Галогены фтор F, хлор С1, бром Вг, иод I являются элементами группы VILA. Электронная конфигурация валентной оболочки атомов галогенов в основном состоянии ns 2 np 5 . Наличие пяти электронов на внешней р-орбитали, в том числе одного неспаренного, является причиной высокого сродства галогенов к электрону. Присоединение электрона приводит к образованию галогенид-анионов (F-, С1-, Вг-, I-) с устойчивой 8-электронной оболочкой ближайшего благородного газа. Галогены - ярко выраженные неметаллы.
Самый электроотрицательный элемент фтор имеет в соединениях только одну степень окисления - 1, так как всегда является акцептором электронов. Другие галогены в соединениях могут иметь степень окисления от -1 до +7. Положительные степени окисления галогенов вызваны переходом их валентных электронов на свободные d-орбитали внешнего уровня (разд. 2.1.3) при образовании связей с более электроотрицательными элементами.
Молекулы галогенов двухатомные: F 2 , С1 2 , Вг 2 , I 2 . При стандартных условиях фтор и хлор - газы, бром - летучая жидкость (Tкип = 59 °С), а иод - твердый, но он легко возгоняется (переходит в газообразное состояние, минуя жидкое).
Окислительно-восстановительные свойства. Галогены являются сильными окислителями, вступая во взаимодействие почти со всеми металлами и многими неметаллами:
Особенно высокую химическую активность проявляет фтор, который при нагревании реагирует даже с благородными газами ксеноном, криптоном и радоном:
Химическая активность галогенов уменьшается от фтора к иоду, так как с увеличением радиуса атома способность галогенов присоединять электроны уменьшается:
Более активный галоген всегда вытесняет менее активный из его соединений с металлами. Так, фтор вытесняет все другие галогены из их галогенидов, а бром - только иод из иодидов:
Различная окислительная способность галогенов проявляется и в их действии на организм. Газообразные хлор и фтор из-за очень сильных окислительных свойств являются мощными отравляющими веществами, вызывающими тяжелые поражения легких и слизистых оболочек глаз, носа и гортани. Иод - более мягкий окислитель, проявляющий антисептические свойства, поэтому он широко используется в медицине.
Различия в окислительно-восстановительных свойствах галогенов проявляются и при их взаимодействии с водой. Фтор окисляет воду, при этом восстановителем выступает атом кислорода молекулы волы:
Взаимодействие остальных галогенов с водой сопровождается окислительно-восстановительной дисмутацией их атомов. Так, при реакции хлора с водой один из атомов молекулы хлора, присоединяя электрон от другого атома, восстанавливается, а другой атом хлора, отдавая электрон, окисляется. При этом образуется хлорная вода, содержащая хлористый водород (соляную кислоту) и гипохлористую (хлорноватистую) кислоту:
Реакция является обратимой, а ее равновесие сильно смещено влево. Гипохлористая кислота неустойчива и легко распадается, особенно на свету, с образованием очень сильного окислителя -атомарного кислорода:
Таким образом, хлорная вода содержит в различных концентрациях три окислителя с разной окислительной способностью: молекулярный хлор, гипохлористую кислоту и атомарный кислород, сумму которых часто называют "активный хлор" .
Образующийся атомарный кислород обесцвечивает красители и убивает микробы, что объясняет отбеливающее и бактерицидное действие хлорной воды.
Гипохлористая кислота - более сильный окислитель, чем газообразный хлор. Она реагирует с органическими соединениями RH и как окислитель, и как хлорирующий реагент:
Поэтому при хлорировании питьевой воды, содержащей в качестве примесей органические вещества, они могут превратиться в более токсичные хлорорганические соединения RC1. Это обязательно следует учитывать при разработке способов очистки воды и их применении.
При добавлении к хлорной воде щелочи равновесие смещается вправо вследствие нейтрализации гипохлористой и соляной кислот:
Полученный раствор смеси солей, называемый жавелевой водой, используется как отбеливающее и дезинфицирующее средство. Эти свойства обусловлены тем, что гипохлорит калия под действием СО2 + Н 2 0 и в результате гидролиза превращается в неустойчивую гипохлористую кислоту, образующую атомарный кислород. В результате жавелевая вода разрушает красящие вещества и убивает микробы.
При действии газообразного хлора на влажную гашеную известь Са(ОН) 2 получают смесь солей СаСl 2 и Са(0С1) 2 , называемую хлорной известью:
Хлорную известь можно рассматривать как смешанную кальциевую соль соляной и гипохлористой кислот CaCl(OCl). Во влажном воздухе хлорная известь, взаимодействуя с водой и углекислым газом, постепенно выделяет гипохлористую кислоту, которая обеспечивает ее отбеливающее, дезинфицирующее и дегазирующие свойства:
При действии на хлорную известь соляной кислоты происходит выделение свободного хлора:
При нагревании гипохлористая кислота в результате окислительно-восстановительного диспропорционирования разлагается с образованием соляной и хлорноватой кислот:
При пропускании хлора через горячий раствор щелочи, например КОН, образуются хлорид калия и хлорат калия КClO 3 (бертолетова соль):
Окислительная способность анионов кислородсодержащих кислот хлора в водных растворах в ряду СlO - - СlO4(-) уменьшается несмотря на возрастание в них степени окисления хлора:
Это объясняется повышением устойчивости анионов в указанном ряду вследствие усиления делокализации их отрицательного заряда. В то же время перхлораты LiC10 4 , КСlO 4 в сухом состоянии при высоких температурах являются сильными окислителями и используются для минерализации различных биоматериалов при определении в них содержащихся неорганических компонентов.
Анионы галогенов (кроме F-) способны отдавать электроны, поэтому они являются восстановителями. Восстановительная способность галогенид-анионов по мере возрастания их радиуса увеличивается от хлорид-аниона к иодид-аниону:
Так, иодоводородная кислота окисляется кислородом воздуха уже при обычной температуре:
Соляная кислота не окисляется кислородом, и поэтому хлорид-анион устойчив в условиях организма, что очень важно с позиции физиологии и медицины.
Кислотно-основные свойства. Водородгалогениды HF, НС1, HBr, HI вследствие полярности их молекул хорошо растворяются в воде. При этом происходит гидратация молекул, приводящая к их диссоциации с образованием гидратированных протонов и галогенид-анионов. Сила кислот в ряду HF, НС1, HBr, HI возрастает вследствие увеличения радиуса и поляризуемости анионов от F- к I-.
