Материал: полезная метода

§2. Физические свойства галогенов.

Фтор (F2) – светло-зеленый газ с резким неприятным запахом, в жидком состоянии – светло-желтый, плохо растворим в воде. Хранение - Ni цистерны. Соединения фтора ядовиты (искл.: CF4, SF6 и некоторые другие химически инертные вещества).

Хлор Cl2 – желтовато-зелёный газ с резким запахом, ядовит. Умеренно растворим в воде.

Получение: В промышленности: NaCl + H2O = NaOH + 0,5Cl2 + 0.5H2

в лаборатории: 2Cl– + 4H+ + MnO4 – = Mn2+ + Cl2 + 2H2O

Реагирует с водой: Cl2 + H2O = HCl + HClO (хлорная вода), при низкой температуре (~00C) образует гидраты Cl2·7.3H2O

При охлаждении хлор превращается в жидкость при температуре около +160C, а затем ниже – 1010C кристаллизуется.

Бром Br2 – подвижная темно-красная жидкость, умеренно растворимая в воде (3,36 г в 1 л воды). По химической активности бром занимает промежуточное положение между хлором и иодом. При реакции брома с растворами иодидов выделяется свободный иод:

Br2 + 2KI → I2↓ + 2KBr

Йод I2 – кристаллы чёрно-серого цвета с фиолетовым металлическим блеском, легко образует фиолетовые пары (возгоняется), обладающие резким запахом. В воде плохо растворим (0,33 г в 1 л воды), но легко растворяется в спирте и неполярных растворителях (CS2, CCl4). 5%-ный спиртовой раствор йода используется для дезинфекции ран (нанесение на края повреждения). Раствор в спирте – коричневый, в ЧХУ – фиолетовый, в бензоле – розовато-коричневый.

§3. Химические свойства галогенов.

ФТОР

Фтороводород (HF) – бесцветный газ, очень ядовит. Ткип = 19,50С. С водой смешивается в любых соотношениях.

Получение: Н2 + F2 = 2HF или CaF2 + H2SO4 = CaSO4 + HF

В жидком и газообразном состоянии сильно ассоциирован (ЕHF…HF = 42 кДж/моль):

Жидкий HF – сильный ионизирующий растворитель (искл. HClO4): 2HF + HNO3 = [H2NO3]+ + HF2– (аналог «царской водки»)

Водный раствор HF – плавиковая кислота, фтороводородная кислота - слабая.

SiO2 + 4HF = SiF4 + 2H2O

SiF4 + 2HF = H2[SiF6]

В водном растворе устанавливается равновесие:

310

HF + H2O ↔ OH3+ + F−

HF + F– ↔ HF2−

HF + KOH = KHF2 (дифторид) + H2O

KHF2 + KOH = KF(фторид) + H2O

Дифторид кислорода OF2 - светло-желтый газ, малорастворим в воде и не реагирует с ней. Очень токсичен.

Сильный окислитель: H2 + OF2 = HF + H2O

NH3 + OF2 = N2 + HF + H2O

Ме

Xe

XeF4

MeFn

ХЛОР

Хлор непосредственно реагирует почти со всеми металлами: Cl2 + 2Na → 2NaCl

3Cl2 + 2Fe → 2FeCl3

с неметаллами

C неметаллами (кроме С, N2, O2 и инертных газов) - хлориды. 5Cl2 + 2P → 2PCl5

2S + Cl2 → S2Cl2

С водородом: Cl2 + H2 → 2HCl

С кислородом непосредственно не реагирует (как и другие галогены, искл. фтор).

При реакции с фтором, образуется не хлорид, а фторид: Cl2 + 3F2 (изб.) → 2ClF3

При растворении в щелочах:

3Cl2 + 6NaOH → 5NaCl + NaClO3 (хлорат натрия) + 3H2O

311

Хлорирование сухого гидроксида кальция:

Cl2 + Ca(OH)2 → CaCl(OCl) (хлорная известь) + H2O

Хлор вытесняет бром и иод из их соединений с водородом и металлами:

Cl2 + 2HBr → Br2 + 2HCl

Cl2 + 2NaI → I2 + 2NaCl

Смонооксидом углерода: Cl2 + CO → COCl2 (фосген)

