Как называется химический элемент галоген

ГАЛОГЕНЫ

Все кислоты галогенов неустойчивы, однако чистая HOClO3 наиболее стабильна (в отсутствие любых восстановителей). Все оксокислоты являются сильными окислителями, но скорость окисления необязательно зависит от степени окисления галогена. Так, HOCl (ClI) быстрый и эффективный окислитель, а разбавленная HOClO3 (ClVII) нет. В целом, чем выше степень окисления галогена в оксокислоте, тем сильнее кислота, поэтому HClO4 (ClVII) наиболее сильная из известных оксокислот в водном растворе. Ион ClO4, образующийся при диссоциации кислоты в воде, наиболее слабый из отрицательных ионов донор электронной пары. Гипохлориты Na и Ca находят промышленное применение при отбеливании и водоочистке. Межгалогенные соединения соединения различных галогенов друг с другом. Галоген с большим радиусом всегда имеет в таком соединении положительную степень окисления (подвергается окислению), а с меньшим радиусом более отрицательную (подвергается восстановлению). Этот факт вытекает из общей тенденции изменения активности в ряду галогенов. В табл. 8г приведены составы известных межгалогенных соединений (А галоген с более положительной степенью окисления).
Межгалогенные соединения образуются прямым синтезом из элементов. Необычная для иода степень окисления 7 реализуется в соединении IF7, а другие галогены не могут координировать 7 атомов фтора. Прикладное значение имеют BrF3 и ClF3 жидкие вещества, химически аналогичные фтору, но более удобные при фторировании. При этом более эффективен BrF3. Поскольку трифториды сильные окислители и находятся в жидком состоянии, их используют как окислители ракетного топлива.
Водородные соединения. Галогены реагируют с водородом, образуя HX, причем со фтором и хлором реакция протекает со взрывом при небольшой активации ее. Медленнее идет взаимодействие c Br2 и I2. Для протекания реакции с водородом достаточно активировать небольшую долю реагентов с помощью освещения или нагревания. Активированные частицы взаимодействуют с неактивированными, образуя HX и новые активированные частицы, которые продолжают процесс, а реакция двух активированных частиц по главной реакции заканчивается образованием продукта. Например, образование HCl из H2 и Cl2:

Полезное

Смотреть что такое «ГАЛОГЕНЫ» в других словарях:

ГАЛОГЕНЫ — ГАЛОГЕНЫ, химические элементы VII группы периодической системы: фтор F, хлор Cl, бром Br, иод I и астат At. Фтор и хлор газы, бром жидкость, остальные кристаллы. Все галогены, кроме At, широко распространены в природе входят в состав многих… … Современная энциклопедия

ГАЛОГЕНЫ — ГАЛОГЕНЫ, элементы (ФТОР, ХЛОР, БРОМ, ЙОД и АСТАТ), принадлежащие к VII группе периодической таблицы. Они реагируют с большинством других элементов и органическими соединениями. Химическая активность падает от начала к концу группы. Галогены… … Научно-технический энциклопедический словарь

ГАЛОГЕНЫ — (устар. выражение галоиды) химические элементы фтор F, хлор Cl, бром Br, иод I и астат At, составляющие главную подгруппу VII группы периодической системы Менделеева. Названы от греческих hals соль и genes рождающий (при соединении с металлами… … Большой Энциклопедический словарь

Галогены — фтор, хлор, бром, йод; входят в VII группу периодической системы. Все члены группы образуют соединения с водородом, причем связь их повышается с уменьшением атомной массы; температура образования различных солей уменьшается с увеличением атомной… … Российская энциклопедия по охране труда

ГАЛОГЕНЫ — общее название пяти хим. элементов, составляющих VII подгруппу Периодической системы элементов Д. И. Менделеева, фтора, хлора, брома, йода и астата. Все Г. неметаллы, их молекулы двухатомны; Г. реагируют со всеми простыми веществами, являются… … Большая политехническая энциклопедия

Галогены — В этой статье не хватает ссылок на источники информации. Информация должна быть проверяема, иначе она может быть поставлена под сомнение и удалена. Вы можете … Википедия

ГАЛОГЕНЫ — ГАЛОИДЫ ИЛИ ГАЛОГЕНЫ химические элементы: хлор, иод, бром, фтор, образующие с металлами соли без кислорода, напр. хлористый натрий (повар. соль). Словарь иностранных слов, вошедших в состав русского языка. Павленков Ф., 1907. ГАЛОИДЫ или ГАЛОГЕНЫ … Словарь иностранных слов русского языка

