В.В. Еремин, А.Я. Борщевский - Основы общей и физической химии (1113479), страница 32
Текст из файла (страница 32)
Электронная конфигурация внешнего уровня галогенов нвзнрз. Для образования конфигурации инертного газа им недостает одного электрона, поэтому наиболее характерная степень окисления галогенов в соединениях -1. Самый электро- отрицательный элемент периодической системы — фтор не образует соединений, в которых проявлялась бы положительная степень окисления.
В то же время для хлора, брома и иода известны степени окисления +1, +3, +5 и +7. 96.5. Иеыепгаллы УП (17) группы — галогепы 159 Простые вещества. Все галогены состоят из двухатомных молекул На!з. По мере увеличения атомной массы, от Рз к 1з возрастает прочность межмолекулярных связей. При нормальных условиях фтор — бледно-желтый газ, хлор — газ желто- зеленого цвета, бром — красно-коричневая жидкость, иод — серо-черные кристаллы. Все галогены имеют характерный резкий запах и очень ядовиты.
Простые вещества — галогены — довольно плохо растворимы в воде (кроме Рз, который с ней реагирует), поскольку их молекулы неполярны, а вода — полярный растворитель. Гораздо лучше они растворимы в неполярных органических растворителях, например в бензоле и четыреххлористом углероде. Водный раствор брома (бромную воду) широко используют как реагент в органической химии. Для получения фтора и хлора из их солей в промышленности используют электрохимические процессы. Фтор получают электролизом жидкого фтороводорода, для увеличения электропроводности которого добавляют фторид калия: 2КНРз = Нз)+ Рз) + 2КГ. Фтор выделяется на аноде: 2Р— 2е — Рз.
Хлор получают электролизом как расплавов, так и растворов хлоридов, например, хлорида натрия: 25)аС! + 2НзО = Нз) + 25!аОН + С!з~. В лабораторных условиях для получения хлора, брома и иода используют окисление галогеноводородных кислот сильными окислителями (На( = С1, Вг,1): МпОз + 4ННа! = МпНа1з + На!з)+ 2НзО, 2КМп04 + 16ННа! = 2МпНа!т + 5На!з)+ 2КНа1 + 8НзО.
Галогены очень химически активны, причем в ряду Рз-С!з-Вгз — !з химическая активность уменьшается. Галогены взаимодействуют со многими металлами и неметаллами. Самое большое количество энергии выделяется в реакциях со фтором. Без нагревания фтор реагирует со многими неметаллами (Ню 5, С, 51, Р), например: Нз+ Рз = 2НР, 51 + 2Рз = 5!Рл. При нагревании фтор способен окислять другие галогены: С!з + ЗРз = 2С(Рз, 1г+ 5Рз = 21Гз, которые в образующихся фторидах проявляют нечетные положительные степени окисления от +1 до +7. При облучении фтор способен реагировать даже с инертными газами: Хе+ Рз = ХеРз.
Фтор активно взаимодействует с водой с выделением атомарного кислорода, кото- рый затем превращается в Оз. Рз + НзО = 2НР + [0]. В промышленности молекулярный фтор Рз используют для разделения изотопов урана в виде фторидов (1Ре и для производства гексафторида серы 5Ре, который !60 Гл. б. Химия неметаллов служит в качестве инертной среды в высоковольтных устройствах. С помощью фтора также получают чрезвычайно инертный полимерный материал тефлон (Сваял)„. Второй по активности галоген — хлор, в его атмосфере сгорают почти все металлы. Например, металлический натрий горит с образованием 5!аС1. С водородом хлор реагирует очень активно, но только при освещении или нагревании, Нз + С!з = 2НС!, которые необходимы для того, чтобы инициировать цепную реакцию. Цепной механизм включает стадии образования активных частиц — атомов С1, развитие цепи с поочередным образованием атомов Н и С! и обрыв цепи, при котором активные частицы сталкиваются между собой и образуют устойчивую молекулу: С!з+Ьт — э 2С1, С!+ На — НС1+ Н, Н+С!з — ~ НС!+С!, С1+С1- С1,.