Действие аммиак:

4NH3 + 3Cl2 → NCl3 (трёххлористый азот) + 3NH4Cl

Окислительные свойства - хлор очень сильный окислитель: Cl2 + H2S → 2HCl + S

Реакции с органическими веществами

Снасыщенными соединениями:

CH3-CH3 + Cl2 → C2H5Cl + HCl

Присоединяется к ненасыщенным соединениям по кратным связям: CH2=CH2 + Cl2 → Cl-CH2-CH2-Cl

Ароматические соединения замещают атом водорода на хлор в присутствии катализаторов (например, AlCl3 или FeCl3):

C6H6 + Cl2 → C6H5Cl + HCl

ИОД

Химически иод довольно активен, хотя и в меньшей степени, чем хлор и бром.

Сметаллами иод (при легком нагревании): Hg + I2 = HgI2

Сводородом (реагирует только при нагревании и не полностью): I2 + H2 = 2HI

Элементный иод — окислитель (менее сильный, чем хлор и бром). I2 + H2S = S + 2HI

При растворении в воде иод частично реагирует с ней: I2 + H2O = HI + HIO

Продукт взаимодействия йода с крахмалом – комплекс сине-

фиолетового цвета (качественная реакция). («Синий йод» — Йодинол, Йокс, Бетадин - являются более мягкими антисептиками)

§4. Галогенводороды

Образуются прямым взаимодействием водорода с галогеном:

Н2 + Г2 = 2НГ Получение НCl:

NaCl + H2SO4 = HCl + Na2SO4

из KBr и KI получить HBr и HI - невозможно т.к.

312

KBr + H2SO4 = KHSO4 + Br2 + SO2 + H2O

KI + H2SO4 = K2SO4 + I2 + H2S + H2O

Получение HBr и HI гидролизом бромида и йодида фосфора: PBr3 + 3H2O = H3PO3 + 3HBr

Физические свойства:

HCl, HBr и HI – газы, хорошо растворимы в воде: НГ + Н2О = Н3О+

+ Г-

Растворы галогенводородов в воде – сильные кислоты. Соли хлориды, бромиды и йодиды – хорошо растворимы в воде (искл. Ag+, Pb2+, а также Hg2Cl2, BiI3).

Все галогенводороды сильные восстановители (эта способность возрастает в ряду HCl – HBr - HI):

HI + O2 = H2O + I2

§ 5. Кислородсодержащие соединения галогенов

Непосредственно галогены с кислородом не реагируют.

Сравнительно стабильны: Cl2O, ClO2, Cl2O6, Cl2O7 и I2O5

Оксид хлора (I), хлорноватистый ангидрид – Cl2O – темно-желтый газ с резким запахом. Ядовит, взрывчат.

Получение: 2HgO + 2Cl2 = Cl-Hg-O-Hg-Cl + Cl2O (при 00С)

При комн. темп. разлагается: 4Cl2O = 2ClO2 + 3Cl2

При растворении в воде: Cl2O + H2O = 2HOCl (хлорноватистая кислота)

Оксид хлора (IV), диоксид хлора – ClO2 – бурый газ с резким запахом, ядовит и взрывчат. Сильный окислитель

Получение: KClO3 + H2C2O4 + H2SO4 = K2SO4 + CO2 + ClO2 + H2O или KClO3 + SO2 + H2SO4 = ClO2 + KHSO4

Реагирует с водой и щелочами: ClO2 + H2O = HClO3 + HCl

ClO2 + KOH = KClO2 + KClO3 + H2O

Оксид хлора (VI) – Сl2O6 – бурая вязкая жидкость.

Получение: 2ClO2 + 2O3 = Cl2O6 + 2O2

При комн. темп. разлагается: Cl2O6 = 2ClO2 + O2 Взаимодействует с водой и щелочами:

Cl2O6 + KOH = KClO3 + KClO4 + H2O

Оксид хлора (VII), хлорный ангидрид – Cl2O7 – маслянистая жидкость.

O O O

OCl ClO

O O

Получение: HClO4 + P4O10 = Cl2O7 + HPO3

Растворяется в воде: Cl2O7 + H2O = 2HClO4 (хлорная)

313