галогены — ов; мн. (ед. галоген, а; м.). [от греч. hals соль и genesis род, происхождение]. Группа химических элементов (фтор, хлор, бром, йод и др.), образующих соли при соединении с металлами. ◁ Галогенный, ая, ое. Г ые соединения. Г ая лампа (лампа… … Энциклопедический словарь

галогены — halogenai statusas T sritis chemija apibrėžtis F, Cl, Br, I, (At). atitikmenys: angl. halogens; haloid elements; haloids rus. галогены … Chemijos terminų aiškinamasis žodynas

Галогены — (от греч. hals соль и. genes рождающий, рожденный) химические элементы Фтор F, Хлор Cl, Бром Br, Иод I и Астат At, составляющие главную подгруппу VII группы периодической системы Д. И. Менделеева. Названы Г. по свойству давать соли при… … Большая советская энциклопедия

Источник

Галогены

К галогенам относятся фтор F, хлор Cl, бром Br, иод I, астат At, а также (формально) искусственный элемент унунсептий Uus.

Фтор F	Хлор Cl	Бром Br	Иод I

Все галогены — неметаллы. На внешнем энергетическом уровне 7 электронов, являются сильными окислителями. При взаимодействии с металлами возникает ионная связь, и образуются соли. Галогены, (кроме F) при взаимодействии с более электроотрицательными элементами, могут проявлять и восстановительные свойства вплоть до высшей степени окисления +7.

Содержание

Распространённость элементов и получение простых веществ

Как уже было сказано выше, галогены имеют высокую реакционную способность, поэтому встречаются в природе обычно в виде соединений.

Их распространённость в земной коре уменьшается при увеличении атомного радиуса от фтора к иоду. Количество астата в земной коре измеряется граммами, а унунсептий в природе отсутствует. Фтор, хлор, бром и иод производятся в промышленных масштабах, причем хлор производится в гораздо больших количествах.

В природе эти элементы встречаются в основном в виде галогенидов (за исключением иода, который также встречается в виде иодата натрия или калия в месторождениях нитратов щелочных металлов). Поскольку многие хлориды, бромиды и иодиды растворимы в воде, то эти анионы присутствуют в океане и природных рассолах. Основным источником фтора является фторид кальция, который очень малорастворим и находится в осадочных породах (как флюорит CaF₂).

Основным способом получения простых веществ является окисление галогенидов. Высокие положительные стандартные электродные потенциалы E_o(F₂/F − ) = +2,87 В и E_o(Cl₂/Cl − ) = +1,36 В показывают, что окислить ионы F − и Cl − можно только сильными окислителями. В промышленности применяется только электролитическое окисление. При получении фтора нельзя использовать водный раствор, поскольку вода окисляется при значительно более низком потенциале (+1,32 В) и образующийся фтор стал бы быстро реагировать с водой. Впервые фтор был получен в 1886 г. французским химиком Анри Муассаном при электролизе раствора гидрофторида калия KHF₂ в безводной плавиковой кислоте.

В промышленности хлор в основном получают электролизом водного раствора хлорида натрия в специальных электролизёрах. При этом протекают следующие реакции:

полуреакция на аноде:
полуреакция на катоде:

Окисление воды на аноде подавляется использованием такого материала электрода, который имеет более высокое перенапряжение по отношению к O₂, чем к Cl₂ (таким материалом оказался катодное и анодное пространства разделены полимерной ионообменной мембраной. Мембрана позволяет катионам Na + переходить из анодного пространства в катодное. Переход катионов поддерживает электронейтральность в обеих частях электролизёра, так как в течение электролиза отрицательные ионы удаляются от анода (превращение 2Cl − в Cl₂) и накапливаются у катода (образование OH − ). Перемещение OH − в противоположную сторону могло бы тоже поддерживать электронейтральность, но ион OH − реагировал бы с Cl₂ и сводил на нет весь результат.

Физические свойства галогенов

Химические свойства галогенов

Все галогены проявляют высокую окислительную активность, которая уменьшается при переходе от фтора к астату. Фтор — самый активный из галогенов, реагирует со всеми металлами без исключения, многие из них в атмосфере фтора самовоспламеняются, выделяя большое количество теплоты, например:

2Al + 3F₂ = 2AlF₃ + 2989 кДж, 2Fe + 3F₂ = 2FeF₃ + 1974 кДж.

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

При нагревании фтор окисляет все другие галогены по схеме

где Hal = Cl, Br, I, At, причем в соединениях HalF степени окисления хлора, брома, иода и астата равны +1.

