Окислительные свойства галогенов уравнения реакций

Видео:9 класс. Галогены. Химические свойства.Скачать

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 конфигурация галогенов в основном состоянии соответствует формуле ns 2 np 5 .

Например , электронная конфигурация фтора :

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.

Степени окисления атома галогенов – от -1 до +7. Характерные степени окисления -1, 0, +1, +3, +5, +7. Для фтора характерная степень окисления -1 и валентность I.

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

Йод

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.

Например , взаимодействием соляной кислоты с оксидом марганца (IV)

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.

Например , бромоводород окисляется хлором:

2HBr + Cl₂ → Br₂ + 2HCl

Соединения марганца также окисляют бромид-ионы.

Например , оксид марганца (IV):

4. Получение йода.

Йод получают окислением ионов I – сильными окислителями.

Например , хлор окисляет йодид калия:

2KI + Cl₂ → I₂ + 2KCl

Соединения марганца также окисляют йодид-ионы.

Например , оксид марганца (IV) в кислой среде окисляет йодид калия:

Химические свойства галогенов

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

1. Галогены проявляют свойства окислителей . Галогены реагируют с металлами и неметаллами .

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.

Например , железо реагирует с галогенами с образованием галогенидов. При этом фтор, хлор и бром образуются галогениды железа (III), а c йодом — соединение железа (II):

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.

Например , фтор окисляет хлор, бром и йод:

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.

Например , хлор при растворении в холодной воде диспропорционирует до ближайших стабильных степеней окисления (+1 и -1), образует при этом соляную кислоту и хлорноватистую кислоту (хлорная вода):

Cl₂ + H₂O ↔ HCl + HClO

При растворении в горячей воде хлор диспропорционирует до степеней окисления -1 и +5, образуя соляную кислоту и хлороватую кислоту:

Фтор реагирует с водой со взрывом:

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

Например , хлор реагирует с холодным раствором гидроксидом натрия:

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.

Например , хлор вытесняет йод и бром из раствора йодида калия и бромида калия соответственно:

Cl₂ + 2NaI → 2NaCl + I₂

Cl₂ + 2NaBr → 2NaCl + Br₂

Еще одно свойство: более активные галогены окисляют менее активные.

Например , фтор окисляет хлор с образованием фторида хлора (I):

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.

Например , хлор окисляет сероводород:

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.

Например , действием концентрированной серной кислоты на хлорид натрия:

Галогеноводороды получают также прямым взаимодействием простых веществ:

Химические свойства галогеноводородов

1. В водном растворе галогеноводороды проявляют кислотные свойства . Взаимодействуют с основаниями, основными оксидами, амфотерными гидроксидами, амфотерными оксидами . Кислотные свойства в ряду HF – HCl – HBr – HI возрастают.

Например , хлороводород реагирует с оксидом кальция, оксидом алюминия, гидроксидом натрия, гидроксидом меди (II), гидроксидом цинка (II), аммиаком:

2HCl + CaO → CaCl₂ + H₂O

HCl + NaOH → NaCl + H₂O

Как типичные минеральные кислоты, водные растворы галогеноводородов реагируют с металлами , расположенными в ряду активности металлов до водорода. При этом образуются соль металла и водород.

Например , соляная кислота растворяет железо. При этом образуется водород и хлорид железа (II):

Fe + 2HCl → FeCl₂ + H₂

2. В водном растворе галогеноводороды диссоциируют , образуя кислоты. Водный раствор фтороводорода (плавиковая кислота) – слабая кислота:

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).

Например , соляная кислота реагирует с карбонатом кальция:

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.

Галогеноводороды реагируют с галогенами . При этом более активные галогены вытесняют менее активные.

Например , бром вытесняет йод из йодоводорода:

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:

Например , бромоводород окисляется концентрированной серной кислотой:

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).

Например , йодоводород реагирует с хлоридом железа (III) с образованием молекулярного йода:

2HI + 2FeCl₃ → I₂ + 2FeCl₂ + 2HCl

или с сульфатом железа (III):

Йодоводород легко окисляется соединениями азота, например , оксидом азота (IV):

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

1. Галогениды металлов получают при взаимодействии галогенов с металлами . При этом галогены проявляют свойства окислителя.

Например , хлор взаимодействует с магнием и кальцием:

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

3Cl₂ + 2Fe → 2FeCl₃

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

Например , соляная кислота реагирует с железом с образованием хлорида железа (II):

Fe + 2HCl → FeCl₂ + H₂

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

Например , при взаимодействии оксида кальция и соляной кислоты:

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.