Соляная кислота как компонент желудочного сока играет важную роль в процессе пищеварения. В основном за счет соляной кислоты, массовая доля которой в желудочном соке составляет 0,3 %, его рН поддерживается в интервале от 1 до 3. Соляная кислота способствует переходу фермента пепсина в активную форму, что обеспечивает переваривание белков за счет гидролитического расщепления пептидных связей с образованием различных аминокислот:
Определение содержания соляной кислоты и других кислот в желудочном соке было рассмотрено в разд. 8.3.3.
В ряду кислородсодержащих кислот хлора по мере увеличения его степени окисления сила кислот увеличивается.
Это связано с увеличением полярности связи О-Н из-за смещения ее электронной плотности к атому хлора, а также из-за повышения устойчивости анионов.
Комплексообразующие свойства. Анионы галогенов склонны к комплексообразованию в качестве лигандов. Устойчивость галогенидных комплексов обычно уменьшается в ряду F- > Сl- > Вr- > > I-. Именно процессом комплексообразования объясняется токсическое действие фторид-анионов, которые, образуя фторидные комплексы с катионами металлов, входящих в активные центры ферментов, подавляют их активность.
Интересные комплексообразующие свойства проявляет молекула иода. Так, растворимость молекулярного иода в воде резко возрастает в присутствии иодида калия, что связано с образованием комплексного аниона
Невысокая устойчивость этого комплексного иона обеспечивает наличие молекулярного иода в растворе. Поэтому в медицине используется в качестве бактерицидного средства водный раствор иода с добавлением KI. Кроме того, молекулярный иод образует комплексы включения с крахмалом (разд. 22.3) и поливиниловым спиртом (синий иод). В этих комплексах молекулы иода или их ассоциаты с иодид-анионами заполняют каналы, образованные спиралевидной структурой соответствующих полигидроксиполимеров. Комплексы включения не очень устойчивы и способны постепенно отдавать молекулярный иод. Поэтому такой препарат, как синий иод, является эффективным, но мягким бактерицидным средством пролонгированного действия.
Биологическая роль и применение галогенов и их соединений в медицине. Галогены в виде различных соединений входят в состав живых тканей. В организме все галогены имеют степень окисления - 1. При этом хлор и бром существуют в виде гидратированных анионов Сl- и Вr-, а фтор и иод входят в состав нерастворимых в воде биосубстратов:.
Соединения фтора являются компонентами костной ткани, ногтей и зубов. Биологическое действие фтора прежде всего связано с проблемой болезней зубов. Фторид-анион, замещая в гидроксиапатите гидроксид-ион, образует слой защитной эмали из твердого фторапатита:
Фторирование питьевой воды до концентрации фторид-иона 1 мг/л и добавление фторида натрия в зубную пасту значительно снижают кариес зубов у населения. В то же время при концентрации фторид-аниона в питьевой воде выше 1,2 мг/л повышается хрупкость костей, зубной эмали и появляется общее истощение организма, называемое флуорозом.
Хлорид-анионы обеспечивают ионные потоки через клеточные мембраны, участвуют в поддержании осмотического гомеостаза, создают благоприятную среду для действия и активации протолитических ферментов желудочного сока.
Бромид-анионы в организме человека локализуются преимущественно в гипофизе и других железах внутренней секреции. Установлено наличие динамической связи между содержанием в организме бромид- и хлорид-анионов. Так, повышенное содержание в крови бромид-анионов способствует быстрому выделению почками хлорид-анионов. Бромиды локализуются в основном в межклеточной жидкости. Они усиливают тормозные процессы в нейронах коры головного мозга, в связи с чем бромиды калия, натрия и бромкамфора применяются в фармакологии.
Иод и его соединения влияют на синтез белков, жиров и гормонов. Больше половины количества иода находится в щитовидной железе в связанном состоянии в виде тиреоидных гормонов. При недостаточном поступлении иода в организм развивается эндемический зоб. С целью профилактики этого заболевания к поваренной соли добавляют NaI или KI (1-2 г на 1 кг NaCl). Таким образом, все галогены необходимы для нормального функционирования живых организмов.
Глава 13
1. Общая характеристика галогенов . Строение атомов и степени окисления галогенов в соединениях. Характер изменения атомных радиусов, энергий ионизации, сродства к электрону и электроотрицательности в ряду F - At. Характер химических связей галогенов с металлами и неметаллами. Устойчивость высших валентных состояний галогенов. Особенности фтора.
1. с. 367-371; 2. с. 338-347; 3. с. 415-416; 4. с. 270-271; 7. с. 340-345.
2. Строение молекул и физические свойства простых веществ галогенов . Характер химической связи в молекулах галогенов. Физические свойства галогенов: агрегатное состояние, температуры плавления и кипения в ряду фтор – астат, растворимость в воде и в органических растворителях.
1. с. 370-372; 2. с. 340-347; 3. с. 415-416; 4. с. 271-287; 8. с. 367-370.
3. Химические свойства галогенов . Причины высокой химической активности галогенов и её изменение по группе. Отношение к воде, растворам щелочей, к металлам и неметаллам. Влияние температуры на состав продуктов диспропорционирования галогенов в растворах щелочей. Особенности химии фтора. Природные соединения галогенов. Принципы промышленных и лабораторных способов получения галогенов. Применение галогенов. Физиологическое и фармакологическое действие галогенов и их соединений на живые организмы. Токсичность галогенов и меры предосторожности при работе с ними.
1. с. 372-374, с. 387-388; 2. с. 342-347; 3. с. 416-419; 4. с. 276-287; 7. с.340-345, с. 355; 8. с. 380-382.
Простые вещества галогены, в отличие от водорода, очень активны. Для них наиболее характерны окислительные свойства, которые в ряду F 2 – At 2 постепенно ослабевают. Самый активный из галогенов - фтор: в его атмосфере самовоспламеняются даже вода и песок! Галогены энергично реагируют с большинством металлов, с неметаллами, со сложными веществами.
4. Получение и применение галогенов .
1. с. 371-372; 2. с. 345-347; 3. с. 416-419; 4. с. 275-287; 7. с.340-345; 8. с. 380-382.
Все способы получения галогенов основаны на реакциях окисления галогенид-анионов различными окислителями: 2Гал -1 -2е - = Гал
Галогены в промышленности получают электролизом расплавов (F 2 и Cl 2) или водных растворов (Cl 2) галогенидов; вытеснением менее активных галогенов более активными из соответствующих галогенидов (I 2 - бромом; I 2 или Br 2 - хлором)
Галогены в лаборатории получают окислением галогеноводородов (HCl, HBr) в растворах сильными окислителями (KMnO 4 , K 2 Cr 2 O 7 , PbO 2 , MnO 2 , KClO 3); окислением галогенидов (NaBr, KI) указанными окислителями в кислой среде (H 2 SO 4).