Наконец, при облучении фтор реагирует даже с инертными (благородными) газами:

Взаимодействие фтора со сложными веществами также протекает очень энергично. Так, он окисляет воду, при этом реакция носит взрывной характер:

Свободный хлор также очень реакционноспособен, хотя его активность и меньше, чем у фтора. Он непосредственно реагирует со всеми простыми веществами, за исключением кислорода, азота и благородных газов. Для сравнения приведем уравнения реакций хлора с теми же простыми веществами, что и для фтора:

2Al + 3Cl₂ = 2AlCl₃(кр) + 1405 кДж, 2Fe + ЗCl₂ = 2FeCl₃(кр) + 804 кДж, Si + 2Cl₂ = SiCl₄(Ж) + 662 кДж, Н₂ + Cl₂ = 2HCl(г)+185кДж.

Особый интерес представляет реакция с водородом. Так, при комнатной температуре, без освещения хлор практически не реагирует с водородом, тогда как при нагревании или при освещении (например, на прямом солнечном свету) эта реакция протекает со взрывом по приведенному ниже цепному механизму:

Cl₂ + hν → 2Cl, Cl + Н₂ → HCl + Н, Н + Cl₂ → HCl + Cl, Cl + Н₂ → HCl + Н и т. д.

Возбуждение этой реакции происходит под действием фотонов ( hν ), которые вызывают диссоциацию молекул Cl₂ на атомы — при этом возникает цепь последовательных реакций, в каждой из которых появляется частица, инициирующая начало последующей стадии.

Реакция между Н₂ и Cl₂ послужила одним из первых объектов исследования цепных фотохимических реакций. Наибольший вклад в развитие представлений о цепных реакциях внёс русский учёный, лауреат Нобелевской премии (1956 год) Н. Н. Семёнов.

Хлор вступает в реакцию со многими сложными веществами, например замещения и присоединения с углеводородами:

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

а также обратимо реагирует с водой:

Cl₂ + Н₂О = HCl + HClO — 25 кДж.

Хлор, растворяясь в воде и частично реагируя с ней, как это показано выше, образует равновесную смесь веществ, называемую хлорной водой.

Заметим также, что хлор в левой части последнего уравнения имеет степень окисления 0. В результате реакции у одних атомов хлора степень окисления стала −1 (в HCl), у других +1 (в хлорноватистой кислоте HOCl). Такая реакция — пример реакции самоокисления-самовосстановления, или диспропорционирования.

Хлор может таким же образом реагировать (диспропорционировать) со щелочами:

Cl₂ + 2NaOH = NaCl + NaClO + Н₂О (на холоде), 3Cl₂ + 6КОН = 5KCl + KClO₃ + 3Н₂О (при нагревании).

Химическая активность брома меньше, чем у фтора и хлора, но все же достаточно велика в связи с тем, что бром обычно ис­пользуют в жидком состоянии и поэтому его исходные концентрации при прочих равных условиях больше, чем у хлора.

Для примера приведем реакции взаимодействия брома с кремнием и водородом:

Si + 2Br₂ = SiBr₄(ж) + 433 кДж, Н₂ + Br₂ = 2HBr(г) + 73 кДж.

Являясь более «мягким» реагентом, бром находит широкое применение в органической химии.

Отметим, что бром, так же, как и хлор, растворяется в воде, и, частично реагируя с ней, образует так называемую «бромную воду», тогда как иод практически в воде не растворим и не способен её окислять даже при нагревании; по этой причине не существует «иодной воды». Но иод способен растворяться в растворах иодидов с образованием комплексных анионов:

Образующийся раствор называется раствором Люголя.

Иод существенно отличается по химической активности от остальных галогенов. Он не реагирует с большинством неметаллов, а с металлами медленно реагирует только при нагревании. Взаимодействие же иода с водородом происходит только при сильном нагревании, реакция является эндотермической и сильно обратимой:

Таким образом, химическая активность галогенов последовательно уменьшается от фтора к астату. Каждый галоген в ряду F — At может вытеснять после­дующий из его соединений с водородом или металлами, то есть каждый галоген в виде простого вещества способен окислять галогенид-ион любого из последующих галогенов. Астат ещё менее реакционноспособен, чем иод. Но и он реагирует с металлами (например с литием):

2Li + At₂ = 2LiAt — астатид лития.

Источник

Галогены

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.

Природные соединения

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

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

В лабораторных условиях галогены могут быть получены следующими реакциями.

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

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 😉

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

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

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.

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

Галогены. Химия галогенов и их соединений

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 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.

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.

Внешний вид галогенов:

Фтор

Хлор

Бром

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

Соединения галогенов

Типичные соединения хлора:

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 → Na 0

На аноде окисляются ионы хлора:

A(+): 2Cl − ̶ 2e → Cl₂ 0

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 → Cl₂ 0

Ионное уравнение электролиза раствора хлорида натрия:

Суммарное уравнение электролиза раствора хлорида натрия:

2NaCl + 2H₂O → H₂↑ + 2NaOH + Cl₂↑

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

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:

2. Получение фтора.