При нагревании хлор вытесняет бром или иод из их соединений с водородом или металлами; С1з+ 2КВг = 2КС1+ Вгю С!з + 2Н! = 2НС1+ !з ° При растворении в воде хлор обратимо реагирует с ней, образуя смесь двух кислот: хлороводородной и хлорноватистой; С(з + Н О НС! + НС!О. Это равновесие сильно смещено влево. Для превращения этой реакции в необратимую необходимо нейтрализовать получающиеся кислоты щелочью, при этом состав продуктов реакции зависит от температуры проведения процесса: С!з+2КОН = КС1+ КС!О+НзО (на холоде), ЗС!з + 6КОН = 5КС1+ КС10з+ ЗНзО (при нагревании). При стоянии хлорной воды на свету из нее выделяется кислород, который образуется при разложении хлорноватистой кислоты: 2С!з+ 2НзО = 4НС1+ Оз.
Хлор С!з применяют в химической промышленности для производства соляной кислоты, пластмасс, растворителей, фармацевтических препаратов и средств бытовой химии. Бром и иод также активны в реакциях с металлами н неметаллами; 8!+ 2Вгз = 51Вгм 2Р + 5Вгз = 2РВгз, З!з + 2А! = 2А!1з. Подобно хлору, бром и иод реагируют с водородом, однако зти реакции протекают только при высоких температурах и сильно обратимы. З б.б.
Кег«еп»аллы ГК (17) группы — галоген»» 161 В воде бром растворим плохо (до 4 масс. тд), а иод — практически нерастворим. Известный органический реагент «бромная вод໠— это разбавленный водный раствор Вгз. Галогеноводороды ННа! — соединения с полярной ковалентной связью, полярность которой уменьшается в ряду НГ-НС!-НВг-Н1 из-за уменьшения электроотрицательности галогена. Все галогеноводороды — газы при обычных условиях; в отличие от галогенов они очень хорошо растворимы в воде (несколько сот объемов на один объем воды). В лаборатории НГ и НС! получают действием концентрированной серной кислоты на твердые галогениды: Саре + Нз304(кони.) = 2НГ ! + Са$04, 1чаС!+ Нз304(конц.) = НС!'! + МаНЬО«.
НВг и Н! не удается получить подобным образом, поскольку они окисляются серной кислотой до Вгз и !з: 2МаВг + ЗНз804 = Вгз + 2НаНБО«+ ЗОз ! + 2НзО, 8Ма1+ 9Нз804 = 41з + 81ЧаНЗ04+ НзЬ! + 4НзО. Для их получения осуществляют гидролиз галогенидов фосфора, образующихся при взаимодействии красного фосфора с бромом и иодом, соответственно: 2Р + ЗВгз + 6НзО = 6НВг1+ 2НзРОз. С иодом реакция протекает аналогично.
Растворы галогеноводородов в воде представляют собой кислоты. Сила кислот увеличивается от НГ к Н1. За исключением НГ все галогеноводородные кислоты— сильные: НГ+ НзО « — Г + НзО (рК« = 3,2), НС!+ НзΠ— » С! + НзО«. Фтороводородная (плавиковая) кислота — слабая из-за наличия в ней большого количества водородных связей вида .Г .Г Н Н-. Н' Н.. Раствор НС! в воде называют соляной кис«аглай. Галогеноводородные кислоты рас- творяют металлы с выделением водорода: 2НС! + Ге = ГеС!з + Нз !, 6НВг+ 2А! = 2А!Вгз+ ЗНз1. Качественная реакция на галогеноводородные кислоты и галогениды — взаимодействие с раствором нитратом серебра: Ад" + На! = АКНаЦ.
