Металл с галогеном что образуется

Галогены – элементы главной подгруппы 7 группы таблицы Менделеева: фтор, хлор, бром, йод, астат.  Название “галогены” происходит с греческого: “hals” – соль, “genes” – рождаю.

В природе в свободном виде не встречаются из-за высокой реакционной способности. Как простые вещества (за исключением астата) записываются в виде двухатомных молекул – F2, Cl2, Br2, I2.

Астат является радиоактивным веществом (период полураспада – 8,1 часа) и не рассматривается в рамках школьного курса.

Общие сведения

Химическая формула	Агрегатное состояние (н.у.)	Цвет	Вид	Запах	Кем и когда открыт
F2	газ	почти бесцветный (газ), бледно желтый		резкий неприятный, удушающий	1816, Андре Ампер
Cl2	газ	желто-зеленый газ		резкий неприятный, удушающий	1772 или 1774, Пристли и Шееле
Br2	жидкость	темно-красный		резкий неприятный, удушающий	1825-1826, Карл Людвиг и Антоин Балар
I2	твердый, кристаллический	черно-серый с металлическим блеском		резкий неприятный, удушающий	1811, Бернар Куртуа
At	твердый	тёмно-синего цвета	неизвестно	неизвестно	1940, Корсон, Маккензи, Серге

Интересные факты о галогенах

1. Бром – одна из двух простых веществ-жидкостей при нормальных условиях! Второй элемент, обладающий таким же агрегатным состоянием – ртуть (Hg)!
2. Запах галогенов специфический и похож между собой.
3. Хлор использовался в качестве боевого отравляющего вещества в первую мировую войну.
4. Астат может быть получен в результате ядерных реакций и не встречается в природе.
5. Фтор получен в чистом виде лишь спустя 76 лет после открытия!

Особенности строения атома

На внешнем энергетическом уровне имеют 7 электронов.

Так как по правилу октета элементам седьмой группы не хватает до полного заполнения всего одного электрона, они обладают высокой электроотрицательностью, которая увеличивается снизу вверх (из-за уменьшения радиуса и увеличения силы взаимодействия электронов с ядром). Фтор – элемент с наивысшей электроотрицательностью не только среди галогенов, но и среди всех элементов:

Электроотрицательность галогенов по Полингу.

Семь электронов заполняют соответствующие s и p орбитали следующим образом: ns2np5, где n – номер периода, для фтора -2, хлора – 3, брома – 4, йода -5.

Графическая электронная схема фтора.

В атоме присутствует один неспаренный электрон, что и объясняет двухатомность молекул галогенов. В двухатомной молекуле два неспаренных электрона каждого атома объединяются в общую электронную пару, что хорошо иллюстрирует следующий рисунок (структура Льюиса):

Образование двухатомной молекулы хлора. Структура Льюиса.

Валентность галогенов варьируется от I до VII у хлора, брома и йода. У фтора теоретическая максимальная валентность IV (так как нет d-подуровня на 2 уровне, следовательно одна s-орбиталь и три p (1+2=4)), но на практике встречается в основном I из-за высокой электроотрицательности.

Основное и три возбужденных состояния атома хлора

Электронная конфигурация	Графическая схема	Валентность	Cтепени окисления	Примеры
1s22s22p63s23p53d0		I	-1, 0, +1	NaCl, Cl2, HClO
1s22s22p63s23p43d1		III	+3	HClO2
1s22s22p63s23p33d2		V	+5	NaClO3
1s22s22p63s13p13d3	VII	+7	KClO4

Для брома и йода схемы внешнего уровня аналогичны хлору (3 меняется на 4 или 5).

Получение галогенов

Получение фтораЭлектролиз расплавов фторидов:

2KF=2K+F2↑

Получение хлора1. Электролиз расплавов и растворов хлоридов:

• 2NaCl+2H2O=2NaOH+Cl2↑ +H2↑
• 2. Окисление соляной кислоты оксидом марганца (IV), перманганатом калия или дихроматом калия (возможны, конечно, другие окислители, но эти самые частые):
• MnO2+4HCl=MnCl2+H2O+Cl2↑
• 2KMnO4+16HCl=2MnCl2+2KCl +8H2O+5Cl2↑
• K2Cr2O7+14HCl=2CrCl3+3Cl2+2KCl+7H2O