Бинарные соединения галогенов
1. Соединения с водородом (галогеноводороды) . Характер химической связи в молекулах. Полярность молекул. Физические свойства, агрегатное состояние, растворимость в воде. Характер изменения температур плавления и кипения в ряду HF – HI. Ассоциация молекул фтороводорода. Термическая устойчивость галогеноводородов. Реакционная способность. Кислотные свойства, особенности плавиковой кислоты. Восстановительные свойства. Общие принципы получения галогеноводородов: синтез из простых веществ и из галогенидов. Хлороводород и соляная кислота. Физические и химические свойства. Способы получения. Применение соляной кислоты. Роль соляной кислоты и хлоридов в процессах жизнедеятельности. Галогениды.
1. с. 375-382; 2. с. 347-353; 3. с. 419-420; 4. с. 272-275, с. 289-292; 7. с.354-545; 8. с. 370-373, с. 374-375.
2 . Соединения галогенов с кислородом.
1. с. 377-380; 2. с. 353-359; 3. с. 420-423; 4. с. 292-296; 7. с.350-354; 8. с. 375-376, с. 379.
3. Соединения с другими неметаллами.
1. с. 375-381; 2. с. 342-345; 4. с. 292-296; 7. с.350-355.
4 . Соединения с металлами .
2. с. 342; 4. с. 292-296; 7. с.350-355.
Многоэлементные соединения галогенов
1. Кислородсодержащие кислоты хлора и их соли. Хлорноватистая, хлористая, хлорноватая и хлорная кислоты. Изменение кислотных свойств, устойчивости и окислительных свойств в ряду HClO – HClO 4 . Принципы получения этих кислот. Гипохлориты, хлориты, хлораты и перхлораты. Термическая устойчивость и окислительные свойства. Общие принципы получения солей. Применение солей. Хлорная известь. Бертоллетова соль. Перхлорат аммония.
1. с. 382-387; 2. с. 353-359; 3. с. 423; 4. с. 292-296; 7. с.350-354; 8. с. 375-378.
2 . Кислородсодержащие кислоты брома и иода и их соли .
1. с. 382-387; 2. с. 353-359; 3. с. 423; 4. с. 292-296; 7. с.350-354; 8. с. 379-380.
3 . Применение галогенов и их важнейших соединений
1. с. 387-388; 2. с. 345-347; 3. с. 419-423; 4. с. 272-296; 8. с. 380-382.
4 . Биологическая роль соединений галогенов
1. с. 387-388; 2. с. 340-347; 3. с. 419-423; 4. с. 272-296; 8. с. 380-382.
Взаимосвязь важнейших соединений хлора:
Галогены в периодической таблице расположены слева от благородных газов. Эти пять токсических неметаллических элементов входят в 7 группу периодической таблицы. К ним относятся фтор, хлор, бром, йод и астат. Хотя астат радиоактивен и имеет только короткоживущие изотопы, он ведет себя, как йод, и его часто причисляют к галогенам. Поскольку галогенные элементы имеют семь валентных электронов, им необходим лишь один дополнительный электрон для образования полного октета. Эта характеристика делает их более активными, чем другие группы неметаллов.
Общая характеристика
Галогены образуют двухатомные молекулы (вида Х 2 , где Х обозначает атом галогена) - устойчивую форму существования галогенов в виде свободных элементов. Связи этих двухатомных молекул являются неполярными, ковалентными и одинарными. позволяют им легко вступать в соединение с большинством элементов, поэтому они никогда не встречаются в несвязанном виде в природе. Фтор - наиболее активный галоген, а астат - наименее.
Все галогены образуют соли I группы с похожими свойствами. В этих соединениях галогены присутствуют в виде галоидных анионов с зарядом -1 (например, Cl - , Br -). Окончание -ид указывает на наличие галогенид-анионов; например Cl - называется «хлорид».
Кроме того, химические свойства галогенов позволяют им действовать в качестве окислителей - окислять металлы. Большинство химических реакций, в которых участвуют галогены - окислительно-восстановительные в водном растворе. Галогены образуют одинарные связи с углеродом или азотом в где степень их окисления (СО) равна -1. Когда атом галогена замещён ковалентно-связанным атомом водорода в органическом соединении, префикс гало- может быть использован в общем смысле, или префиксы фтор-, хлор-, бром- , йод- - для конкретных галогенов. Галогенные элементы могут иметь перекрёстную связь с образованием двухатомных молекул с полярными ковалентными одинарными связями.
Хлор (Cl 2) стал первым галогеном, открытым в 1774 г., затем были открыты йод (I 2), бром (Br 2), фтор (F 2) и астат (At, обнаружен последним, в 1940 г.). Название «галоген» происходит от греческих корней hal- («соль») и -gen («образовывать»). Вместе эти слова означают «солеобразующий», подчёркивая тот факт, что галогены, вступая в реакцию с металлами, образуют соли. Галит - это название каменной соли, природного минерала, состоящего из хлорида натрия (NaCl). И, наконец, галогены используются в быту - фторид содержится в зубной пасте, хлор обеззараживает питьевую воду, а йод содействует выработке гормонов щитовидной железы.
Химические элементы
Фтор - элемент с атомным номером 9, обозначается символом F. Элементарный фтор впервые был обнаружен в 1886 г. путем выделения его из плавиковой кислоты. В свободном состоянии фтор существует в виде двухатомной молекулы (F 2) и является наиболее распространенным галогеном в земной коре. Фтор - наиболее электроотрицательный элемент в периодической таблице. При комнатной температуре является бледно-жёлтым газом. Фтор также имеет относительно небольшой атомный радиус. Его СО - -1, за исключением элементарного двухатомного состояния, в котором его степень окисления равна нулю. Фтор чрезвычайно химически активен и непосредственно взаимодействует со всеми элементами, кроме гелия (He), неона (Ne) и аргона (Ar). В растворе H 2 O, плавиковой кислоты (HF) является слабой кислотой. Хотя фтор сильно электроотрицателен, его электроотрицательность не определяет кислотность; HF является слабой кислотой в связи с тем, что ион фтора основной (рН> 7). Кроме того, фтор производит очень мощные окислители. Например, фтор может вступать в реакцию с инертным газом ксеноном и образует сильный окислитель дифторид ксенона (XeF 2). У фтора множество применений.