Например , при взаимодействии гидроксида натрия и соляной кислоты:

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.

Например , гидрокарбонат натрия реагирует с бромоводородом с образованием бромида натрия:

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

1. Растворимые галогениды вступают в обменные реакции с растворимыми солями, кислотами и основаниями , если образуется осадок, газ или вода.

Например , бромиды, йодиды и хлориды реагируют с нитратом серебра с образованием желтого, желтого и белого осадков соответственно.

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.

2. Галогениды тяжелых металлов реагируют с более активными металлами . При этом более активные металлы вытесняют менее активные.

Например , магний вытесняет медь из расплава хлорида меди (II):

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.

Например , натрий не вытесняет цинк из раствора хлорида цинка. Т.к. натрий реагирует с водой, а реакция с хлоридом цинка не идет.

Na + ZnCl_{2(раствор)} ≠

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

Например , при электролизе расплава бромида калия на катоде образуется клий, а на аноде – бром:

2KBr → 2K + Br₂

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

4. Галогениды металлов проявляют восстановительные свойства . Хлориды окисляются только сильными окислителями, а вот йодиды уже являются очень сильными восстановителями. В целом, восстановительные свойства галогенидов аналогичны свойствам галогеноводородов.

Например , бромид калия окисляется концентрированной серной кислотой:

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.

5. Нерастворимые галогениды металлов растворяются под действием избытка аммиака .

Например , хлорид серебра (I) растворяется под действием избытка раствора аммиака:

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

Например , хлорид серебра разлагается под действием ультрафиолета:

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

2. Как кислота, хлорноватистая кислота реагирует с сильными основаниями .

Например , с гидроксидом калия:

HClO + KOH → KClO + H₂O

3. Ярко выражены окислительные свойства хлорноватистой кислоты за счет атома хлора в степени окисления +1. При взаимодействии с восстановителями хлор, как правило, восстанавливается до степени окисления -1.

Например , хлорноватистая кислота окисляет йодоводород:

HClO + 2HI → HCl + I₂ + H₂O

Хлорноватистая кислота также окисляет, например , пероксид водорода:

4. Хлорноватистая кислота диспропорционирует:

3HClO → 2HCl + НСlO₃

Химические свойства солей хлорноватистой кислоты (гипохлоритов):

1. Более сильные кислоты вытесняют гипохлориты из солей.

Например , соляная кислота реагирует с гипохлоритом натрия:

NaClO + 2HCl → NaCl + Cl₂ + H₂O

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

Даже угольная кислота вытесняет гипохлориты:

2. Гипохлориты вступают в обменные реакции с другими солями , если образуется слабый электролит.

Например , гипохлорит кальция реагирует с растворимыми карбонатами:

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.

Например , из хлората бария под действием серной кислоты:

Химические свойства хлорноватой кислоты:

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

2. Хлорноватая кислота – сильный окислитель.

Например , хлорноватая кислота окисляет фосфор:

Химические свойства солей хлорноватой кислоты – хлоратов:

1. Хлораты – сильные окислители.

Например , хлорат калия (бертолетова соль) при нагревании разлагается. При этом без катализатора хлорат диспропорционирует:

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.

Например , из перхлората натрия под действием серной кислоты:

Химические свойства хлорной кислоты:

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

2. Хлорная кислота – сильный окислитель.

Например , хлорная кислота окисляет углерод:

3. При нагревании хлорная кислота разлагается:

Химические свойства солей хлорной кислоты – перхлоратов:

1. Перхлораты – сильные окислители.

Например , перхлорат калия при нагревании разлагается. При этом хлор окисляет кислород:

Еще пример : перхлорат калия окисляет алюминий:

Видео:8 класс. ОВР. Окислительно-восстановительные реакции.Скачать

Правила составления окислительно-восстановительных реакций

Видео:Галогены. 9 класс.Скачать

1. Химические свойства галогенов и их соединений с точки зрения изменения степеней окисления

В данном разделе реакции выходят за рамки С части ЕГЭ, но могут встретиться в тестовой части экзамена.

Все основные правила составления ОВР для С части, представлены в другом разделе.

Потренироваться составлять реакции онлайн (в рамках ЕГЭ) можно тут .

Простые вещества

Водный раствор Cl2 окисляет соединения S –2 (H2S и сульфиды) до S +6 , восстанавливаясь до степени окисления -1 (так как, находясь в седьмой группе периодической таблицы элементов, принять они могут только один электрон):

4Cl2 + H2S + 4H2O → H2SO4 + 8HCl

4Cl2 + Na2S + 4H2O → Na2SO4 + 8HCl

Br2 и I2 являются более слабыми окислителями и поэтому окисляют сероводород преимущественно до S:

Br2 + H2S → S + 2HBr.

