь.

2. Галогениды тяжелых металлов реагируют с более активными металлами. При этом более активные металлы вытесняют менее активные.

Например, магний вытесняет медь из расплава хлорида меди (II):

Mg  +  CuCl₂   →  MgCl₂  +  Cu

Обратите внимание! В растворе более активные металлы вытесняют менее активные только если более активные металлы не взаимодействуют с водой (металлы, расположенные в ряду активности до магния). Если добавляемый металл слишком активен, то он провзаимодействует с водой, а не с солью.

Например, натрий не вытесняет цинк из раствора хлорида цинка. Т.к. натрий реагирует с водой, а реакция с хлоридом цинка не идет.

Na  +  ZnCl_{2(раствор)}  ≠  

3. Галогениды подвергаются электролизу в растворе или расплаве. При этом на аноде образуются галогены.

Например, при электролизе расплава бромида калия на катоде образуется клий, а на аноде – бром:

2KBr   →    2K    +   Br₂

При электролизе раствора бромида калия на катоде выдялется водород, а на аноде также образуется бром:

2KBr    +    2H₂O    →    H₂↑   +   2KOH    +   Br₂↑        

4. Галогениды металлов проявляют восстановительные свойства. Хлориды окисляются только сильными окислителями, а вот йодиды уже являются очень сильными восстановителями. В целом, восстановительные свойства галогенидов аналогичны свойствам галогеноводородов.

Например, бромид калия окисляется концентрированной серной кислотой:

2KBr   +    2H₂SO_{4 (конц.)}    →    4K₂SO₄    +   4Br₂   +   SO₂   +    2H₂O

Еще пример: йодид  калия окисляется соединениями меди (II) и соединениями железа (III):

4KI   +   2CuCl₂   →   2CuI↓   +    I₂↓   +    4KCl

2KI    +    2FeCl₃    →   I₂↓    +   2FeI₂    +    2KCl

Еще несколько примеров восстановительных свойств галогенидов:

8KI   +    5H₂SO_{4 (конц.)}  →    4K₂SO₄    +   4I₂   +   H₂S  +    4H₂O          или

8KI    +   9H₂SO_{4  (конц.)}  →    4I₂↓ +    H₂S↑     +    8KHSO₄     +    4H₂O

KI    +   3H₂O   +  3Cl₂  →   HIO₃   +  KCl   +   5HCl

10KI   +  8H₂SO₄   +  2KMnO₄  →  5I₂   +   2MnSO₄   +   6K₂SO₄   +   8H₂O

6KI    +  7H₂SO₄   +  K₂Cr₂O₇   →  Cr₂(SO₄)₃    +   3I₂    +   4K₂SO₄    +   7H₂O

2KI    +   H₂SO₄   +   H₂O₂   →   I₂    +   K₂SO₄    +   2H₂O

2KI    +   Fe₂(SO₄)₃    →  I₂   +    2FeSO₄   +  K₂SO₄

2KI    +   2CuSO₄   +   K₂SO₃   +    H₂O   →   2CuI   +   2K₂SO₄   +   H₂SO₄

Более активные галогены вытесняют менее активные из солей.

При этом галогениды металлов не горят в кислороде.

5. Нерастворимые галогениды металлов растворяются под действием избытка аммиака.

Например, хлорид серебра (I) растворяется под действием избытка раствора аммиака:

AgCl    +    NH₃    →  [Ag(NH₃)₂]Cl

6. Нерастворимые галогениды под действием света разлагаются на галоген и металл.

Например, хлорид серебра разлагается под действием ультрафиолета:

2AgCl  →  2Ag    +   Cl₂

Кислородсодержащие кислоты галогенов

Рассмотрим кислородсодержащие кислоты галогенов на примере хлора:

Степень окисления галогена	+1	+3	+5	+7
Формула	HClO	HClO2	HClO3	HClO4
Название кислоты	Хлорноватистая	Хлористая	Хлорноватая	Хлорная
Устойчивость и сила	Существует только в растворах,  слабая кислота	Существует только в растворах,  слабая кислота	Существует только в растворах,  сильная кислота	Сильная кислота
Название соответствующей соли	Гипохлориты	Хлориты	Хлораты	Перхлораты

 Хлорноватистая кислота и ее соли

Хлорноватистая кислота HClO устойчива только в  разбавленном водном растворе.

Cпособ получения хлорноватистой кислоты:

1. Диспропорционирование хлора в холодной воде:

Cl₂    +   H₂O   ↔  HCl   +  HClO  

Химические свойства хлорноватистой кислоты:

Хлорноватистая кислота HClO – это слабая кислота, но сильный окислитель.

1. Под действием ультрафиолета (на свету) хлорноватистая кислота разлагается:

2HClO  →  2HCl   +   O₂

2. Как кислота, хлорноватистая кислота реагирует с сильными основаниями.

Например, с гидроксидом калия:

HClO   +   KOH    →    KClO   +   H₂O

3. Ярко выражены окислительные свойства хлорноватистой кислоты за счет атома хлора в степени окисления +1. При взаимодействии с восстановителями хлор, как правило, восстанавливается до степени окисления -1.

Например, хлорноватистая кислота окисляет йодоводород:

HClO   +  2HI   →  HCl   +   I₂   +  H₂O

Хлорноватистая кислота также окисляет, например, пероксид водорода:

HClO   +  H₂O₂   →  HCl   +   H₂O   +   O₂

4. Хлорноватистая кислота диспропорционирует:

3HClO    →   2HCl   +    НСlO₃

Химические свойства солей хлорноватистой кислоты (гипохлоритов):

1. Более сильные кислоты вытесняют гипохлориты из солей.

Например, соляная кислота реагирует с гипохлоритом натрия:

NaClO   +   2HCl   →  NaCl  +  Cl₂   +  H₂O

Серная кислота реагирует с гипохлоритом кальция при нагревании или под действием излучения:

Ca(ClO)₂    +   H₂SO₄  →   CaSO₄   +   2HCl   +   O₂

Даже угольная кислота вытесняет гипохлориты:

Ca(ClO)₂    +   CO₂   +   H₂O   →  CaCO₃   +   2HClO

2. Гипохлориты вступают в обменные реакции с другими солями, если образуется слабый электролит.

Например, гипохлорит кальция реагирует с растворимыми карбонатами:

Ca(ClO)₂    +   Na₂CO₃    →   CaCO₃   +   2NaClO

3. При нагревании гипохлориты разлагаются:

Ca(ClO)₂     →    CaCl₂   +   O₂

Хлористая кислота и ее соли

Хлористая кислота HClO₂  –  существует только в водных растворах.

Способы получения:

Хлористую кислоту можно получить окислением оксида хлора пероксидом водорода:

2ClO₂     +   H₂O₂   →   2HClO₂   +   O₂

Химические свойства хлористой кислоты:

1. Хлористая кислота является также слабой. Реагирует с щелочами с образованием хлоритов:

HClO₂   +   KOH   →   KClO₂   +   H₂O

2. При длительном хранении разлагается:

4HClO₂   →   HCl   +   HClO₃   +   2ClO₂   +   H₂O

Хлорноватая кислота и ее соли

Хлорноватая кислота HClO₃  –  также существует только в водных растворах.

Способы получения:

Хлорноватую кислоту можно получить из солей хлорноватой кислоты – хлоратов.

Например, из хлората бария под действием серной кислоты:

Ba(ClO₃)₂   +   H₂SO₄   →   2HClO₃    +    BaSO₄

Химические свойства хлорноватой кислоты:

1. Хлорноватая кислота –  сильная кислота. Реагирует с щелочами с образованием хлоратов:

HClO₃   +   KOH     →   KClO₃   +   H₂O

2. Хлорноватая кислота –  сильный окислитель. 

Например, хлорноватая кислота окисляет фосфор:

6P   +   5HClO₃    →   3P₂O₅   +   5HCl

Химические свойства солей хлорноватой кислоты – хлоратов:

1. Хлораты – сильные окислители.

Например, хлорат калия (бертолетова соль) при нагревании разлагается. При этом без катализатора хлорат диспропорционирует:

4KClO₃   →    3KClO₄   +   KCl

В присутствии катализатора (оксид марганца (IV)) хлорат калия разлагается, окисляя кислород:

2KClO₃    →   2KCl   +   3O₂↑

Еще пример: хлорат калия окисляет серу и фосфор:

2KClO₃   +  3S    →  2KCl   +  3SO₂

 5KClO₃   +  6P    →   5KCl   +   3P₂O₅

Хлорная кислота и ее соли

Хлорная кислота HClO₄  –  это бесцветная жидкость, хорошо растворимая в воде.

