Галоген реагирует с водой

Подгруппа VII a. Галогены

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.

9,2

2,2

Символ элемента	F	Cl	Br	I	At
Порядковый номер	9	17	35	53	85
Строение внешнего электронного слоя	2s 2 2p 5	3s 2 3p 5	4s 2 4p 5	5s 2 5p 5	6s 2 6p 5
Энергия ионизации, эв	17,42	12,97	11,84	10,45
Относительная электроотрицательность (ЭО)	4,0	3,0	2,8	2,5
Радиус атома, нм	0,064	0,099	0,114	0,133	–
Степени окисления	-1	-1, +1, +3, +5, +7	-1, +1, +3 +5, +7	-1, +1, +3, +5, +7	–

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:

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).

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

Бром, так же, как и хлор, растворяется в воде, и, частично реагируя с ней, образует так называемую «бромную воду»:

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.

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:

Йод практически в воде не растворим и не способен ее окислять даже при нагревании; по этой причине не существует «йодной воды».

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.

Источник

Химические свойства галогенов

Содержание:

К данным химическим элементам относят элементы VII группы главной подгруппы – фтор, хлор, бром, йод.

Отличительными особенностями галогенов является резко выраженные свойства неметаллов, или металлоидов. На внешнем энергетическом уровне у данных элементов семь электронов, то есть он считается не завершенным. В связи с этим они могут активно присоединять электроны для его завершения.

Химическая активность галогенов ослабевает сверху вниз в группе и с увеличением атомного радиуса – от фтора к йоду. Таким образом, самым сильным окислителем является фтор, его степень окисления всегда равна -1. У остальных галогенов могут быть степени окисления в пределах от -1 до +7.

Рассмотрим химические свойства галогенов на определенных примерах.

При взаимодействии с металлами галогены образуют соли. Реакции происходят в зависимости от степени активности того или иного элемента.
Фтор, как сильнейший окислитель, реагирует с металлами в нормальных условиях, а при высоких температурах способен взаимодействовать даже с неактивными металлами – серебром, золотом, платиной. Алюминий и цинк способны гореть в атмосфере фтора.

Другие галогены взаимодействуют с металлами при высоких температурах. К примеру, при высыпании в колбу с хлором измельченной в порошок сурьмы частички ее воспламеняются на лету, производя впечатление «огненного дождя». Колба наполняется при этом тяжелым белым дымом хлористой сурьмы.

Медь, взятая в виде пучка тонкой проволоки и предварительно нагретая на воздухе, при погружении в хлор раскаляется и сгорает, наполняя колбу бурым дымом. Бурый дым представляет собой частички хлорной меди.

Йод также вступает в реакции с металлами. Если растертый в ступке йод смешать с порошком алюминия, то через некоторое время сама собой начнется реакция соединения. Активизируется процесс в присутствии воды.

Реакция сопровождается появлением пламени. Продукт реакции – йодистый алюминий получается в виде тяжелого дыма, окрашенного примешивающимися к нему парами йода в фиолетовый цвет.

Галогены взаимодействуют с некоторыми неметаллами – водородом, серой, фосфором, кремнием. С кислородом и азотом непосредственно не реагирует.

Фтор, при обычных условиях, реагирует практически со всеми неметаллами с выделением тепла. С водородом реакция протекает с взрывом.

Другие галогены реагируют с неметаллами при нагревании. С водородом соединяется бром, образуя бромистый водород. В соединениях с водородом и металлами бром является одновалентным.

При нагревании фтор может окислять другие галогены. Например, при взаимодействии фтора и хлора образуется при комнатной температуре бесцветный токсичный тяжелый газ с сильным раздражающим запахом – фторид хлора (I).

Галогены способны восстанавливать менее активные галогены из растворов галогенидов металлов. В эти реакции не вступает фтор, так как из-за высокой активности в растворе начинает немедленно реагировать с водой.

Взаимодействие со сложными веществами.

Галогены могут взаимодействовать с щелочными растворами. Реакции протекают по-разному при высоких и низких температурах. При взаимодействии хлора со щелочами на холоде образуется смесь хлоридов и гипохлоритов.

Cl₂ + 2KOH → KCl + KClO + H₂O

В горячем растворе щелочи происходит реакция, при которой образуются хлорид калия и хлорат калия или бертоллетова соль.

Реакция с водой сопровождается выделением атомарного водорода.

Взаимодействие хлора с водой протекает в два этапа. Во-первых, хлор реагирует с водой с образованием хлорной и хлорноватистой кислоты.

Источник

Галоген реагирует с водой

Взаимодействие с металлами. Все галогены взаимодействуют практически со всеми простыми веществами, наиболее энергично протекает реакция с металлами. Фтор при нагревании реагирует со всеми металлами, включая золото и платину, на холоде взаимодействует с щелочными металлами, свинцом и железом. Хлор, бром и йод при обычных условиях реагируют со щелочными металлами, а при нагревании – с медью, железом и оловом. В результате взаимодействия образуются галогениды, которые являются солями:

Галогены в этой реакции проявляют окислительные свойства.

Взаимодействие с водородом.При обычных условиях фтор реагирует с водородом в темноте со взрывом, взаимодействие с хлором протекает на свету, бром и йод реагируют только при нагревании, причем реакция с йодом обратима.

Галогены в этой реакции проявляют окислительные свойства.

Взаимодействие с неметаллами. С кислородом и азотом галогены непосредственно не взаимодействуют, реагируют с серой, фосфором, кремнием, проявляя окислительные свойства, химическая активность у брома и йода выражена слабее, чем у фтора и хлора:

Взаимодействие с водой. Галогены реагируют со многими сложными веществами. С водой фтор и остальные галогены реагируют по-разному:

Hal + H₂O = HHal + HHalO.