Хлор - элемент с атомным номером 17 и химическим символом Cl. Обнаружен в 1774 г. путём выделения его из соляной кислоты. В своём элементарном состоянии он образует двухатомную молекулу Cl 2 . Хлор имеет несколько СО: -1, +1, 3, 5 и 7. При комнатной температуре он является светло-зеленым газом. Так как связь, которая образуется между двумя атомами хлора, является слабой, молекула Cl 2 обладает очень высокой способностью вступать в соединения. Хлор реагирует с металлами с образованием солей, которые называются хлориды. Ионы хлора являются наиболее распространенными ионами, они содержатся в морской воде. Хлор также имеет два изотопа: 35 Cl и 37 Cl. Хлорид натрия является наиболее распространенным соединением из всех хлоридов.
Бром - химический элемент с атомным номером 35 и символом Br. Впервые был обнаружен в 1826 г. В элементарной форме бром является двухатомной молекулой Br 2 . При комнатной температуре представляет собой красновато-коричневую жидкость. Его СО - -1, + 1, 3, 4 и 5. Бром более активен, чем йод, но менее активен, чем хлор. Кроме того, бром имеет два изотопа: 79 Вг и 81 Вг. Бром встречается в бромида, растворённых в морской воде. За последние годы производство бромида в мире значительно увеличилось благодаря его доступности и продолжительному времени жизни. Как и другие галогены, бром является окислителем и очень токсичен.
Йод - химический элемент с атомным номером 53 и символом I. Йод имеет степени окисления: -1, +1, +5 и +7. Существует в виде двухатомной молекулы, I 2 . При комнатной температуре является твёрдым веществом фиолетового цвета. Йод имеет один стабильный изотоп - 127 I. Впервые обнаружен в 1811 г. с помощью морских водорослей и серной кислоты. В настоящее время ионы йода, могут быть выделены в морской воде. Несмотря на то что йод не очень хорошо растворим в воде, его растворимость может возрасти при использовании отдельных йодидов. Йод играет важную роль в организме, участвуя в выработке гормонов щитовидной железы.
Астат - радиоактивный элемент с атомным номером 85 и символом At. Его возможные степени окисления: -1, +1, 3, 5 и 7. Единственный галоген, не являющийся двухатомной молекулой. В нормальных условиях является металлическим твёрдым веществом чёрного цвета. Астат является очень редким элементом, поэтому о нём известно немного. Кроме того, астат имеет очень короткий период полураспада, не дольше нескольких часов. Получен в 1940 г. в результате синтеза. Полагают, что астат похож на йод. Отличается
В таблице ниже показано строение атомов галогенов, структура внешнего слоя электронов.
Подобное строение внешнего слоя электронов обусловливает то, что физические и химические свойства галогенов похожи. Вместе с тем при сопоставлении этих элементов наблюдаются и различия.
Периодические свойства в группе галогенов
Физические свойства простых веществ галогенов изменяются с повышением порядкового номера элемента. Для лучшего усвоения и большей наглядности мы предлагаем вам несколько таблиц.
Точки плавления и кипения в группе возрастают по мере роста размера молекулы (F Таблица 1. Галогены. Физические свойства: точки плавления и кипения Галоген
Т плавления (˚C)
Т кипения (˚C)
Размер ядра увеличивается (F < Cl < Br < I < At), так как увеличивается число протонов и нейтронов. Кроме того, с каждым периодом добавляется всё больше уровней энергии. Это приводит к большей орбитали, и, следовательно, к увеличению радиуса атома. Таблица 2. Галогены. Физические свойства: атомные радиусы Ковалентный радиус (пм) Ионный (X -) радиус (пм) Если внешние валентные электроны не находятся вблизи ядра, то для их удаления от него не потребуется много энергии. Таким образом, энергия, необходимая для выталкивания внешнего электрона не столь высока в нижней части группы элементов, так как здесь больше энергетических уровней. Кроме того, высокая энергия ионизации заставляет элемент проявлять неметаллические качества. Йод и дисплей астат проявляют металлические свойства, потому что энергия ионизации снижается (At < I < Br < Cl < F). Таблица 3. Галогены. Физические свойства: энергия ионизации Число валентных электронов в атоме возрастает с увеличением уровней энергии при прогрессивно более низких уровнях. Электроны прогрессивно дальше от ядра; Таким образом, ядро и электроны не как притягиваются друг к другу. Увеличение экранирования наблюдается. Поэтому Электроотрицательность уменьшается с ростом периода (At < I < Br < Cl < F). Таблица 4. Галогены. Физические свойства: электроотрицательность Так как размер атома увеличивается с увеличением периода, сродство к электрону, как правило, уменьшается (В < I < Br < F < Cl). Исключение - фтор, сродство которого меньше, чем у хлора. Это можно объяснить меньшим размером фтора по сравнению с хлором. Таблица 5. Сродство галогенов к электрону Реакционная способность галогенов падает с ростом периода (At Галогенид образуется, когда галоген реагирует с другим, менее электроотрицательным элементом с образованием бинарного соединения. Водород реагирует с галогенами, образуя галогениды вида НХ: Галогениды водорода легко растворяются в воде с образованием галогенводородной (плавиковой, соляной, бромистоводородной, иодистоводородной) кислоты. Свойства этих кислот приведены ниже. Кислоты образуются следующей реакцией: HX (aq) + H 2 O (l) → Х - (aq) + H 3 O + (aq). Все галоидоводороды образуют сильные кислоты, за исключением HF. Кислотность галогеноводородных кислот увеличивается: HF Плавиковая кислота способна гравировать стекло и некоторые неорганические фториды длительное время. Может показаться нелогичным, что HF является самой слабой галогенводородной кислотой, так как фтор обладает самой высокой электроотрицательностью. Тем не менее связь Н-F очень сильна, в результате чего кислота очень слабая. Сильная связь определяется короткой длиной связи и большой энергией диссоциации. Из всех галогенидов водорода HF имеет самую короткую длину связи и самую большую энергию диссоциации связи. Галогенные оксокислоты представляют собой кислоты с атомами водорода, кислорода и галогена. Их кислотность может быть определена с помощью анализа структуры. Галогенные оксокислоты приведены ниже: В каждой из этих кислот протон связан с атомом кислорода, поэтому сравнение длин связей протонов здесь бесполезно. Доминирующую роль здесь играет электроотрицательность. Активность кислотны возрастает с увеличением числа атомов кислорода, связанный с центральным атомом. Основные физические свойства галогенов кратко можно выразить в следующей таблице. Состояние вещества (при комнатной температуре)