Водные растворы Cl2 и Br2 окисляют соединения S +4 до S +6 :

Cl2 + SO2 + 2H2O → H2SO4 + 2HCl

Br2 + SO2 + 2H2O → H2SO4 + 2HBr

Cl2 и Br2 окисляют аммиак с образованием хлорида и бромида аммония:

3Cl2 + 8NH3 → N2­ + 6NH4Cl

3Br2 + 8NH3 → N2­ + 6NH4Br

F2, Cl2 и Br2 окисляют пероксид водорода с образованием кислорода:

F2 + H2O2 → O2­ + 2HF

Cl2 + H2O2 → O2­­ + 2HCl

Br2 + H2O2 → O2­­ + 2HBr

F2, Cl2 и Br2 окисляют соединения железа, хрома, марганца и др. в промежуточных степенях окисления, преимущественно в щелочной среде:

3F2 + 2Fe(OH)3 + 10KOH → 2K2FeO4 + 6KF + 8H2O

3Cl2 + 2Fe(OH)3 + 10KOH → 2K2FeO4 + 6KCl + 8H2O

3Br2 + 2Fe(OH)3 + 10KOH → 2K2FeO4 + 6KBr + 8H2O

2Br2 + 2CrCl2 + 8NaOH → Na2CrO4 + 2NaCl + 4NaBr + 4H2O

3Br2 + 2NaCrO2 + 8NaOH → 2Na2CrO4 + 6NaBr + 4H2O

3Cl2 + 2CrCl3 + 16KOH → 2K2CrO4 + 12KCl + 8H2O

3Br2 + Cr2(SO4)3 + 16NaOH → 2Na2CrO4 + 3Na2SO4 + 6NaBr + 8H2O

3Cl2 + 2K3[Cr(OH)6] + 4KOH → 2K2CrO4 + 6KCl + 8H2O

2Br2 + Mn(NO3)2 + 8NaOH → Na2MnO4 + 4NaBr + 2NaNO3 + 4H2O

F2 + NaBrO3 + 2NaOH → NaBrO4 + 2NaF + H2O

I2 + K2SO3 + 2KOH → K2SO4 + 2KI + H2O

Br2 + 2K2MnO4 → 2KMnO4 + 2KBr

Галогены также окисляют кислоты и кислотные оксиды, в которых неметалл имеет промежуточную степень окисления:

2Cl2 + H3PO2 + 7KOH → K3PO4 + 4KCl + 5H2O

2I2 + As2O3 + 5H2O → 2H3AsO4 + 4HI

F2 + KClO3 + 2NaOH → KClO4 + 2NaF + H2O.

Кислородсодержащие кислоты и соли хлора являются сильными окислителями.

При восстановлении любых соединений с положительными степенями окисления галогенов последние восстанавливается по максимуму, до Г – .

Восстановление кислот:

5HClO3 + 6P + 9H2O → 5HCl + 6H3PO4

2HClO3 + 3P2O3 + 9H2O → 2HCl + 6H3PO4

4HClO + PH3 → 4HCl + H3PO4

HClO3 + 6HBr → 3Br2 + HCl + 3H2O

HClO3 + 6HI → 3I2 + HCl + 3H2O.

Восстановление солей:

KClO4 + 8HI → KCl + 4I2 + 4H2O

KClO3 + 6HCl → KCl + 3Cl2 + 3H2O

2KClO3 + 3P2O3 → 2KCl + 3P2O5

KClO3 + 3H2O2 → KCl + 3O2 + 3H2O

NaClO3 + 3MnO2 + 6NaOH → 3Na2MnO4 + NaCl + 3H2O.

Исключение: соединения йода в высоких степенях окисления могут восстанавливаться до I2, а не до йодид-иона
KIO3 + 5KI + 3H2SO4 → 3I2 + 3K2SO4 + 3H2O.

В щелочной среде соединения Fe, Cr и Mn окисляются до ферратов (FeO4 2– ), хроматов (CrO4 2– ) и манганатов (MnO4 2– ), соответственно:

2KClO3 + 3FeSO4 + 12KOH → 2KCl + 3K2FeO4 + 3K2SO4 + 6H2O

KClO3 + 2CrCl3 + 10KOH → 7KCl + 2K2CrO4 + 5H2O

KClO3 + 2Cr(OH)3 + 4NaOH → KCl + 2Na2CrO4 + 5H2O

2KClO3 + 3MnO + 6KOH → 2KCl + 3K2MnO4 + 3H2O

KClO3 + 3MnO2 + 6KOH → KCl + 3K2MnO4 + 3H2O

NaClO3 + Cr2O3 + 2K2CO3 → NaCl + 2K2CrO4 + 2CO2

NaClO3 + Cr2O3 + 4NaOH → NaCl + 2Na2CrO4 + 2H2O.

При окислении галогенидов Г – как правило образуются простые вещества (Cl2, Br2 и I2).

Примеры реакций с Cl – , Br – , I – :

16HCl + 2KMnO4 → 5Cl2 + 2KCl + 8H2O + 2MnCl2

4HCl + MnO2 → Cl2 + MnCl2 + 2H2O

14HCl + K2Cr2O7 → 3Cl2 + 2CrCl3 + 2KCl + 7H2O

6HCl + KClO3 → 3Cl2 + KCl + 3H2O

2HCl + KClO → Cl2 + KCl + H2O

HCl + HClO → Cl2 + H2O

4HCl + PbO2 → Cl2 + PbCl2 + 2H2O

4HCl + Ca(ClO)2 → 2Cl2 + CaCl2 + 2H2O

14HI + K2Cr2O7 → 3I2 + 2CrI3 + 2KI + 7H2O

8HI + KClO4 → 4I2 + KCl + 4H2O

6KI + KClO3 + 3H2SO4 → 3I2 + 3K2SO4 + KCl + 3H2O

10KI + 2KMnO4 + 8H2SO4 → 5I2 + 2MnSO4 + 6K2SO4 + 8H2O

2KI + MnO2 + 2H2SO4 → I2 + MnSO4 + K2SO4 + 2H2O

10KBr + 2KMnO4 + 8H2SO4 → 5Br2 + 2MnSO4 + 6K2SO4 + 8H2O

Только I – окисляется соединениями Fe +3 и Cu +2 :

6HI + 2Fe(OH)3 → I2 + 2FeI2 + 6H2O

6HI + Fe2O3 → I2 + 2FeI2 + 3H2O

6KI + 2FeBr3&nbsp → I2 + 2FeI2 + 6KBr

4HI + 2CuCl2 → I2 + 2CuI + 4HCl

4KI + 2CuSO4 → I2 + 2CuI + 2K2SO4

4KI + 2Cu(NO3)2 → I2 + 2CuI + 4KNO3

При взаимодействии HI с соединениями Fe +2 и Cu +1 , а также других галогеноводородов с Fe +3 и Cu +2 , идут обычные реакции ионного обмена:

HI + Fe(OH)2 → FeI2 + H2O

3HCl + Fe(OH)3 → FeCl3 + 3H2O

Ионы I – и Br – могут окисляться кислотами-окислителями:

8HI + H2SO4(к) → 4I2 + H2S­ + 4H2O

2HBr + H2SO4(к) → Br2 + SO2­ + 2H2O

8KI + 5H2SO4(к) → 4I2 + H2S­ + 4K2SO4 + 4H2O

2KBr + 2H2SO4(к) → Br2 + SO2­ + K2SO4 + 2H2O

2KI + 4HNO3(к) → I2 + 2NO2­ + 2KNO3 + 2H2O

2KBr + 4HNO3(к) → Br2 + 2NO2­ + 2KNO3 + 2H2O.

Видео:ГАЛОГЕНЫ | Химия 9 классСкачать

Галогены в химии — формулы и определение с примерами

Содержание:

Понятие «галоген» было введено в науку в 1811 г. немецким химиком И. Швейгером и означало «образующий соль».

Галогенами называют фтор, хлор, бром, йод и астат. Все галогены являются неметаллами и в периодической таблице химических элементов занимают основную подгруппу седьмой группы.

На внешнем энергетическом уровне атомы галогенов имеют семь электронов и для заполнения этого уровня восемью электронами им недостает одного электрона. Поэтому они присоединяют по одному электрону от атомов водорода и металлов и проявляют степень окисления, равную —1:

Будучи сильным электроотрицательным элементом, только фтор проявляет степень окисления —1 во всех соединениях. Другие галогены хлор, бром и йод в соединениях с кислородом проявляют также степень окисления от +1 до +7 .

Видео:Галогены. Свойства. 1 часть. 10 класс.Скачать

Строение атомов галогенов

Распространение в природе

Так как галогены являются сильными окислителями, в свободном состоянии в природе они не встречаются и находятся в основном в виде химических соединений (табл. 23).

Таблица 23

Распространение галогенов в природе

Химический элемент	Количество в земной коре, %	Природные соединения
Фтор	0,027	Плавиковый шпат , апатит, фосфориты
Хлор	0,045	Хлориды: КС1, NaCl
Бром	0,00016	Бромиды: NaBr, KBr, MgBr,
0,00003	Йодиды: NaJ, KJ

Получение галогенов

В связи с тем, что в природных соединениях галогены имеют в основном отрицательную (—1) степень окисления, выделение их в свободном состоянии проводится путем окисления ионов галогенидов.

1. Фтор получают из фторид-ионов только в процессе электролиза.
2. Хлор получают из хлоридов путем электролиза растворов, содержащих ионы хлора, или путем воздействия на них сильными окислителями:
3. Бром получают из бромидов путем электролиза растворов, содержащих бромид-ионы, или путем воздействия на них сильными окислителями. Кроме того, бром можно выделить воздействуя на растворы бромидов хлором, так как хлор — более сильный окислитель, чем бром:
4. Йод выделяют из йодидов путем их электролиза или воздействия на них сильными окислителями, в частности, хлором и бромом

Физические свойства галогенов

О некоторых свойствах галогенов вы узнали при изучении природных семейств химических элементов. С возрастанием относительных атомных масс галогенов их физические свойства изменяются по определенной закономерности.

Агрегатные в обычных условиях состояния и цвет постепенно сгущаются.

Фтор — газ светло-зеленого цвета, хлор — тяжелый газ желто-зеленого цвета, бром — жидкость красновато-бурого цвета, йод — кристаллическое вещество темно-серого цвета. Температура кипения и плотность постепенно увеличиваются от фтора к йоду.

Водорастворимость галогенов относительно невелика. Так, в одном объеме воды в обычных условиях растворяется 2,5 объема хлора, водорастворимость йода составляет 0,02 на 100 г воды. Галогены хорошо растворяются в органических растворителях (керосин, бензин, ацетон, различные спирты, бензол и др.).

Йод обладает сублимирующим свойством, то есть при накаливании он превращается в газ фиолетового цвета.

— Явление перехода веществ из твердого состояния в газообразное, а из газообразного в твердое, минуя жидкое, называется сублимацией.

Химические свойства галогенов

Радиусы атомов галогенов увеличиваются от фтора к йоду (в ряду ). Это объясняется тем, что валентные электроны фтора притягиваются к ядру сильнее, чем электроны йода.

В ряду :

• — окислительные свойства галогенов ослабевают;
• — химическая активность снижается;
• — восстановительные свойства усиливаются.

В ряду , наоборот, химическая активность галогенов возрастает. Внешний энергетический слой этих ионов заполнен восемью электронами, они не могут присоединять электроны, а наоборот, отдают их и окисляются.

Фтор — самый активный среди галогенов. Под влиянием фтора окисляется даже кислород. При взаимодействии с водой он горит ярким пламенем:

Элементы знаний, умений и навыков: галогены, сублимация.

Хлор — ядовитый газ, натрий — щелочной металл.

Галогены и их соединения имеют большое значение в народном хозяйстве. Хлор и его соединения занимают важное место в ряду галогенов. Поэтому рассмотрим свойства хлора подробнее. Из предыдущих глав нам известно, что:

1) в периодической таблице химический элемент хлор расположен в основной подгруппе седьмой группы третьего периода под порядковым номером 17;

2) атом хлора имеет следующее строение:

3) молекула хлора имеет следующее строение: Это молекула с неполярной ковалентной связью. Распространение в природе. В природе хлор встречается только в виде таких соединений, как:

• галит (каменная соль)——-NaCl;
• сильвинит——————- КС1 • NaCl;
• сильвин——————— КС1;
• бишофит———————
• карналлит——————-
• каинит———————-

Получение:

В промышленности хлор получают путем электролиза.

В лабораторных условиях хлор получают при взаимодействии с НС1 на установке, указанной на рис. 20. Вместо можно использовать . Запишите уравнение этой реакции и уравняйте ее.

Физические свойства:

Хлор — таз желто-зеленого цвета с острым удушливым запахом, ядовит. Попадая в органы дыхания, хлор вызывает воспаление слизистой оболочки. Поэтому, работая с ним следует соблюдать осторожность. Примерно в 2,5 раза тяжелее воздуха. При температуре 20°С в одном объеме воды растворяется 2,5 объема хлора, в результате образуется раствор, называемый хлорной водой.

Определите массу хлора в хлорной воде.

Решение.

В одном объеме воды растворяется 2,5 объема хлора.

Значит, в 1 л воды растворяется 2,5 л

1. Масса 1 л воды: т — 1000 мл • 1 г/мл = 1000 г.

2. Масса 2,5 л :

4. Масса раствора: 1000 + 7,9 = 1007,9 г.

5. Массовая доля хлора в растворе:

Химические свойства:

При взаимодействии с водородом, металлами, бромидами и йодидами хлор является окислителем. Например, реакция взаимодействия хлора с натрием выражается следующим уравнением (см. рис. 21, а).

Поскольку хлор сильный окислитель, то вступая в реакцию с железом, он окисляет его до степени окисления +3 (см. рис. 21, в).

Хлор взаимодействует также с сурьмой, медью и рядом простых веществ (рис. 21, б, г).

При взаимодействии с водой и щелочами один атом молекулы хлора является окислителем, второй—восстановителем:

Соединяясь с едким калием, хлор в зависимости от условий образует различные вещества. При взаимодействии хлора с нагретым едким калием образуются хлорид калия и бертолетова соль. Степень окисления хлора в хлориде калия равна —1, в бертолетовой соли +5:

При взаимодействии хлора с холодным едким калием образуются соли КС10 и КС1:

Уравняйте уравнение этой реакции методом электронного баланса.

Элементы знаний, умений и навыков: природные соединения хлора, получение, степени окисления хлора, хлор-окислитель, хлор-восстановитель, соляная кислота.

Хлорид водорода

Чем объясняются кислотные свойства водного раствора хлорида водорода?

Хлорид водорода — одно из самых важных соединений хлора. Его химическая формула НС1. Относительная молекулярная масса 36,5. Структурная формула Н—С1, атомы в молекуле связаны полярной ковалентной связью. Электронная формула .

Получение:

1. В промышленности хлорид водорода получают в реакциях взаимодействия водорода и хлора:

2. В лабораторных условиях хлорид водорода получают путем воздействия на чистый сухой хлорид натрия концентрированной серной кислотой:

При сильном нагревании реакция заканчивается образованием сульфата натрия:

Физические свойства:

Хлорид водорода — бесцветный газ с острым удушливым запахом, немного легче воздуха Очень хорошо растворяется в воде, то есть в одном объеме воды растворяются 500 объемов НС1 (рис. 22).

Химические свойства:

По химическим свойствам хлорид водорода схож с соляной кислотой, поэтому ее химические свойства рассмотрим подробнее ниже. Однако в отличие от соляной кислоты, сухой хлорид водорода не вступает в реакции с металлами и их оксидами.

Применение:

Хлорид водорода используется в основном в производстве соляной кислоты.

Соляная кислота

Соляная кислота представляет собой водный раствор хлорида водорода.

Получение:

В лабораторных условиях соляную кислоту получают с помощью простой реакции. Выделяющийся в результате реакции газ направляется в воду, в которой он быстро растворяется и образует соляную кислоту (рис. 23).

В промышленности соляную кислоту получают путем сжигания водорода с хлором и растворения в воде полученного хлорида водорода (рис. 24).

Физические свойства:

Концентрированная соляная кислота — бесцветная жидкость с острым запахом (за счет выделения хлорида водорода), дымящаяся при влажном воздухе. Плотность концентрированной соляной кислоты 1,19 г/см3, содержание хлорида водорода в ней 37% (такая кислота называется также «дымящейся»).

Химические свойства:

1. Соляная кислота вступает в химические реакции, как и все сильные кислоты:

а) окрашивает фиолетовый цвет лакмуса в красный; обесцвечивает розовый цвет фенолфталеина в щелочной среде; изменяет оранжевый цвет метилоранжа в красный;

б) взаимодействует со всеми металлами, которые в ряду активности расположены перед водородом, с образованием соли и водорода:

в) взаимодействует с основными и амфотерными оксидами с образованием солей и воды:

г) взаимодействует с основаниями с образованием солей и воды:

д) взаимодействует с солями слабых кислот с образованием новой

2. Реакции, присущие соляной кислоте.

а) взаимодействует с нитратом серебра и образует белый осадок (AgCl), который не растворяется ни в воде, ни в кислоте:

служит реактивом для определения наличия хлорид-иона в растворах;

б) взаимодействует с окислителями, в результате чего ион хлора окисляется и образуется свободный хлор:

Соли соляной кислоты называют хлоридами. Хлориды имеют важное значение в народном хозяйстве.

