Аналитическое определение галогенов и их соединений

Тема 13. Галогены

К галогенам относятся элементы VII группы главной подгруппы – фтор, хлор, бром, йод и астат (последний не входит в школьную программу). Все они имеют на внешнем электронном уровне 7 электронов (общая электронная формула ns²np⁵), поэтому галогены – сильные окислители, их наиболее характерная степень окисления –1. Элемент второго периода – фтор – имеет наибольшую электроотрицательность среди всех элементов Периодической системы. Максимальная степень окисления фтора – 0 (F₂), т.е. не соответствует номеру группы. Хлор, бром, йод могут проявлять нечетную валентность 1, 3, 5, 7 и такую же положительную степень окисления.

С увеличением порядкового номера окислительная способность (неметаллические свойства) снижается:

F₂ Cl₂ Br₂ I₂

т.е. каждый предыдущий (вышестоящий) галоген вытесняет последующие из их кислот и солей, например

2KCl + F₂ = 2KF + Cl₂

2HBr + Cl₂ = 2HF + Br₂

2HBr + I₂ ® не идет

Эти реакции часто встречаются в заданиях ЕГЭ.

Сила галогенводородных кислот вниз по группе растет, так как сила связи Н–Г уменьшается (здесь и далее: Г – галоген, F, Cl, Br, I):

HF HCl HBr HI

Следует помнить, что HF – слабая кислота, HCl, HBr, HI – сильные.

Фтор и его соединения

Принятое в русском языке слово фтор происходит от греческого φθoρος – «разрушение, порча, вред». В английском, немецком и многих других языках используется латинское название fluorum (от fluere – «течь»), по свойству основного фторсодержащего минерала флюорита CaF₂. Флюорит, или плавиковый шпат, издавна применялся для понижения температуры плавления и уменьшения вязкости расплава в металлургии. Из этого же соединения получали плавиковую (фтороводородную) кислоту

CaF₂ + H₂SO₄ = 2HF + CaSO₄

Получение F ₂

Фтор получают электролизом расплава солей, обычно KF.

Химические свойства F ₂

Фтор сильнейший окислитель, реагирует практически со всеми простыми и сложными веществами, кроме гелия, неона, аргона, фторидов и фторопластов. Фтор соединяется даже с кислородом, другими галогенами. В атмосфере фтора горят вода и платина. Реакции с фтором специфичны, запоминать их не надо, приведем для справки некоторые:

2F₂ + H₂O = OF₂ + 2HF

4F₂ + 6NaOH = OF₂ + 6NaF + 3H₂O + O₂

3F₂ + 8NH₃ = N₂ + 6NH₄F

3F₂ + S = SF₆

F₂ + 2Na₂CO₃ = 4NaF + 2CO₂ + O₂

Применение фтора и его соединений

1. Большое количество фтора используется в органическом синтезе для производства хладагентов (фреонов) и полимеров, например, фторопласта (политетрафтоэтилена).

2. Криолит Na₃AlF₆ используется при электролизе алюминия.

3. Плавиковая кислота используется для травления стекла, так как растворяет диоксид кремния

SiO₂ + 4HF = SiF₄ + 2H₂O

Хлор, бром, йод

Получение в промышленности – электролиз раствора или расплава хлоридов, бромидов, иодидов щелочных металлов.

Лабораторные способы получения хлора (эти реакции часто встречаются в заданиях ЕГЭ):

4HCl + MnO₂ = Cl₂ + MnCl₂ + 2H₂O

10NaCl + 2KMnO₄ + 8H₂SO₄ = 5Cl₂ + 2MnSO₄ + 5Na₂SO₄ + K₂SO₄ + 8H₂O

4HCl + Ca(ClO)₂ = 2Cl₂ + CaCl₂ + 2H₂O

Химические свойства Cl₂, Br₂, I₂

1. С простыми веществами. Реагируют с металлами и большинством неметаллов (кроме кислорода, азота, углерода), например

3Cl₂ + 2Fe = 2FeCl₃

Br₂ + H₂ = 2HBr

I₂ + 5F₂ = 2IF₅

С некоторыми веществами – H₂, предельными углеводородами, реакция возможна только на свету или при нагревании и протекает по радикальному механизму (см. пособие «Органическая химия»).

2. Взаимодействие с водой.

Хлор и бром достаточно хорошо растворяются в воде, их водные растворы называются, соответственно, хлорной и бромной водой. Часть молекул при растворении вступает в реакцию диспропорционирования

Cl₂ + H₂O = HCl + HClO

Br₂ + H₂O = HBr + HBrO

Образуются сильные окислители – хлорноватистая и бромноватистая кислота, за счет их образования хлорную и бромную воду можно использовать как окислитель.

Йод практически не растворяется в чистой воде, но за счет образования комплексного соединения достаточно хорошо растворяется в растворе иодида калия, образуется т.н. раствор Люголя

KI + I₂ = K[I₃]

3. Взаимодействие с растворами щелочей (много заданий в ЕГЭ!).

Cl₂, Br₂, I₂ диспропорционируют в растворах щелочей, продукты реакции зависят от температуры раствора.

Запишем реакции в общем виде, Г = Cl, Br, I

холодный раствор, до 20°С

Г₂ + 2NaOH = NaГ + NaГO + H₂O

горячий раствор, до 100°С

Г₂ + 6NaOH 5NaГ + NaГO₃ + 3H₂O

Например

Br₂ + 2КOH = NaBr + NaBrO + H₂O

3I₂ + 6NaOH 5NaI + NaIO₃ + 3H₂O

К этому же типу реакций относится получение хлорной (белильной) извести – ее можно рассматривать как смесь солей гипохлорита и хлорида кальция

2Cl₂ + 2Ca(OH)₂ = CaCl₂ + Ca(ClO)₂ + 2H₂O

В заданиях ЕГЭ повышенной сложности эти реакции могут быть усложнены, например, вместо раствора гидроксида используется раствор карбоната

Cl₂ + Na₂CO₃ = NaCl + NaClO + CO₂

или реагируют одновременно два галогена

5Cl₂ + I₂ + 12NaOH 10NaCl + 2NaIO₃ + 6H₂O

4. Взаимодействие с кислотами-окислителями.

Из всех галогенов только йод способен реагировать с азотной кислотой

I₂ + 10HNO₃ = 2HIO₃ + 10NO₂ + 4H₂O

Соляная кислота

Важнейшее соединение хлора – хлороводород, газ с резким запахом – при растворении в воде образует хлороводородную или соляную кислоту HCl. Содержание HCl в концентрированном растворе 36–38 % мас. Это третья (наряду с азотной и серной) важнейшая и широко применяемая неорганическая кислота.

Получение в промышленности – синтез из простых веществ

H₂ + Cl₂ = 2HCl

газ хлороводород поглощается водой – получается т.н. синтетическая соляная кислота.

Старый, разработанный еще алхимиками способ, по которому соляная кислота и получила свое название – действие концентрированной серной кислоты на кристаллы пищевой соли

NaCl (тв.) + H₂SO₄ (конц.) HCl + NaHSO₄

Соляная кислота проявляет все химические свойства, характерные для сильных кислот. Образует соли хлориды. В концентрированном состоянии может проявлять восстановительные свойства – см. «Получение хлора».

Кислородсодержащие кислоты Cl₂, Br₂, I₂

В настоящее время получены по 4 кислородсодержащие кислоты для хлора, брома и йода. С увеличением степени окисления галогена увеличивается сила кислот и уменьшается окислительная способность:

HГ⁺¹О HГ⁺³О₂ HГ⁺⁵О₃ HГ⁺⁷О₄

В ряду

HClО₄ HBrО₄ HIО₄

Применение Cl ₂ , Br ₂ , I ₂

Хлор используется для обеззараживания воды, отбеливания тканей и бумаги, для получения HCl, для синтеза хлорсодержащих органических соединений и полимеров.

Бром и йод используются в медицине, химической промышленности.

Аналитическое определение галогенов и их соединений

1. Если анионы Cl^–, Br^–, I^– присутствуют в растворе, то при добавлении AgNO₃ образуют осадки, причем AgCl белого, AgBr – светло-желтого, AgI – желтого цвета. AgF растворим. Растворимость осадков уменьшается в ряду

AgF AgCl AgBr AgI

2. Присутствие I₂ можно обнаружить крахмальным клейстером по появлению синей окраски.

3. Простые вещества галогены можно обнаружить по цвету и запаху (таблица 1).

Таблица 1 – Физические свойства галогенов

Вещество	Агрегатное состояние при 20°С, цвет	Запах
F₂	Светло-желтый газ	Резкий, удушливый
Cl₂	Желто-зеленый газ	Резкий, удушливый
Br₂	Бурая жидкость	Специфический
I₂	Темные кристаллы	Специфический

Следует помнить, что все галогены в степени окисления 0 (простые вещества) – чрезвычайно ядовиты.

Дата добавления: 2023-01-08; просмотров: 23; Мы поможем в написании вашей работы!

Поделиться с друзьями:

Мы поможем в написании ваших работ!