Эта реакции является реакцией диспропорционирования, где галоген одновременно является окислителем и восстановителем.

Взаимодействие со щелочами. Также галогены диспропорционируют в растворах щелочей:

Cl₂ + KOH = KClO + KCl (на холоде);

3Cl₂ + 6KOH = KClO₃ + 5KCl + 3Н₂О (при нагревании).

Гипобромид-ион существует только при температуре ниже 0 °С, гипойодит-ион в растворах не существует.

Взаимодействие с сероводородом. Галогены способны отнимать водород от других веществ:

Реакция замещения водорода в предельных углеводородах:

Реакция присоединения к непредельным углеводородам:

Взаимное замещение галогенов. Реакционная способность галогенов снижается при переходе от фтора к йоду, поэтому предыдущий элемент вытесняет последующий из галогеноводородных кислот и их солей:

Источник

Галогены

Галогены (греч. hals — соль + genes — рождающий) — химические элементы VIIa группы: F, Cl, Br, I, At. Реагируют с большинством других элементов и органических соединений.

Галогены широко распространены в природе. Их химическая активность падает от фтора к астату.

Общая характеристика элементов VIIa группы

От F к At (сверху вниз в периодической таблице) происходит увеличение: атомного радиуса, металлических, основных, восстановительных свойств. Уменьшается электроотрицательность, энергия ионизация, сродство к электрону.

Все галогены относятся к неметаллам, являются сильными окислителями.

Электронные конфигурации у данных элементов схожи, так как они находятся в одной группе (главной подгруппе!), общая формула ns 2 np 5 :

• F — 2s 2 2p 5
• Cl — 3s 2 3p 5
• Br — 4s 2 4p 5
• I — 5s 2 5p 5
• At — 6s 2 6p 5

Для галогенов характерны нечетные степени окисления: -1, +1, +3, +5, +7. Это связано с электронной конфигурацией атомов в возбужденном состоянии.

Природные соединения

• NaCl — галит (каменная соль)
• CaF₂ — флюорит, плавиковый шпат
• NaCl*KCl — сильвинит
• 3Ca₃(PO₄)₂*CaF₂ — фторапатит
• MgCl₂*6H₂O — бишофит
• KCl*MgCl₂*6H₂O — карналлит

Простые вещества — F₂, Cl₂, Br₂, I₂

Галогены в чистом виде можно получить путем электролиза водных растворов и расплавов их солей. Например, хлор в промышленности получают электролизом водного раствора хлорида натрия.

Электролизом расплава гидрофторида калия KHF₂ в безводной плавиковой кислоте — HF — был впервые получен фтор.

Более активные галогены способны вытеснять менее активные. Активность галогенов убывает: F → Cl → Br → I.

В лабораторных условиях галогены могут быть получены следующими реакциями.

Реакции с металлами

Для галогенов характерна высокая реакционная способность. Фтор реагирует со всеми металлами без исключения, некоторые из них в атмосфере фтора самовоспламеняются.

Реакции с неметаллами

Хлор, как и фтор, химически весьма активен. Не реагирует только с кислородом, азотом и благородными газами.

F₂ + H₂ → HF (в темноте со взрывом)

Галогены вступают в реакцию друг с другом. Чтобы определить степени окисления в получающихся соединениях, вспомните электроотрицательность 😉

Br₂ + F₂ → BrF (фтор более электроотрицателен, чем бром — F — )

Br₂ + I₂ → IBr₃ (бром более электроотрицателен, чем йод — Br — )

Реакции с водой

Реакция фтора с водой протекает очень энергично, носит взрывной характер.

Хлор реагирует с водой обратимо, образуя хлорную воду — смесь хлорноватистой и соляной кислоты. Бром вступает в те же реакции, что и хлор.

Замечу, что активность йода существенно ниже, чем у остальных галогенов. С неметаллами йод почти не реагирует, а с металлами — только при нагревании.

Реакции с щелочами

Cl₂ + NaOH → NaCl + NaClO + H₂O

Галогены способны вытеснять друг друга из солей. Более активные вытесняют менее активные.

KBr + I₂ ⇸ (реакция не идет, так как йод менее активен, чем бром)

Галогеноводороды

Соединения, образованные из галогенов и водорода. К галогеноводородам относятся следующие вещества:

• HF — фтороводород (газ), фтороводородная (плавиковая) кислота (жидкость)
• HCl — хлороводород (газ), соляная кислота (жидкость)
• HBr — бромоводород, бромоводородная кислота
• HI — йодоводород, йодоводородная кислота
• HAt — астатоводород, астатоводородная кислота

При н.у. HCl, HBr, HI — газы, хорошо растворимые в воде.

В промышленности применяют получение прямым методом: реакцией водорода с галогенами.

В лабораторных условиях галогеноводороды можно получить в реакциях обмена между галогенсодержащими солями и сильными кислотами.

HF — является слабой кислотой, HCl, HBr, HI — сильные кислоты. Металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода, способны вытеснить водород из кислоты.

Галогеноводороды реагируют с основными, амфотерными оксидами и основаниями с образованием соответствующих солей.

KOH + HCl → KCl + H₂O (реакция нейтрализации)

Реакции протекают в тех случаях, если в результате выпадает осадок, выделяется газ или образуется слабый электролит (вода).

В некоторых реакциях проявляют себя как сильные восстановители, особенно HI.

В целом взаимодействие галогеноводородов с оксидами неметаллов нехарактерно. В этой связи важно выделить реакцию SiO₂ с плавиковой кислотой.

© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2021

Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

Источник