Transcript Элементы VIIA подгруппы(галогены)

Химия
p-элементов
Элементы VIIА подгруппы
(галогены)
Строение атома и характерные
степени окисления
…ns2 np5
F
ЭО
ЭИ
-I
Cl
Br
- I, I, III, V, VII, (IV,VI)
I
At
Все галогены, кроме фтора,
могут использовать при образовании химических связей
d-орбитали
Физические свойства галогенов
F2 и
Cl2
хлор
хлор легко сжижается
(tкип= –34 0C)
газы жёлто-зелёного цвета
Br2
жидкость
коричневого цвета
бром
I2
твёрдое вещество
тёмно-фиолетовые
кристаллы
кристаллы  газ
йод
F2, Cl2, Br2, I2 - молекулы неполярны: хорошо
растворяются в неполярных растворителях, в
полярных (Н2О) – плохо:
Растворимость,
г/100г воды(200С)
Cl2
Br2
I2
0,63
3,58
0,028
бромная
вода
йодная
вода
хлорная
вода
Нахождение в природе
В свободном виде не встречаются
В составе солей – галогенидов натрия, калия, кальция
ФЛЮОРИТ
CaF2
Минералы – хлориды
Галит (NaCl)
Сильвин (KCl)
Минералы, содержащие фтор
Апатит
Ca5(PO4)3F, Cl
Фосфорит
Получение
В промышленности
Фтор получают электролизом расплавов фторида
калия или кислой соли (KF·2HF – для снижения
температуры процесса до 1000С).
Хлор получают электролизом концентрированного
раствора NaCl
Электр. ток
2NaCl + 2H2O
диафрагма
2NaOH + H2
катод
+ Cl2
анод
продукты электролиза:
хлор, водород и едкий натр
Бром и йод получают, пропуская хлор через растворы
бромидов и йодидов (используют морские и буровые
воды):
KBr
KI
+ Cl2
Br2
pH=3,5
I2
+ KCl
демонстрация ролика №2
В лаборатории:
Фтор
2CeF4
t
2CeF3 + F2
Хлор, бром и йод получают окислением галогенид-ионов
Г–
для Cl2
ок
Г2
конц. HCl
ок
для I2 и Br2
KBr
KI
HClконц + KMnO4(т)
+ H2SO4
KMnO4
MnO2
K2Cr2O7
Cl2 + MnCl2 + KCl + H2O
завершим уравнение реакции:
KBr–I + K2Cr2VIO7 + H2SO4
2Br–
– 2ē
Br20 + …
3
→ Br2
Cr2O72– + 14H+ + 6ē → 2Cr3+ + 7H2O
+12
+6
6Br– + Cr2O72– + 14H+ → 3Br2 + 2Cr3+ + 7H2O
переход от сокращённой ионной форме к молекулярной:
6KBr + K2Cr2O7 + 7H2SO4
3Br2 + Cr2(SO4)3 + 7H2O + 4K2SO4
Химические свойства простых
веществ
Все галогены – активные окислители
F2
Cl2
Br2
I2
Окислительные свойства
Фтор реагирует непосредственно с большинством
простых веществ.
O2
F2 + N2
He, Ne, Ar
F2 + P  PF5
(а также PF3)
С тяжелыми благородными газами Xe, Kr, Rn:
F2 + Xe  XeF4
Такие металлы, как медь и никель, устойчивы к фтору,
хотя и реагируют с ним. CuF2 и NiF2 образуют прочные
защитные плёнки – пассивация металлов. Фтор можно
пропускать по медным трубкам.
Фтор, как более активный окислитель, заменяет кислород
в молекуле воды:
F2 + H2O  HF + O2
Фтор разрушает стекло
(катализатором этой реакции является вода):
F2 + SiO2  SiF4 + O2
H2O
побочными продуктами являются
O3 и OF2 (газ)
Хлор, бром и йод реагируют с металлами и со многими
неметаллами
Cl2 + P →
PCl3
PCl5
Cl2 + Fe → FeCl3
демонстрация ролика №4
Br2 + Al → AlBr3
I2 + Al
H2O (кат)
AlI3
демонстрация ролика №5
Для Cl2, Br2, I2 «ноль» - промежуточная степень окисления.
Поэтому возможны реакции диспропорционирования.