Галоген
Внешний вид
фиолетовый красно-коричневый газообразное бледно-жёлто-коричневый бледно-зелёный Цвет галогенов является результатом поглощения видимого света молекулами, что вызывает возбуждение электронов. Фтор поглощает фиолетовый свет, и, следовательно, выглядит светло-жёлтым. Йод, наоборот, поглощает жёлтый свет и выглядит фиолетовым (жёлтый и фиолетовый - дополняющие цвета). Цвет галогенов становится темнее с ростом периода. В закрытых ёмкостях жидкий бром и твёрдый йод находятся в равновесии со своими парами, которые можно наблюдать в виде цветного газа. Хотя цвет астата неизвестен, предполагается, что он должен быть темнее йода (т. е. черным) в соответствии с наблюдаемой закономерностью. Теперь, если вас попросят: «Охарактеризуйте физические свойства галогенов», вам будет что сказать. Степень окисления часто используется вместо понятия "валентность галогенов". Как правило, степень окисления равна -1. Но если галоген связан с кислородом или другим галогеном, он может принимать другие состояния: СО кислорода -2 имеет приоритет. В случае двух различных атомов галогена, соединенных вместе, более электроотрицательный атом превалирует и принимает СО -1. Например, в хлориде йода (ICl) хлор имеет СО -1, и йод +1. Хлор является более электроотрицательным, чем йод, поэтому его СО равна -1. В бромной кислоте (HBrO 4) кислород обладает СО -8 (-2 х 4 атома = -8). Водород имеет общую степень окисления +1. Сложение этих значений даёт СО -7. Так как конечное СО соединения должно быть нулевым, то СО брома равна +7. Третьим исключением из правила является степень окисления галогена в элементарной форме (X 2), где его СО равна нулю. Галоген
СО в соединениях
1, +1, +3, +5, +7 1, +1, +3, +4, +5 1, +1, +3, +5, +7 Электроотрицательность увеличивается с ростом периода. Поэтому фтор имеет самую высокую электроотрицательность из всех элементов, что подтверждается его положением в периодической таблице. Его электронная конфигурация 1s 2 2s 2 2p 5 . Если фтор получает еще один электрон, крайние р-орбитали полностью заполнены и составляют полный октет. Поскольку фтор имеет высокую электроотрицательность, он может легко отобрать электрон у соседнего атома. Фтор в этом случае изоэлектронен инертному газу (с восемью валентными электронами), все его внешние орбитали заполнены. В таком состоянии фтор гораздо более стабилен. В природе галогены находятся в состоянии анионов, поэтому свободные галогены получают методом окисления путём электролиза или с помощью окислителей. Например, хлор вырабатывается гидролизом раствора поваренной соли. Применение галогенов и их соединений многообразно. Химия Элементов Неметаллы VIIА-подгруппы Элементы VIIА-подгруппы являются типичными неметаллами с высокой электротрицательностью, они имеют групповое название – «галогены».
Основные вопросы, рассматриваемые в лекции Общая характеристика неметаллов VIIА-подгруппы. Электронное строение, важнейшие характеристики атомов. Наиболее характерные сте- пени окисления. Особенности химии галогенов. Простые вещества. Природные соединения. Соединения галогенов Галогенводородные кислоты и их соли. Соляная и плавиковая ки- слота, получение и применение. Галогенидные комплексы. Бинарные кислородные соединения галогенов. Неустойчивость ок- Окислительно-восстановительные свойства простых веществ и со- единений. Реакции диспропорционирования. Диаграммы Латимера. Исполнитель: Мероприятие № Химия элементов VIIA-подгруппы Общая характеристика Марганец Технеций VIIА-группу образуют р-элементы:
фтор F, хлор Cl, бром Br, иод I и астат At.
Общая формула валентных электронов –
ns
2
np
5
.
Все элементы VIIА-группы – типичные неметаллы.
Как видно из распреде- ления валентных электронов по орбиталям атомам не хватает всего одного электрона для формирования устойчивой восьмиэлектронной обо- лочки, поэтому у них
сильно выражена тенденция к присоединению электрона.
Все элементы легко образуют простые однозаряд- ные анионы Г –
.
В форме простых анионов элементы VIIА-группы находятся в природной воде и в кристаллах природных солей, например, галита NaCl, сильвина KCl, флюорита CaF2
. Общее групповое название элементов VIIА- группы
«галогены»
, т. е. «рождающие соли», связано с тем, что большинство их соединений с металлами пред- ставляет собой типичные соли (CaF2
, NaCl, MgBr2
, KI), ко- торые могут быть получены при непосредственном взаи- модействии металла с галогеном. Свободные галогены получают из природных солей, поэтому название «галогены» также переводят, как «рожденные из солей». Исполнитель: Мероприятие № Минимальная степень окисления (–1) является наиболее устойчивой у всех галогенов. Некоторые характеристики атомов элементов VIIА-группы приведены в Важнейшие характеристики атомов элементов VIIА-группы Относитель- Сродство ная электро- отрицатель- ионизации, ность (по Поллингу) увеличение числа электронных слоев; увеличение размера уменьшение элек- троотрицательности Галогены отличаются высоким сродством к электрону (максимальным у Cl) и очень большой энергией ионизации (максимальной у F) и максимально возможной в каждом из периодов электроотрицательностью. Фтор – самый
электроотрицательный из всех химических элементов.
Наличие одного неспаренного электрона в атомах галогенов обуславли- вает объединение атомов в простых веществах в двухатомные молекулы Г2
. Для простых веществ галогенов наиболее характерны окислитель- ные свойства
,
наиболее сильные у F2
и ослабевающие при переходе к I2
. Галогены характеризуются наибольшей реакционной способностью из всех неметаллических элементов. Фтор даже среди галогенов выделя-
ется чрезвычайно высокой активностью. Элемент второго периода – фтор наиболее сильно отличается от дру- гих элементов подгруппы
. Это общая закономерность для всех неметаллов. Исполнитель: Мероприятие № Фтор
, как самый электроотрицательный элемент, не проявляет поло-
жительных степеней окисления
.
В любых соединениях, в том числе с ки- слородом, фтор находится в степени окисления (-1). Все остальные галогены проявляют положительные степени окис- ления вплоть до максимальной +7.
Наиболее характерные степени окисления галогенов: F :
-1, 0;
Cl, Br, I:
-1,
0, +1, +3, +5, +7. У Cl известны оксиды, в которых он находится в степенях окисления: +4 и +6. Наиболее важными соединениями галогенов, в положительных сте- пенях окисления, являются кислородсодержащие кислоты и их соли.