Получение брома

1. 1. Электролиз расплавов и растворов бромидов:
2. 2KBr+2H2O=2KOH+Br2+H2↑
3. 2. Окисление бромоводорода оксидом марганца (IV), перманганатом калия или дихроматом калия:
4. MnO2+4HBr=MnBr2+H2O +Br2
5. 2KMnO4+16HBr=2MnBr2+2KBr+8H2O+5Br2
6. K2Cr2O7+14HBr=2CrBr3+3Br2+2KBr+7H2O
7. 3. Вытеснение брома хлором из растворов бромидов:
8. 2NaBr+Cl2=2NaCl+Br2

Получение йода

• 1. Электролиз расплавов и растворов йодидов:
• 2KI+2H2O=2KOH+I2+H2↑
• 2. Окисление йодоводорода оксидом марганца (IV), перманганатом калия или дихроматом калия:
• MnO2+4HI=MnI2+H2O +I2
• 2KMnO4+16HI=2MnI2+2KI+8H2O+5I2
• K2Cr2O7+14HI=2CrI3+3I2+2KI+7H2O
• 3. Вытеснение йода хлором или бромом из растворов йодидов:
• 2NaI+Cl2=2NaCl+I2
• 2NaI+Br2=2NaBr+I2

Правило вытеснения одного галогена другим из раствора его соли

Более активный (или с меньшим порядковым номером = с меньшей молекулярной массой) галоген вытесняет менее активный из раствора его галогенида. Фтор в этих реакциях не рассматривается из-за высокой реакционной способности!

1. Хлор вытесняет бром из бромидов, йод из йодидов. С помощью хлора можно получить и бром и йод.
2. Бром вытесняет йод из йодидов. С помощью брома можно получить только йод.
3. Йод не вытесняет другие галогены! С помощью йода получить другие галогены нельзя!

Химические свойства галогенов

Взаимодействие с неметаллами

1. Фтор взаимодействует со всеми элементами, за исключением аргона, неона гелия.

   Со многими веществами реагирует со взрывом! Знать уравнения реакций со фтором для ЕГЭ необязательно, но важно знать, что реакции идут! Валентность элементов чаще всего максимальная:

   • взаимодействие с азотом: 2F2+N2=NF3 (при электрическом разряде, реакция не входит в ЕГЭ!)
   • взаимодействие с серой: 2F2+S=SF6
   • взаимодействие с водородом: F2+H2=2HF
2. Хлор взаимодействует с неметаллами, за исключением прямого взаимодействия с кислородом, азотом и благородными газами:
   • взаимодействие с серой: 2Cl2+S=SCl4 (возможны SCl4, S2Cl2, SCl2)
   • взаимодействие с фосфором: 3Cl2+2P=2PCl3 или 5Cl2+2P=2PCl5
   • взаимодействие с кремнием: 2Cl2+Si=SiCl4
   • взаимодействие с углеродом: 2Cl2+С(графит)=CCl4
   • взаимодействие с водородом: Cl2+H2=2HCl
   • взаимодействие с йодом 3Cl2+I2=2ICl3(реакция не входит в ЕГЭ)
3. Бром взаимодействует со многими неметаллами аналогично хлору:
   • взаимодействие с серой: Br2+2S=S2Br2 (не входит в ЕГЭ, но знать, что реагирует!)
   • взаимодействие с кремнием: 2Br2+Si=SiBr4
   • взаимодействие с водородом: Br2+H2=2HBr
4. Йод сильно отличается от остальных галогенов и практически не взаимодействует с неметаллами. Уравнений и реакций с неметаллами в обычной школьной программе практически нет.

Вышеописанные реакции демонстрируют очевидное снижение химической активности сверху вниз в 7 группе! Если фтор реагирует практически со всеми элементами, то йод практически инертен по отношению к неметаллам.

Взаимодействие с металлами

Все галогены реагируют со всеми металлами!

Даже платина (не входит в ЕГЭ) – один из самых инертных металлов – реагирует с бромом, а с йодом при нагревании.

Взаимодействие с водой

1. Фтор реагирует с водой со взрывом! В результате реакции образуются различные продукты в зависимости от температуры. Знать факт реакции обязательно!
2. Хлор вступает в реакцию диспропорционирования – продуктами реакции являются соляная и хлорноватистая кислоты. Реакция обратима: Cl2+H2O ⇔ HCl + HClO
3. Бром так же может реагировать с водой, но равновесие сильно сдвинуто в сторону исходного брома. Кроме того, всем известна бромная вода из курса органической химии, которая представляет раствор брома в воде, – а значит бром реагирует с ней незначительно.
4. Йод практически не реагирует с водой.

В школьном курсе знание реакций с водой встречается очень редко, а если и встречается, то но примере хлора и фтора.