Хлорид натрия (поваренная соль) — NaCl

Поваренная соль в природе встречается в большом количестве. Основная масса ее содержится в растворенном виде в воде морей и океанов. Поваренная соль встречается также в виде твердых кристаллов, называемых каменной солью. На территории Узбекистана каменная соль добывается на месторождениях Ходжаикан, Тубакат, Барса-Кельмес, Байбичакан, Аккала.

Температура кипения поваренной соли 1413°С, температура плавления 800,4°С, плотность 2,16 г/см3. Растворимость при 0°С — 35,6 г.

Поваренная соль имеет важное значение в жизни человека и в народном хозяйстве. Человек потребляет в сутки примерно 10 г, а в год — 3,6 кг поваренной соли. Значит, население Узбекистана в год потребляет примерно 90000 т поваренной соли. Население всего мира потребляет в год 25 млн т этого продукта.

Хлорид калия — КС1

Хлорид калия в природе встречается в виде минералов карналлита — , сильвинита — КС1 • NaCl, сильвина — КС1, каинита — . Природные минералы хлорида калия добываются на месторождениях Тубакат в Кашкадарьинской области и Ходжаикан в Сурхандарьинской области.

Хлорид калия имеет важное значение в производстве калийных удобрений для сельского хозяйства, а также для получения едкого кали, хлора и его соединений.

Почти все хлориды, кроме хорошо растворяются в воде.

Для определения хлоридов и соляной кислоты используется раствор

Соль является реактивом для хлорид-иона (Cl¯).

Кислородные соединения хлора

Галогены, в частности хлор, образуют ряд кислородных соединений, однако эти соединения получают косвенным путем, так как хлор непосредственно с кислородом не взаимодействует. В кислородных соединениях хлор проявляет степень окисления +1, +3, +5, +7.

Хлорноватистая кислота НСlO — неустойчивое вещество, которое существует только в разбавленных растворах.

НСlO — сильный окислитель. При медленном расщеплении ее выделяется атомарный кислород:

НСlO = НС1 + О.

Хлорноватистая кислота относится к очень слабым кислотам. Ее соли получают путем пропускания хлора через раствор щелочи:

При взаимодействии хлора с гашеной известью получают хлорную известь (отбеливающая известь):

Хлорная известь — является смешанной солью (кальциевая соль соляной и хлорноватистой кислот) и имеет структурную формулу

Хлористая кислота —— крайне неустойчива и существует только в разбавленных растворах. Является сильным окислителем. Соли хлористой кислоты неустойчивы и взрываются при ударе.

Хлорноватая кислота — неустойчивое вещество, существует только в растворе. При концентрации в растворе свыше 40% взрывается и расщепляется.

Хлорноватая кислота и ее соли — хлораты также являются сильными окислителями. При пропускании хлора через горячий гидроксид калия получается хлорат калия (бертолетова соль):

Бертолетова соль — устойчивое вещество, которое в качестве окислителя используется при производстве спичек, при изготовлении взрывчатых веществ. В лабораторных условиях применяется для получения кислорода.

Хлорная кислота . Самая сильная среди кислородных соединений хлора. В ряду кислородных соединений хлора кислотные свойства и устойчивость повышаются, а окислительные свойства ослабевают в следующем порядке:

Элементы знаний, умений и навыков: хлорид водорода, соляная кислота, дымящаяся соляная кислота, реакции, присущие иону хлора, окисление хлор-иона, хлорноватистая кислота, хлорная известь, хлористая кислота, хлорноватая кислота, бертолетова соль, хлорная кислота.

Фтор, бром, йод

Какие соединения галогенов вы использовали? С какой целью?

Фтор, бром, йод являются представителями семейства галогенов и широко распространены в природе в виде различных соединений.

Фтор — в природе встречается в виде минералов флюорита (плавиковый шпат) , криолита , фторапатита или

Бром — находится в виде минералов в морских и подземных водах и в качестве примеси во всех природных хлорсодержащих соединениях.

Йод — в природе встречается в составе морских водорослей, губок, морской воды в виде органических соединений и входит в состав чилийской селитры в качестве примеси в виде йодатов

Все галогены имеют острый запах и ядовиты. Молекулы двуатомные, с возрастанием порядкового номера радиусы их атомов увеличиваются, что приводит к повышению поляризованности молекул. В результате усиливается межмолекулярное дисперсионное взаимодействие, что обусловливает жидкое состояние у брома и твердое — у йода. А это в свою очередь является причиной высоких значений их температур кипения и плавления.

Фтор обладает очень высокой химической активностью и практически трудно растворим в растворителях. Бром и йод мало растворимы в воде и хорошо растворяются в органических растворителях.