Фтор получают электролизом расплава гидрофторида калия.

3. Получение брома.

Бром можно получить окислением ионов Br – сильными окислителями.

2HBr + Cl₂ → Br₂ + 2HCl

Соединения марганца также окисляют бромид-ионы.

4. Получение йода.

Йод получают окислением ионов I – сильными окислителями.

2KI + Cl₂ → I₂ + 2KCl

Соединения марганца также окисляют йодид-ионы.

Химические свойства галогенов

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

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

1.2. При взаимодействии галогенов с серой образуются галогениды серы:

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

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

3Cl₂ + 2Fe → 2FeCl₃

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

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:

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

Бром также реагирует с водородом с образованием бромоводорода:

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

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

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.

Cl₂ + H₂O ↔ HCl + HClO

Фтор реагирует с водой со взрывом:

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

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

Еще пример : хлор растворяется в холодном растворе гидроксида кальция:

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

Cl₂ + 2NaI → 2NaCl + I₂

Cl₂ + 2NaBr → 2NaCl + Br₂

Еще одно свойство: более активные галогены окисляют менее активные.

Cl₂ + F₂ → 2Cl + F –

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

2.4. Галогены проявляют окислительные свойства, взаимодействуют с восстановителями.

Cl₂ + H₂S → S + 2HCl

Хлор также окисляет сульфиты:

Также галогены окисляют пероксиды:

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.

Галогеноводороды получают также прямым взаимодействием простых веществ:

Химические свойства галогеноводородов

2HCl + CaO → CaCl₂ + H₂O

HCl + NaOH → NaCl + H₂O

Fe + 2HCl → FeCl₂ + H₂

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).

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.

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):

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

Бромоводород реагирует с бихроматом калия с образованием молекулярного брома:

Или с оксидом марганца (IV):

Пероксид водорода также окисляет бромоводород до молекулярного брома:

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

2HI + 2FeCl₃ → I₂ + 2FeCl₂ + 2HCl

или с сульфатом железа (III):

или молекулярной серой при нагревании:

2HI + S → I₂ + H₂S

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

Галогениды металлов

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

Способы получения галогенидов

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

3Cl₂ + 2Fe → 2FeCl₃

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

Fe + 2HCl → FeCl₂ + H₂

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

2HCl + CaO → CaCl₂ + H₂O

Еще пример : взаимодействие оксида алюминия с соляной кислотой:

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

HCl + NaOH → NaCl + H₂O

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

Гидроксид цинка (II) также взаимодействует с соляной кислотой:

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

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

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.

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.

Na + ZnCl_{2(раствор)} ≠

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

2KBr → 2K + Br₂

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

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:

KI + 3H₂O + 3Cl₂ → HIO₃ + KCl + 5HCl

Более активные галогены вытесняют менее активные из солей.

При этом галогениды металлов не горят в кислороде.

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

2AgCl → 2Ag + Cl₂

Кислородсодержащие кислоты галогенов

Рассмотрим кислородсодержащие кислоты галогенов на примере хлора:

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

HClO + KOH → KClO + H₂O

HClO + 2HI → HCl + I₂ + H₂O

4. Хлорноватистая кислота диспропорционирует:

3HClO → 2HCl + НСlO₃

Химические свойства солей хлорноватистой кислоты (гипохлоритов):

1. Более сильные кислоты вытесняют гипохлориты из солей.

NaClO + 2HCl → NaCl + Cl₂ + H₂O

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

Даже угольная кислота вытесняет гипохлориты:

3. При нагревании гипохлориты разлагаются :

Хлористая кислота и ее соли

Хлористая кислота HClO₂ – существует только в водных растворах.

Способы получения:

Хлористую кислоту можно получить окислением оксида хлора пероксидом водорода:

Химические свойства хлористой кислоты:

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

2. При длительном хранении разлагается:

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.

Химические свойства хлорноватой кислоты:

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

2. Хлорноватая кислота – сильный окислитель.

Химические свойства солей хлорноватой кислоты – хлоратов:

1. Хлораты – сильные окислители.

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

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.

Химические свойства хлорной кислоты:

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

2. Хлорная кислота – сильный окислитель.

3. При нагревании хлорная кислота разлагается:

Химические свойства солей хлорной кислоты – перхлоратов:

1. Перхлораты – сильные окислители.

Еще пример : перхлорат калия окисляет алюминий:

Источник