Способы получения:

Хлорную кислоту можно получить из солей хлорной кислоты – перхлоратов.

Например, из перхлората натрия под действием серной кислоты:

2NaClO₄   +   H₂SO₄   →   2HClO₄    +    Na₂SO₄

Химические свойства хлорной кислоты:

1. Хлорная кислота –  сильная кислота. Реагирует с щелочами с образованием перхлоратов:

HClO₄   +   KOH     →   KClO₄   +   H₂O

2. Хлорная кислота –  сильный окислитель. 

Например, хлорная кислота окисляет углерод:

8HClO₄   +   14C   →   14CO₂   +   4Cl₂   +   4H₂O

3. При нагревании хлорная кислота разлагается:

4HClO₄   →   4ClO₂   +   3O₂   +   2H₂O

Химические свойства солей хлорной кислоты – перхлоратов:

1. Перхлораты – сильные окислители.

Например, перхлорат калия при нагревании разлагается. При этом хлор окисляет кислород:

KClO₄    →   KCl   +   2O₂↑

Еще пример: перхлорат калия окисляет алюминий:

3KClO₄   +   8Al   →  3KCl   +   4Al₂O₃

Галогеноводороды хлора, брома, йода при
обычных условиях — газы. Хорошо
растворимы в воде, при растворении
протекают следующие процессы:

НГ (г) + H₂O
(ж) → H₃O⁺(р)
+ Г⁻ (р)

Галогены в галогеноводородах
имеют степень
окисления −1. Могут
выступать в качестве восстановителей,
причём восстановительная способность
в ряду HCl — HBr — HI увеличивается:

HF + H₂SO₄ ≠
реакция не идёт

HCl + H₂SO₄ ≠
реакция не идёт

2HBr + H₂SO₄ =
Br₂ +
SO₂ +
2H₂O

8HI + H₂SO₄ =
4I₂ +
H₂S
+ 4H₂O

Йодоводород является
сильным восстановителем и используется
как восстановитель во многих органических
синтезах. При стоянии, раствор HI вследствие
постепенного окисления HI кислородом
воздуха и выделения йода, принимает
бурую окраску:

4HI + O₂ →
2H₂O
+ 2I₂

Растворы галогенов —
сильные кислоты,
в которых ион H⁺ выступает
в качестве окислителя. Галогеноводородные
кислоты реагируют с металлами, потенциал
которых < 0, но так как ионы I⁻(в
меньшей степени Br⁻)
хорошие комплекообразователи, HI
может реагировать даже с серебром
(+0,8).

2Ag + 4HI = 2H[AgI₂]
+ H₂

4. Хлорная вода. Получение, свойства,
применение.

Получение:

Химические свойства:

Применение: Используется
для обеззараживания воды
в бассейнах способом хлорирования,
очень слабый раствор хлора в питьевой
воде обеспечивает ее обеззараживания
без нанесения большого ущерба здоровью.

5. Хлорная известь. Получение, свойства,
применение.

Получение:

Получают взаимодействием хлора с гашеной
известью (гидроксидом кальция).

Химические свойства:

На воздухе хлорная известь медленно
разлагается по схеме:

.

, термическое
разложение

Применение: Широко
используется для отбеливания и дезинфекции.

6. Кислородсодержащие кислоты галогенов.
Изменение их силы и окислительной
способности. Соли кислородсодержащих
кислот. Применение.

7. Общая характеристика подгруппы
кислорода.

Подгруппа кислорода, или халькогенов
– 6-я группа периодической системы Д.И.
Менделлева, включающая следующие
элементы:

      

1) кислород – О;

      2) сера
– S;

      3) селен –
Se;

      4) теллур –
Te;

      5) полоний –
Po (радиоактивный элемент).

      Номер
группы указывает на максимальную
валентность элементов, стоящих в этой
группе. Общая электронная формула
халькогенов: ns2np4– на внешнем
валентном уровне у всех элементов
имеется 6 электронов, которые редко
отдают и чаще принимают 2 недостающих
до завершения уровня электрона. Наличие
одинакового валентного уровня
обуславливает химическое сходство
халькогенов. Характерные степени
окисления: -1; -2; 0; +1; +2; +4; +6. Сверху вниз,
с нарастанием внешнего энергетического
уровня закономерно изменяются физические
и химические свойства халькогенов:
радиус атома элементов увеличивается,
энергия ионизации и сродства к электрону,
а также электроотрицательность
уменьшаются; уменьшаются неметаллические
свойства, металлические увеличиваются
(кислород, сера, селен, теллур – неметаллы),
у полония имеется металлический блеск
и электропроводимость. Водородные
соединения халькогенов соответствуют
формуле: H2R: H2О, H2S, H2Sе, H2Те –
хальководороды.