Взаимодействие со щелочами

Со щелочами реакции дипропорционирования для галогенов (хлора, брома и уже йода) проходят необратимо, так как образуются соли их кислот, а не сами кислоты. Очень важно! Продукты реакций зависят от температуры и это знать обязательно.

1. Фтор не рассматривается в данных реакциях.
2. Хлор вступает в реакцию диспропорционирования:
   • на холоду по следующему уравнению: Cl2+2NaOH=NaCl + NaClO + H2O
   • при нагревании (над стрелочкой ставят t): 3Cl2+6NaOH=5NaCl + NaClO3 + 3H2O
3. Бром реагирует аналогично хлору:
   • на холоду по следующему уравнению: Br2+2NaOH=NaBr + NaBrO + H2O
   • при нагревании (над стрелочкой ставят t): 3Br2+6NaOH=5NaBr + NaBrO3 + 3H2O
4. Йод реагирует только следующим образом:
   • 3I2+6NaOH=5NaI+NaIO3+3H2O

Внимательные ученики заметят, что реакции при нагревании протекают до более высокой степени окисления +5 для хлора и брома, то есть при нагревании диспропорционирование идет глубже.

С уменьшением электроотрицательности, которая наблюдается при переходе к йоду, возможность глубокого диспропорционирования достигается при комнатной температуре для йода.

Запомните это рассуждение, оно хорошо иллюстрирует химическую логику.

Галогеноводороды

Получение

1. Прямой синтез из простых веществ. Чаще всего знания данных реакций проверяют на примере фтора, хлора и реже брома, так как реакция с йодом обратима.
   • F2+H2=2HF
   • Cl2+H2=2HCl
   • Br2+H2=2HBr (обратима, но продукта около 95% )
   • I2+H2⇔2HI (более обратима, то есть продукта меньше, если сравнивать с бромом в равных условиях)
2. Вытеснение сильными кислотами галогеноводородов из их солей. Суть данного метода основана на летучести галогеноводородов.
   1. Для фтороводорода и хлороводорода можно и нужно использовать серную кислоту (не применять для брома и йода, так как сильные кислоты-окислители способны окислить галогеноводороды или их соли!).
      • CaF2+H2SO4(конц)=2HF↑+CaSO4
      • NaCl+H2SO4(конц)=HCl↑+NaHSO4 или 2NaCl+H2SO4(конц)=2HCl↑+Na2SO4
   2. Для получения бромоводорода необходимо применять кислоту-неокислитель, например, фосфорную:
      • NaBr+H3PO4(конц)=HBr↑+NaH2PO4
3. Гидролиз галогенидов:
4. Галогенирование органических соединений.

Химические свойства галогеноводородов

Растворы галогеноводородов в воде – сильные кислоты, за исключением фтороводородной кислоты. Однако галогеноводороды кислоты-НЕокислители! Проявляют типичные свойства кислот из программы 8-го класса.

1. Реагируют с металлами в ряду напряжений до водорода: 2HCl+Zn=ZnCl2+H2↑
2. Реагируют с основными и амфотерными оксидами и гидроксидами:
   • 2HCl+BaO=BaCl2+H2O
   • 6HCl+Al2O3=2AlCl3+3H2O
   • 2HCl+Ca(OH)2=CaCl2+2H2O
   • 2HBr+Zn(OH)2=ZnBr2+2H2O
3. Реагируют с солями, если выделяется газ или осадок (реакции ионного обмена), чаще всего это нитрат серебра, карбонаты, сульфиты и сульфиды:
4. Фтороводородная кислота реагирует оксидом кремния (запомните!):

Кислородные соединения галогенов

Необходимо запомнить названия кислот и их солей, а так же то, что они являются достаточно сильными окислителями.

Естественно, аналогичные кислоты существуют и у брома и йода (разве что аналоги хлористой под вопросом), но в школьной программе работают именно с хлором. Получение солей данных кислот, а именно хлорноватистой и хлорноватой рассматривалось в химических свойствах галогенов – реакции диспропорционирования. Из основных свойств, встречающихся в школьной программе, необходимо знать:

1. Разложение хлоратов и перхлоратов, чаще всего имеется в виду реакции разложения до хлорида:
   • 2KClO3=2KCl+3O2 (катализатор – оксид марганца 4)
   • KClO4=KCl+2O2 (может быть вариант и с выделением хлора)
2. Окислительные свойства:
3. Сопропорционирование:

Галогены — ХИМИЯ!FOREVER!

Галогены – это элементы VII A группы главной подгруппы. К ним относятся: фтор, хлор, бром, йод и астат, который очень редко встречается в природе.