С водой реакция обратима
0
-I
+I
Cl2 + H2O ⇄ HCl + HClO
(также для
равновесие смещено влево
Br2, I2 , но равновесие ещё больше смещено влево)
Добавление щёлочи смещает равновесие вправо; реакция со
щелочью необратима
-I
0
+I
KCl + KClO + H2O
Cl2 + KOH
-I
+V
KCl + KClO3 + H2O
(также для Br2, I2)
2Cl2 + 2Ca(OH)2 =
CaCl2 + Ca(ClO)2 + 2H2O
Хлорная известь
Водородные соединения
галогенов
при ст. усл. газы;
очень хорошо растворимы в воде
Водные растворы являются кислотами
HF
плавиковая
кислота
Кд=7·10-4
HCl
HBr
соляная
кислота
бромоводородная
кислота
HI
йодоводородная
кислота
Сила кислот
Восст. свойства
1 л воды при 250С способен растворить 426 л HCl
(для сравнения: 2 л Cl2)
Особенности
плавиковой кислоты
HF
1) HF + SiO2  SiF4 + H2O
нельзя хранить
в стеклянной посуде!
2) HF ассоциирована в водном растворе вследствие
образования водородных связей
2HF  H2F2
и может образовывать кислые соли KHF2
Большинство солей – хлоридов, бромидов и йодидов хорошо
растворимы в воде, фториды хуже.
Однако фторид серебра хорошо растворим.
Качественные реакции на галогенид-ионы
Ag+ + Г–  …
AgF
AgCl
AgBr
AgI
растворим
бел.
светло-жёлтый
жёлтый
Получение галогеноводородов
Все галогеноводороды образуются при реакции галогенов
с водородом
H2 + Г2  HГ
падение интенсивности реакции
F2
со взрывом
Cl2
на свету
со взрывом
Br2
при нагревании
I2
при нагревании
обратимо
HCl в промышленности получают при горении водорода в хлоре
В лаборатории:
CaF2 + H2SO4конц  HF + CaSO4
KCl + H2SO4конц  HCl + KHSO4
HBr и HI нельзя получить действием
конц. H2SO4 на галогениды, т.к. они окисляются:
H2SO4конц
–
Г
KBr
KI
Г2
IV
VI
+ H2SO4 конц
Br2 + SO2
-II
+K2SO4 + H2O
I2 + H2S
HBr и HI получают гидролизом галогенидов фосфора:
PГ3 + H2O
HГ + H3PO3
Кислородсодержащие соединения
галогенов
Оксиды хлора
I
Cl2O
Желтокорич. газ
IV
ClO2
Желтый
газ
обмена
ОВР
VII
VI
ClO3(Cl2O6)
Cl2O7
Бесцветная
жидкость
Темно-красная
жидкость
Cl2O + H2O  HClO
IV
III
V
VI
V
VII
ClO2 + H2O  HClO2 + HClO3
ClO3 + H2O  HClO3 + HClO4
обмена Cl2O7 + H2O  HClO4
кислоты
I
III
HClO
HClO2
хлорноватистая
V
хлористая
VII
HClO3
HClO4
хлораты
перхлораты
хлорноватая
хлорная
соли
хлориты
гипохлориты
сила кислот
Кд=3,8·10–8
Кд=1,1·10–2
сильные кислоты
окислительная активность в растворах
ОВР
разложение кислот и солей
I
hν
кат
HClO
Cl
t°
HClO
V
Cl
HCl + O2
внутримолекулярная
HCl + HClO3
диспропорционирования
MnO2 (кат)
KClO3
KClO3
t°
KCl + O2
KCl + KClO4
внутримолекулярная
диспропорционирования
Разбавленная HClO4безопасна в работе
HClO4 конц
t°
ClO2 +O2 + H2O
взрыв
межмолекулярные ОВР
кислородсодержащие кислоты и соли
восстанавливаются до
Cl–I
KClO3 – бертолетова соль
кат.: H2SO4
Окислитель в составе сухих
смесей (спички, фейерверки)
KClO3 + C12H22O11  KCl + CO2 + H2O
взрыв
сахар
демонстрация ролика №6
В растворах KClO3 является окислителем в кислой среде, а KClO
– не только в кислой,
но и в нейтральной и в щелочной средах.