При комнатной температуре фтор вступает во взаимодействие с щелочными металлами, свинцом и железом, а при накаливании реагирует также со всеми металлами, золотом и платиной. При низких температурах фтор взаимодействует с водородом, йодом, бромом, серой, фосфором, мышьяком, сурьмой, углеродом, кремнием и бором, при этом реакция сопровождается взрывом и воспламенением фтора. При накаливании фтор соединяется с хлором, криптоном и ксеноном:

Фтор не вступает непосредственно в реакцию с кислородом, азотом и алмазом, в атмосфере фтора стекло и вода сгорают:

Несмотря на относительно слабую химическую активность брома и йода, они также взаимодействуют со многими металлами и неметаллами.

Бром реагирует с водородом при небольшом нагреве, а с йодом при сильном нагревании, однако с повышением температуры нагрева

HJ начинает расщепляться и происходит обратная реакция, которая не доходит до конца:

Химические свойства галогенов ослабевают от фтора к астату, окислительные свойства снижаются поэтапно. Этим объясняется окисление легкими галогенами (в качестве простых веществ) ионов тяжелых галогенидов и восстановление оксидов легких галогенов ионами тяжелых галогенидов:

Так как фтор, бром, йод в природе встречаются в виде соединений и их ионы заряжены отрицательно, получение этих галогенов в свободном состоянии осуществляется через окисление их ионов путем воздействия окислителями и пропускания электрического тока через расплавы или водные растворы их солей.

Фтор используется для изготовления устойчивых к высоким температурам смазочных средств, стойких к химическим реагентам пластмасс (тефлон), охлаждающих жидкостей (фреон, хладон) и др.

Бром применяется при производстве различных лечебных средств, некоторых красок, при изготовлении бромида серебра. Недостаток брома в организме человека приводит к возникновению различных заболеваний нервной системы. При лечении этих заболеваний и при бессоннице применяются лекарственные средства на основе брома.

Пятипроцентный спиртовый раствор йода используется в медицине в качестве антисептического и кровоостанавливающего средства, а также при изготовлении ряда фармацевтических средств.

Пример №2

Как можно получить хлорид кальция с помощью поваренной соли и других необходимых веществ? Запишите соответствующие уравнения реакций.

Решение:

1) получение НС1 и из поваренной соли:

2) получение Сапутем воздействия на HC1 оксидом Ca (CaO) или

3) получение Ca также путем воздействия на хлор кальцием:

• Подгруппа кислорода
• Подгруппа азота
• Количество вещества в химии
• Органические соединения
• Теория электролитической диссоциации
• Электролиты и неэлектролиты в химии
• Металлы в химии
• Неметаллы в химии

При копировании любых материалов с сайта evkova.org обязательна активная ссылка на сайт www.evkova.org

Сайт создан коллективом преподавателей на некоммерческой основе для дополнительного образования молодежи

Сайт пишется, поддерживается и управляется коллективом преподавателей

Whatsapp и логотип whatsapp являются товарными знаками корпорации WhatsApp LLC.

Cайт носит информационный характер и ни при каких условиях не является публичной офертой, которая определяется положениями статьи 437 Гражданского кодекса РФ. Анна Евкова не оказывает никаких услуг.

📸 Видео

Химические уравнения // Как Составлять Уравнения Реакций // Химия 9 классСкачать

Галогены (F, Cl, Br, I). Химические свойстваСкачать

ОВР и Метод Электронного Баланса — Быстрая Подготовка к ЕГЭ по ХимииСкачать

ЭТОТ метод поможет на уроках ХИМИИ / Химия 9 классСкачать

Галогены: фтор, хлор, бром и иод | Химические свойства #галогены #химия #видеоурок #егэхимияСкачать

Химия 9 класс (Урок№10 - Галогены. Хлор. Хлороводород. Соляная кислота и её соли.)Скачать

Окислительно-восстановительные реакции. 1 часть. 9 класс.Скачать

РЕАКЦИИ ИОННОГО ОБМЕНА, ИОННОЕ УРАВНЕНИЕ - Урок Химия 9 класс / Подготовка к ЕГЭ по ХимииСкачать

Хлор. 9 класс.Скачать

Галогены. Химические свойства | ХимияСкачать

9 класс. Галогены. Решение упражнений и задач.Скачать

Водород и галогены | Химия с Юлией ВишневскойСкачать

Галогены. 10 класс.Скачать

Химия 9 класс (Урок№11 - Сера. Серовород. Сульфиды.)Скачать

9 класс.Соединения галогеновСкачать