ГАЛОГЕНЫ Получение I. в промышленности: Cl2: электролиз концентрированного раствора NaCl: 2NaCl + 2H2O эл-з Cl2 + H2 + 2NaOH Br2, I2: окисление бромидов и иодидов хлором: 2NaBr + Cl2 → Br2 + 2NaCl II. в лаборатории: Cl2: взаимодействие соляной кислоты с окислителями 16HCl + 2KMnO4 → 5Cl2 + 2MnCl2 + KCl + H2O 14HCl + K2Cr2O7 → 3Cl2 + 2KCl + 2CrCl3 + 7H2O 6HCl + KClO3 → 3Cl2 + KCl + 3H2O Br2, I2: окисление бромид-, иодид-ионов различными окислителями: Физические свойства F2 – газ бледно-желтого цвета, резкий запах Cl2 – газ желто-зеленого цвета, удушающий запах Br2 – жидкость красно-бурого цвета, резкий удушливый запах I2 – черно-фиолетовые кристаллы с металлич. блеском и острым запахом, при нагревании возгоняется токсичные 2NaBr + MnO2 + 2H2SO4 → Br2 + MnSO4 + Na2SO4 + 2H2O 10KI + 2KMnO4 + 8H2SO4 → 5I2 + 2MnSO4 + 6K2SO4 + 8H2O Химические свойства Типичные окислители. От фтора с йоду уменьшаются окислит. свойства, прочность связи в молекулах, хим. активность; увеличивается длина связи. I. Взаимодействие с простыми веществами 1) с металлами (окисляют до высшей степени окисления; в случае с железом исключение I2) 2Fe + ЗCl2 = 2FeCl3 Fe + I2 = FeI2 2) с неметаллами А) с водородом (от F2 к I2 активность падает: с F2 реакция со взрывом в темноте и при любой температуре; с Cl2 – со взрывом на свету или при нагревании (цепной механизм реакции); с йодом – при сильном нагревании, реакция обратима и эндотермическая) Н2 + F2 → 2HF + Q hν Н2 + Cl2 2HCl + Q Н2 + I2 2HI – Q Б) с халькогенами (элементы VIА группы) c O2 только F2: 2F2 + O2 → 2OF2 2S + Br2 → S2Br2 S + I2 ≠ В) с элементами VА группы N2 + галоген ≠ (в изб. хлора обр-ся PCl5, в недост. – PCl3) обратимые реакции Г) с элементами IVА группы с C только F2: C + 2F2 → CF4 Si + 2Cl2 → SiCl4 (аналогично с F2, Br2, I2) II. Взаимодействие со сложными веществами 1) с водой 2) с галогенидами металлов (более сильный галоген вытесняет менее сильный; F2 не используют, т.к. он реагирует с водой) 3) с галогеноводородами (свойство характерно только для хлора) 4) со щелочами Cl2 + 2NaOH(хол.р-р) → NaCl + NaClO + H2O 3Cl2 + 6NaOH(горяч.р-р) → 5NaCl + NaClO3 + 3H2O 5) с органическими веществами: А) с алканами – замещение (цепной радикальный механизм) CH3-CH2-CH3 + Cl2 CnH2n+2 + Cl2 CH3-CHCl-CH3 + HCl CnH2n+1Cl + HCl Б) с непредельными углеводородами – присоединение CnH2n + Cl2 = CnH2nCl2 CnH2n-2 + 2Cl2 = CnH2nCl4 В) с бензолом и его гомологами: C6H6 + Cl2 C6H5Cl + HCl гексахлоран Br2 и I2 аналогично Cl2 + 2HI → I2 + 2HCl бензилхлорид Г) с фенолом (c обр-м 2,4,6-трибромфенола, осадок белого цвета) Д) с альдегидами CH3-CHO + 3Cl2 → CCl3-CHO + 3HCl (хлораль) Е) с карбоновыми кислотами CH3-COOH + Cl2 CH2Cl-COOH + HCl (хлоруксусная кислота) Ж) с анилином (2,4,6-триброманилин, белый осадок) З) с глюкозой (окисление бромной водой до глюконовой кислоты) CH2OH-(CHOH)4-CHO + Br2 + H2O → CH2OH-(CHOH)4-COOH + 2HBr СОЕДИНЕНИЯ ГАЛОГЕНОВ Элемент Степень окисления -1 +1 F HF (плавиковая) Cl (Br, I) HCl HClO Соляная (хлориды) Сильная к-та +3 HClO2 (хлорноватистая, (хлористая, гипохлориты) хлориты) Слабая к-та Слабая к-та +5 HClO3 +7 HClO4 (хлорноватая, хлораты) Сильная к-та (хлорная, перхлораты) Оч. сильная к-та Галогеноводороды и их соли Газы, хорошо растворимы в воде, их растворы – сильные кислоты (кроме HF). HF → HCl → HBr →HI (кислотные свойства усиливаются) Получение: I. в промышленности: прямой синтез из простых веществ H2 + Br2 2HBr II. в лаборатории: вытеснением из солей конц. серной кислотой (для HF, HCl) или конц. фосфорной кислотой (для HBr, HI) NaCl(т) + H2SO4(конц.) = NaHSO4 + HCl↑ KBr(т) + H3PO4(конц.) = KH2PO4 + HBr↑ Химические свойства: Типичные свойства кислот. I. с простыми веществами: металлами (окислительные свойства за счет водорода) 2HCl + Fe = FeCl2 + H2 II. со сложными веществами 1) с основными оксидами и основаниями MgO + 2HCl = MgCl2 + H2O 2) с амфотерными оксидами и гидроксидами Al(OH)3 + 3HCl = AlCl3 + 3H2O 3) с солью (если обр-ся осадок или газ) 2HBr + K2CO3 = 2KBr + CO2 + H2O 4) HF взаимодействует со стеклом и SiO2 (специфическое свойство HF) SiO2 + 4HF(г) = SiF4 + 2H2O 5) с окислителями проявляют восстановительные свойства (за счет галогенида): 2HI + Fe2(SO4)3 = I2 + 2FeSO4 + H2SO4 Качественные реакции на галогенид-ионы (кроме F-): реактив AgNO3: NaCl + AgNO3 = AgCl↓(белый) + NaNO3 NaBr + AgNO3 = AgBr↓(желтоватый) + NaNO3 NaI + AgNO3 = AgI↓(ярко-желтый) + NaNO3 Кислородсодержащие соединения Окислительная способность кислот хлора уменьшается с возрастанием степени окисления хлора. Самый сильный окислитель среди этих кислот HClO. KClO3 – бертолетова соль, сильный окислитель, используется для получения кислорода в лаборатории и входит в состав, покрывающий головки спичек Образуется при пропускании хлора через горячий раствор щелочи: