Подгруппа фтора

Галогены – элементы VII группы – фтор, хлор, бром, йод, астат (астат мало изучен в связи с его радиоактивностью). Галогены – ярко выраженные неметаллы. Лишь йод в редких случаях обнаруживает некоторые свойства, схожие с металлами.

В невозбужденном состоянии атомы галогенов имеют общие электронную конфигурацию: ns2np5. Это значит, что галогены имеют 7 валентных электронов, кроме фтора.

Физические свойства галогенов: F2 – бесцветный, трудно сжижающийся газ; Cl2 – желто-зеленый, легко сжижающийся газ с резким удушливым запахом; Br2 – жидкость красно-бурого цвета; I2 – кристаллическое вещество фиолетового цвета.

Водные растворы галогеноводородов образуют кислоты. НF – фтороводородная (плавиковая); НCl – хлороводородная (соляная); НBr – бромоводородная; НI – йодоводородная. Силы кислот сверху вниз снижаются. Плавиковая кислота является самой слабой в ряду галогеново-дородных кислот, а йодоводородная – самой сильной. Это объясняется тем, что энергия связи Нг сверху уменьшается. В том же направлении уменьшается и прочность молекулы Н Г, что связано с ростом межъядерного расстояния. Растворимость малорастворимых солей в воде тоже уменьшается:

Слева направо растворимость галогенидов уменьшается. АgF хорошо растворим в воде. Все галогены в свободном состоянии – окислители. Сила их как окислителей снижается от фтора к йоду. В кристаллическом, жидком и газообразном состоянии все галогены существуют в виде отдельных молекул. Атомные радиусы возрастают в том же направлении, что приводит к повышению температуры плавления и кипения. Фтор диссоциирует на атомы лучше йода. Электродные потенциалы при переходе вниз по подгруппе галогенов снижаются. У фтора самый высокий электродный потенциал. Фтор – самый сильный окислитель. Любой вышестоящий свободный галоген вытеснит нижестоящий, находящийся в состоянии отрицательного однозарядного иона в растворе.

фторхлорбромиод1.Электролиз KF
2KF 2K+ F₂
2.Нагревание рекоторых фторидов
2CoF3 2CoF2 + F2
1.Электролиз хлоридов
2KCl 2K+ Cl₂
2.Метод Дикона
4HCl + O₂ 2H₂O + 2Cl₂
3.Окисление хлороводорода
2KMnO₄ + 16HCl =2KCl + 2MnCl₂ + 8H₂O + 5Cl₂1.Вытеснение из бромидов
MgBr₂ + Cl₂ MgCl₂ + Br₂

1.Обработка иодата гидросульфитом натрия
2NaIO₃ + 5NaHSO₃ 2Na₂SO₄+ 3NaHSO₄ + H₂O + I₂

Химические свойства галогенов.

Рассмотрим свойства галогенов на примере хлора:

1.Взаимодействие с металлами	Mg + Cl2 MgCl2
2.Реакции с неметаллами	H2 + Cl2 2HCl
3.Взаимодействие со щелочами на холоду	2NaOH + Cl2 NaCl + NaClO + H2O
4.Взаимодействие со щелочами при нагревании	6NaOH + 3Cl2 5NaCl + NaClO3 + 3H2O
5.Вытеснение менее активных галогенов из галогенидов	2KBr + Cl2 2KCl + Br2
6. С водой	H2O + Cl2 HCl + HClO(хлорная вода)

Дата добавления: 2015-08-31