АдС! выпадает в виде осадка белого цвета, АяВг — желтовато-белого, Ад! — яркожелтого цвета, Апр — растворимое в воде вещество. Все галогениды серебра на !62 гл. 6. Химия неметаллов свету разлагаются, образуя серебро и свободный галоген. На таком распаде АКВг основан процесс черно-белой фотографии. Нерастворимые в воде галогениды серебра можно растворить в водном растворе тиосульфата натрия 5)аз5зОз, благодаря образованию растворимого комплекса серебра: 2!4аз5зОз + АКВг = 5(аз (Аа(5зОзЦ + (х)аВг. Плавиковая кислота обладает уникальным свойством — она растворяет диоксид кремния, входящий в состав стекла: 5!Оз + 6НГ = Нз5!Гз + 2НзО.
Реакция со стеклом описывается уравнением; НазО СаО 65!От+ 36НГ = Наз5!Гз+ Са5!Гз+ 4Нз5!Гз+ !4НзО. Этот процесс получил название «травление» стекла. Для работы с НГ используют посуду из полиэтилена или тефлона. В галогеноводородных кислотах галоген находится в низшей возможной степени окисления — 1, поэтому все они за исключением НГ могут проявлять восстановительные свойства. Сила восстановителей увеличивается в ряду НГ-НС! — НВг-Н1: 2НВг + Нз504(конц.) = Вгз + 50з + 2НзО, 8Н1+ Нз504(конц.) = 41з + Нз5+ 4НзО. Кислородсодержашие соединении галогенов. Все галогены кроме фтора проявляют в своих кислородных соединениях разнообразные положительные степени окисления от +! до +7.
Фтор во всех известных кислородных соединениях проявляет степень окисления только -1. Самые характерные соединения кислородные соединения галогенов — оксиды, кислоты состава ННа!0„(п = 1, 2, 3, 4) и их соли. Наибольшее значение среди этих соединений имеет калиевая соль хлорноватой кислоты КСЮз — так называемая бертолетова соль. Ее получают, пропуская хлор в горячий раствор гидроксида калия: ЗС!з+ 6КОН = 5КС1+ КС!Оз+ ЗНзО. или проводя электролиз горячего раствора хлорида калия: КС! + ЗНзО = КСЮз + 3Нз ! . Хлорат калия — очень сильный окислитель. При нагревании эта соль разлагается.
причем в отсутствие катализатора происходит диспропорционирование; 4КС10з = КС!+ ЗКС!04 (без катализатора), а с катализатором — выделение кислорода: 2КС!Оз = 2КС! + 30з( (в присутствии МпОз). При нагревании с бертолетовой солью многие вещества сгорают в выделяюшемся из нее кислороде: 6Р+ 5КС10з = ЗрзОз+ 6КС!, 8КС!Оз+СиНззОп = 8КС1+!2СОз+!!НзО.
163 Э б.б. Нгмгталлы ЛН (РВ) группь4 — благородные газы Смесь КС!Оз с сахаром, пропитанная серной кислотой, воспламеняется уже при обычной температуре без поджигания. Все остальные кислородсодержащие соединения галогенов — также очень сильные окислители, особенно в кислых растворах. Как правило, они восстанавливаются до галогенид-ионов; С!О„+ 2пН+ + 2пе — С! + пН20. НЕМЕТАЛЛЫ Ч1И (18) ГРУППЫ вЂ” БЛАГОРОДНЫЕ ГАЗЫ Благородными (инертными) газами называют элементы главной подгруппы ЧШ группы периодической системы: гелий Не, неон 1Че, аргон Аг, криптон Кг, ксенон Хе и радон Вп (радиоактивный элемент). К ним же относится открытый в 2002 г. 1!8-й элемент периодической системы. Каждый благородный газ завершает соответствующий период в периодической системе и имеет устойчивый, полностью завершенный внешний электронный уровень п82 прз.
![](https://s.studizba.com/z.php?f=/templates/si/i/noavatar.png&w=100&h=100&t=1"){kind=avatar}