Соседние файлы в предмете Неорганическая химия

• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #

  02.05.201519.99 Mб350Неорг. Химия.pdf

Галогены
– химически активная группа неметаллов. Эти элементы образуют достаточно много соединений. На данный момент мы остановимся на галогеноводородах и солях галогеноводородных кислот.

Общая формула галогеноводородов
HHe
(где He – галоген) или
НГ
(где Г – галоген). 

Наибольшую значимость из все галогеноводородов представляет хлороводород
HCl
. В промышленности его получают из водорода и хлора:
 

H2 + Cl2 = 2HCl

В лаборатории хлороводород можно получить реакцией взаимодействия твердого хлорида натрия и концентрированной серной кислоты:
 

       NaCl(тв.) + H2SO4(конц.)=t NaHSO4 + HCl↑

Этот же способ можно использовать для получения фтороводорода. А вот для получения бромоводорода и йодоводорода используются кислоты, которые не являются такими сильными окислителями, как серная кислота:
 

NaBr(тв.) + H3PO4(конц.) = NaH2PO4 + HBr

NaI(тв.) + H3PO4(конц.) = NaH2PO4 + HI↑

Галогеноводороды – это газы, имеющие резкий удушливый запах. Они очень ядовиты! А также являются химически активными веществами.

Одна из важнейших характеристик галегеноводородов – хорошая растворимость в воде. При растворении они образуют галогеноводородные кислоты.

Галогеноводородные кислоты

Растворы галогеноводородов проявляют кислотные свойства и их называют кислотами:

• HF – фтороводородная (плавиковая) кислота;
• HCl – хлороводородная (соляная) кислота;
• HBr – бромоводородная кислота;
• HI – йодоводородная кислота.

В водном растворе данные кислоты диссоциируют с образованием протонов водорода, что указывает на их кислотные свойства:
 

HBr = H+ + Br−

Сила галогеноводородных кислот изменяется следующим образом: 

Увеличение силы от фтороводородной кислоты к йодоводородной связано с увеличением длины связи между водородом и галогеном (так как радиус атома галогена увеличивается). Прочность связи, соответственно, меньше и разорвать ее легче, растет способность к диссоциации, а сила увеличивается.

Мы уже говорили о свойствах кислот.
Галогеноводородные кислоты
проявляют типичные кислотные свойства: реагируют с металлами (стоящими до водорода в ряду активности), оксидами металлов, основаниями и амфотерными гидроксидами, солями.

---

---

Не обходится и без исключений, конечно, в виде фтора, точнее фтороводородной, или плавиковой кислоты. Она способна реагировать с кислотным оксидом кремния (IV):
 

4HF + SiO2 = SiF4 + 2H2O

Соли галогеноводородных кислот

Соли галогеноводородных кислот – это твердые кристаллические вещества. Большинство солей хорошо растворяется в воде. Исключение – хлорид, бромид и иодид серебра. Качественные реакции, то есть реакции, с помощью которых можно обнаружить галогенид-ионы, основаны именно на этом исключении.

При добавлении к нитрату серебра соляной кислоты образуется
белый творожистый осадок
хлорида серебра:
 

Ag+ + Cl− = AgCl↓

При добавлении к нитрату серебра бромоводородной кислоты образуется
светло-желтый осадок
бромида серебра:
 

Ag+ + Br− = AgBr↓

Иодид серебра имеет самую яркую окраску –
желтую
:
 

Ag+ + l− = Agl↓

---

---

Фторид серебра растворим в воде. Фторид-ион можно обнаружить с помощью ионов кальция:
 

Ca2+ + 2F− = CaF2↓

Образуется осадок белого цвета.

Итак, галогеноводороды – летучие водородные соединения галогенов. При растворении в воде они образуют галогеноводородные кислоты. Сила кислот увеличивается от фтороводородной кислоты к йодоводородной. Качественной реакцией на хлорид-, бромид- и иодид-ионы является реакция с нитратом серебра, а фторид-ион можно обнаружить ионами кальция.

---

---