Все соединения галогенов в положительных степенях окисления яв- ляются сильными окислителями.
жуточную степень окисления.
Диспропорционированию способствует щелочная среда.
Практическое применение простых веществ и кислородных соедине- ний галогенов связано главным образом с их окислительным действием.
Самое широкое практическое применение находят простые вещества Cl2
и F2
. Наибольшее количество хлора и фтора расходуется в промышленном ор- ганическом синтезе: в производстве пластмасс, хладоагентов, растворителей, ядохимикатов, лекарств. Значительное количество хлора и йода используется для получения металлов и для их рафинирования. Хлор используется также для отбеливания целлюлозы, для обеззараживания питьевой воды и в произ- водстве хлорной извести и соляной кислоты. Соли оксокислот используются в производстве взрывчатых веществ. Исполнитель: Мероприятие № Широкое практическое применение находят кислоты – соляная и плави- Фтор и хлор принадлежат к двадцати самым распространенным элемен- там, значительно меньше в природе брома и иода. Все галогены находятся в природе в степени окисления
(–1).
Лишь йод встречается в виде соли KIO3
, которая как примесь входит в чилийскую селитру (KNO3
). Астат – искусственно полученный радиоактивный элемент (его нет в природе). Неустойчивость At отражается в названии, которое происходит от греч. «астатос» – «неустойчивый». Астат является удобным –излучателем для радиотерапии раковых опухолей. Простые вещества Простые вещества галогенов образованы двухатомными молекулами Г2
. В простых веществах при переходе от F2
к I2
с увеличением числа элек- тронных слоев и возрастанием поляризуемости атомов происходит усиление межмолекулярного взаимодействия, приводящее к изменению агрегатного со- стояния при стандартных условиях. Фтор (при обычных условиях) – желтый газ, при –181о
С переходит в жидкое состояние. Хлор
– желто-зеленый газ, переходит в жидкость при –34о
С. С цветом га- за связано название Cl, оно происходит от греческого «хлорос» – «желто– зеленый». Резкое повышение температуры кипения у Cl2
по сравнению с F2
, указывает на усиление межмолекулярного взаимодействия. Бром
– темно-красная, очень летучая жидкость, кипит при 58,8о
С. На- звание элемента связано с резким неприятным запахом газа и образовано от «бромос» – «зловонный». Йод
– темно-фиолетовые кристаллы, со слабым «металлическим» бле- ском, которые при нагревании легко возгоняется, образуя фиолетовые пары; при быстром охлаждении паров до 114о
С образуется жидкость. Температура Исполнитель: Мероприятие № кипения йода равна 183о
С. От цвета паров йода происходит его название – «иодос» – «фиолетовый». Все простые вещества имеют резкий запах и являются ядовитыми. Вдыхание их паров вызывает раздражение слизистых оболочек и дыхательных органов, а при больших концентрациях – удушье. Во время первой мировой войны хлор применяли в качестве отравляющего вещества. Газообразный фтор и жидкий бром вызывают ожоги кожи. Работая с га- логенами, следует соблюдать меры предосторожности. Поскольку простые вещества галогенов образованы неполярными моле- кулами, они хорошо растворяются в неполярных органических растворителях: спирте, бензоле, четыреххлористом углероде и т. п. В воде хлор, бром и иод ограниченно растворимы, их водные растворы называют хлорной, бромной и иодной водой. Лучше других растворяется Br2
, концентрация брома в насы- щенном растворе достигает 0,2 моль/л, а хлора – 0,1 моль/л. Фтор разлагает воду: 2F2
+ 2H2
O = O2
+ 4HF Галогены проявляют высокую окислительную активность и перехо- дят в галогенидные анионы. Г2
+ 2e–
2Г–
Особенно высокой окислительной активностью обладает фтор. Фтор окисляет благородные металлы (Au, Pt). Pt + 3F2
= PtF6
Взаимодействует даже с некоторыми инертными газами (криптоном, ксеноном и радоном), например, Xe + 2F2
= XeF4
В атмосфере F2
горят многие очень устойчивые соединения, например, вода, кварц (SiO2
). SiO2
+ 2F2
= SiF4
+ O2
Исполнитель: Мероприятие № В реакциях с фтором даже такие сильные окислители, как азотная и сер- ная кислота, выступают в роли восстановителей, при этом фтор окисляет вхо- дящий в их состав О(–2). 2HNO3
+ 4F2
= 2NF3
+ 2HF + 3O2
H2
SO4
+ 4F2
= SF6
+ 2HF + 2O2
Высокая реакционная способность F2
создает трудности с выбором кон- струкционных материалов для работы с ним. Обычно для этих целей использу- ют никель и медь, которые, окисляясь, образуют на своей поверхности плотные защитные пленки фторидов. Название F связано с его агрессивным действи- ем, оно происходит от греч. «фторос» – «разрушающий». В ряду F2
, Cl2
, Br2
, I2
окислительная способность ослабевает из-за
уве-
личения размера атомов и уменьшения электроотрицательности. В водных растворах окислительные и восстановительные свойства ве- ществ обычно характеризуют с помощью электродных потенциалов. В таблице приведены стандартные электродные потенциалы (Ео
, В) для полуреакций вос- становления галогенов. Для сравнения также приведено значение Ео
для ки- слорода – самого распространенного окислителя. Стандартные электродные потенциалы для простых веществ галогенов Ео
, В, для реакции O2
+ 4e–
+ 4H+
2H2
O Ео
, В для электродной 2Г–
+2е –
= Г2
Уменьшение окислительной активности Как видно из таблицы,
F2
– окислитель значительно более сильный, чем О2
, поэтому F2
в водных растворах не существует, он окисляет воду,
восстанавливаясь до F–
. Судя по значению Eо
окислительная способность Cl2
Исполнитель: Мероприятие № также выше, чем у О2
. Действительно при длительном хранении хлорной воды происходит ее разложение с выделением кислорода и с образованием HCl. Но реакция идет медленно (молекула Cl2
заметно прочнее, чем молекула F2
и энергия активации для реакций с хлором выше), быстрее происходит диспро- порционирование: Cl2
+ H2
O
HCl + HOCl В воде оно не доходит до конца (К = 3,9 .
10–4
), поэтому Cl2
существует в водных растворах. Еще большей устойчивостью в воде характеризуются Br2
и I2
. Диспропорционирование это очень характерная окислительно- восстановительная реакция для галогенов. Диспропорционирование уси-
ливается в щелочной среде. Диспропорционирование Cl2
в щелочи приводит к образованию анионов Cl–
и ClO–
. Константа диспропорционирования равна 7,5 .
1015
. Cl2
+ 2NaOH = NaCl + NaClO + H2
O При диспропорционировании йода в щелочи образуются I–
и IO3
–
. Ана- логично йоду диспропорционирует Br2
. Изменение продукта диспропорцио- нирования обусловлено тем, что анионы ГО–
и ГО2
–
у Br и I неустойчивы. Реакция диспропорционирования хлора используется в промышленно- сти для получения сильного и быстро действующего окислителя гипохлорита, белильной извести, бертолетовой соли. 3Cl2
+ 6 KOH = 5KCl + KClO3
+ 3H2
O Исполнитель: Мероприятие № Взаимодействие галогенов с металлами Галогены энергично взаимодействуют со многими металлами, например: Mg + Cl2
= MgCl2
Ti + 2I2
TiI4
ГалогенидыNa
+
, в которых металл имеет низкую степень окисления (+1, +2), – это солеобразные соединения с преимущественно ионной связью. Как прави- ло, ионные галогениды – это твердые вещества с высокой температурой плав- Галогениды металлов, в которых металл имеет высокую степень окисле- ния, – это соединения с преимущественно ковалентной связью. Многие из них при обычных условиях являются газами, жидкостями или легкоплавкими твердыми веществами. Например, WF6
– газ, MoF6
– жидкость, TiCl4
– жидкость. Взаимодействие галогенов с неметаллами Галогены непосредственно взаимодействуют со многими неметаллами: водородом, фосфором, серой и др. Например: H2
+ Cl2
= 2HCl 2P + 3Br2
= 2PBr3
S + 3F2
= SF6
Связь в галогенидах неметаллов преимущественно ковалентная.
Обычно эти соединения имеют невысокие температуры плавления и кипения. При переходе от фтора к йоду ковалентный характер галогенидов усиливается. Ковалентные галогениды типичных неметаллов являются кислотными соединениями; при взаимодействии с водой они гидролизуются с образованием кислот. Например: PBr3
+ 3H2
O = 3HBr + H3
PO3
PI3
+ 3H2
O = 3HI + H3
PO3
PCl5
+ 4H2
O = 5HCl + H3
PO4
Исполнитель: Мероприятие № Две первые реакции используются для получения бромо- и иодоводород- ной кислоты. Интергалиды.
Галогены, соединяясь друг с другом, образуют интерга-
лиды
. В этих соединениях более легкий и более электроотрицательный галоген находится в степени окисления (–1), а более тяжелый – в положительной сте- пени окисления. За счет непосредственного взаимодействия галогенов при нагревании получаются: ClF, BrF, BrCl, ICl. Существуют и более сложные интергалиды: ClF3
, BrF3
, BrF5
, IF5
, IF7
, ICl3
. Все интергалиды при обычных условиях – жидкие вещества с низкими температурами кипения. Интергалиды имеют высокую окислительную ак-
тивность
. Например, в парах ClF3
горят такие химически устойчивые вещества, как SiO2
, Al2
O3
, MgO и др. 2Al2
O3
+ 4ClF3
= 4 AlF3
+ 3O2
+ 2Cl2
Фторид ClF
3
– агрессивный фторирующий реагент, действующий быст- рее F2
. Его применяют в органических синтезах и для получения защитных пленок на поверхности никелевой аппаратуры для работы с фтором. В воде интергалиды гидролизуются с образованием кислот. Например, ClF5
+ 3H2
O = HClO3
+ 5HF Галогены в природе. Получение простых веществ В промышленности галогены получают из их природных соединений. Все
процессы получения свободных галогенов основаны на окислении галоге- нид-ионов.
2Г –
Г2
+ 2e–
Значительное количество галогенов находится в природных водах в виде анионов: Cl–
, F–
, Br –
, I–
. В морской воде может содержаться до 2,5 % NaCl. Бром и иод получают из воды нефтяных скважин и морской воды. Исполнитель: Мероприятие № Фтор может быть только окислителем, что легко объяснить его положением в периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева. Это сильнейший окислитель, окисляющий даже некоторые благородные газы: 2F 2 +Хе=XeF 4 Высокую химическую активность фтора следует объяснить о на разрушение молекулы фтора требуется намного меньше энергии, чем ее выделяется при образовании новых связей. Так, вследствие малого радиуса атома фтора неподеленные электронные пары в молекуле фтора взаимно сталкиваются и ослабевает Галогены взаимодействуют почти со всеми простыми веществами. 1. Наиболее энергично протекает реакция с металлами. При нагревании фтор взаимодействует со всеми металлами (в том числе с золотом и платиной); на холоду реагирует с щелочными металлами, свинцом, железом. С медью, никелем реакция на холоду не протекает, поскольку на поверхности металла образуется защитный слой фторида, предохраняющий металл от дальнейшего окисления. Хлор энергично реагирует с щелочными металлами, а с медью, железом и оловом реакция протекает при нагревании. Аналогично ведут себя бром и иод. Взаимодействие галогенов с металлами является экзотермическим процессом и может быть выражена уравнением: 2М+nHaI 2 =2МНаI DH<0 Галогениды металлов являются типичными солями. Галогены в этой реакции проявляют сильные окислительные свойства. При этом атомы металла отдают электроны, а атомы галогена принимают, например: 2. При обычных условиях фтор реагирует с водородом в темноте со взрывом. Взаимодействие хлора с водородом протекает на ярком солнечном свету. Бром и водород взаимодействуют только при нагревании, а иод с водородом реагирует при сильном нагревании (до 350°С), но этот процесс обратимый. Н 2 +Сl 2 =2НСl Н 2 +Br 2 =2НBr Н 2 +I 2 « 350° 2HI Галоген в данной реакции является окислителем. Как показали исследования, реакция взаимодействия водорода с хлором на свету имеет следующий механизм. Молекула Сl 2 поглощает квант света hv и распадается на неорганические радикалы Сl . . Это служит началом реакции (первоначальное возбуждение реакции). Затем она продолжается сама собой. Радикал хлора Сl . реагирует с молекулой водорода. При этом образуется радикал водорода Н. и НСl. В свою очередь радикал водорода Н. реагирует с молекулой Сl 2 , образуя НСl и Сl . и т.д. Сl 2 +hv=Сl . +Сl . Сl . +Н 2 =НСl+Н. Н. +Сl 2 =НСl+С1 . Первоначальное возбуждение вызвало цепь последовательных реакций. Такие реакции называются цепными. В итоге получается хлороводород. 3. Галогены с кислородом и азотом непосредственно не взаимодействуют. 4. Хорошо реагируют галогены с другими неметаллами, например: 2Р+3Сl 2 =2РСl 3 2Р+5Сl 2 =2РСl 5 Si+2F 2 =SiF 4 Галогены (кроме фтора) не реагируют с инертными газами. Химическая активность брома и иода по отношению к неметаллам выражена слабее, чем у фтора и хлора. Во всех приведенных реакциях галогены проявляют окислительные свойства. Взаимодействие галогенов со сложными веществами. 5. С водой. Фтор реагирует с водой со взрывом с образованием атомарного кислорода: H 2 O+F 2 =2HF+O Остальные галогены реагируют с водой по следующей схеме: Гал 0 2 +Н 2 О«НГал -1 +НГал +1 О Эта реакция является реакцией диспропорционирования, когда галоген является одновременно и восстановителем, и окислителем, например: Сl 2 +Н 2 O«НСl+НСlO Cl 2 +H 2 O«H + +Cl - +HClO Сl°+1e - ®Сl - Cl°-1e - ®Сl + где НСl - сильная соляная кислоты; НСlO - слабая хлорноватистая кислота 6. Галогены способны отнимать водород от других веществ, скипидар+С1 2 = НС1+углерод Хлор замещает водород в предельных углеводородах: СН 4 +Сl 2 =СН 3 Сl+НСl и присоединяется к непредельным соединениям: С 2 Н 4 +Сl 2 =С 2 Н 4 Сl 2 7. Реакционная способность галогенов снижается в ряду F-Сl - Br - I. Поэтому предыдущий элемент вытесняет последующий из кислот типа НГ (Г - галоген) и их солей. В этом случае активность убывает: F 2 >Сl 2 >Br 2 >I 2 Применение Хлор применяют для обеззараживания питьевой воды, отбелки тканей и бумажной массы. Большие количества его расходуются для получения соляной кислоты, хлорной извести и др. Фтор нашел широкое применение в синтезе полимерных материалов - фторопластов, обладающих высокой химической стойкостью, а также в качестве окислителя ракетного топлива. Некоторые соединения фтора используют в медицине. Бром и иод - сильные окислители, используются при различных синтезах и анализах веществ. Большие количества брома и иода расходуются на изготовление лекарств. Галогеноводороды
Соединения галогенов с водородом НХ, где X - любой галоген, называются галогеноводородами. Вследствие высокой электроотрицательности галогенов связующая электронная пара смещена в их сторону, поэтому молекулы этих соединений полярны. Галогеноводороды - бесцветные газы, с резким запахом, легко растворимы в воде. При 0°С в 1 объеме воды растворяете 500 объемов НС1, 600 объемов HBr и 450 объемов HI. Фтороводород смешивается с водой в любых соотношениях. Высокая растворимость этих соединений в воде позволяет получать концентриро- Таблица 16. Степени диссоциации галогеноводородных кислот ванные растворы. При растворении в воде галогеноводороды диссоциируют по типу кислот. HF относится к слабо диссоциированным соединениям, что объясняется особой прочностью связи в куле. Остальные же растворы галогеноводородов относятся к числу сильных кислот. HF - фтороводородная (плавиковая) кислота НС1 - хлороводородная (соляная) кислота HBr - бромоводородная кислота HI - иодоводородная кислота Сила кислот в ряду HF - НСl - HBr - HI возрастает, что объясняется уменьшением в том же направлении энергии связи и увеличением межъядерного расстояния. HI - самая сильная кислота из ряда галогеноводородных кислот (см. табл. 16). Поляризуемость растет вследствие того, что вода поляризует больше ту связь, чья длина больше. I Соли галогеноводородных кислот носят соответственно следующие названия: фториды, хлориды, бромиды, иодиды. Химические свойства галогеноводородных кислот В сухом виде галогеноводороды не действуют на большинство металлов. 1. Водные растворы галогеноводородов обладают свойствами бескислородных кислот. Энергично взаимодействуют со многими металлами, их оксидами и гидроксидами; на металлы, стоящие в электрохимическом ряду напряжений металлов после водорода, не действуют. Взаимодействуют с некоторыми солями и газами. Фтороводородная кислота разрушает стекло и силикаты: SiO 2 +4HF=SiF 4 +2Н 2 O Поэтому она не может храниться в стеклянной посуде. 2. В окислительно-восстановительных реакциях галогеноводородные кислоты ведут себя как восстановители, причем восстановительная активность в ряду Сl - , Br - , I - повышается. Получение
Фтороводород получают действием концентрированной серной кислоты на плавиковый шпат: CaF 2 +H 2 SO 4 =CaSO 4 +2HF Хлороводород получают непосредственным взаимодействием водорода с хлором: Н 2 +Сl 2 =2НСl Это синтетический способ получения. Сульфатный способ основан на реакции концентрированной серной кислоты с NaCl. При небольшом нагревании реакция протекает с образованием НСl и NaHSO 4 . NaCl+H 2 SO 4 =NaHSO 4 +HCl При более высокой температуре протекает вторая стадия реакции: NaCl+NaHSO 4 =Na 2 SO 4 +HCl Но аналогичным способом нельзя получить HBr и HI, т.к. их соединения с металлами при взаимодействии с концентрировав- ной серной кислотой окисляются, т.к. I - и Br - являются сильными восстановителями. 2NaBr -1 +2H 2 S +6 O 4(к) =Br 0 2 +S +4 O 2 +Na 2 SO 4 +2Н 2 O Бромоводород и иодоводород получают гидролизом PBr 3 и PI 3: PBr 3 +3Н 2 O=3HBr+Н 3 PO 3 PI 3 +3Н 2 О=3HI+Н 3 РO 3 Галогениды
Галогениды металлов являются типичными солями. Характеризуются ионным типом связи, где ионы металла имеют положительный заряд, а ионы галогена отрицательный. Имеют кристаллическую решетку. Восстановительная способность галогенидов повышается в ряду Сl - , Br - , I - (см. §2.2). Растворимость малорастворимых солей уменьшается в ряду AgCl - AgBr - AgI; в отличие от них, соль AgF хорошо растворима в воде. Большинство же солей галогеноводородных кислот хорошо растворимы в воде.
Водород + галогены
Галогенные оксокислоты
Внешний вид и состояние вещества
Объяснение внешнего вида
Степень окисления галогенов в соединениях
Почему СО фтора всегда -1?
Получение и применение галогенов