• Все эти элементы являются типичными неметаллами. Галогены, означает «рождающие соли»
• Рассмотрим таблицу, в которой отражены физические свойства галогенов.

Фтор является светло-жёлтым газом, хлор – жёлто-зелёный газ, бром – бурая жидкость, а йод – твёрдое вещество чёрно-серого цвета.

1. Из таблицы видно, что с ростом молекулярной массы увеличиваются температуры кипения и плавления галогенов, их  плотность. 
2. Это связано, прежде всего, с увеличением размеров атомов и молекул, а, следовательно, и силами межмолекулярного взаимодействия. 
3. От фтора к йоду усиливается интенсивность окраски галогенов, а у кристаллов йода появляется металлический блеск.
4. Галогены – химически активные соединения, их активность уменьшается от фтора к йоду.

Фтор самый активный галоген, который при нагревании реагирует даже с золотом, серебром и платиной. Алюминий и цинк в атмосфере фтора воспламеняются.  

                                                       Если Вы хорошо изучили эту часть урока,ответьте на 5 вопросов теста

Получение галогенов.

• 1. Электролиз растворов и расплавов галогенидов:
• 2NaCl + 2H2O = Cl2+ H2+ 2NaOH
• 2KF = 2K + F2 (единственный способ полученияя F2)
• 2. Окисление галогенводородов:
• 2KMnO4+16HCl=2KCl+2MnCl2+5Cl2+8H2O – лабораторный способ получения хлора
• 14HBr+K2Cr2O7=2KBr+2CrBr3+3Br2+7H2O
• MnO2 + 4HHal = MnHal2 + Hal2 + 2 H2O– Лабораторный — (Для получения хлора, брома, иода)
• 3. Промышленный способ – окисление хлором (для брома и йода):
• 2KBr+Cl2=2KCl+Br2  
• 2KI + Cl2=2KCl + I2 

Химические свойства

Реакции с металлами

Для галогенов характерна высокая реакционная способность. Фтор реагирует со всеми металлами без исключения, некоторые из них в атмосфере фтора самовоспламеняются.
1. 2Al + 3F2 → 2 AlF3
2. Cu + Cl2 → CuCl2
3. 2Na + Br2 → 2NaBr
4. Реакции с неметаллами

Хлор, как и фтор, химически весьма активен. Не реагирует только с кислородом, азотом и благородными газами.2Cl2 + Si → SiCl4Cl2 + H2 →2 HCl (на свету)

• F2 + H2 → 2HF (в темноте со взрывом)
• Галогены вступают в реакцию друг с другом. Чтобы определить степени окисления в получающихся соединениях, вспомните электроотрицательность 😉
• Br2 + F2 →2 BrF (фтор более электроотрицателен, чем бром — F-)
• Br2 + 3 I2 →2 BrI3 (бром более электроотрицателен, чем йод — I-)
• Реакции с водой

Реакция фтора с водой протекает очень энергично, носит взрывной характер.

2H2O + 2F2 →4 HF + O2

Хлор реагирует с водой обратимо, образуя хлорную воду — смесь хлорноватистой и соляной кислоты. Бром вступает в те же реакции, что и хлор.

Cl2 + H2O → HCl + HClO

H2O + Br2 → HBr + HBrO

Замечу, что активность йода существенно ниже, чем у остальных галогенов. С неметаллами йод почти не реагирует, а с металлами — только при нагревании.

• Реакции с щелочами

Cl2 + 2NaOH → NaCl + NaClO + H2O

3Cl2 + 6NaOH →  5NaCl + NaClO3 + 3H2O

• Окислительные способности

Галогены способны вытеснять друг друга из солей. Более активные вытесняют менее активные.

1. 2KCl + F2 → 2KF + Cl2
2. 2KBr + Cl2 → 2KCl + Br2
3. KBr + I2 ⇸ (реакция не идет, так как йод менее активен, чем бром)
4. Взаимодействие хлора с органическими веществами

Соединения, образованные из галогенов и водорода. К галогеноводородам относятся следующие вещества:

• HF — фтороводород (газ), фтороводородная (плавиковая) кислота (жидкость)
• HCl — хлороводород (газ), соляная кислота (жидкость)
• HBr — бромоводород, бромоводородная кислота
• HI — йодоводород, йодоводородная кислота
• HAt — астатоводород, астатоводородная кислота

При н.у. HCl, HBr, HI — газы, хорошо растворимые в воде.

• Получение
• В промышленности применяют получение прямым методом: реакцией водорода с галогенами.
• H2 + Cl2 → 2HCl
• В лабораторных условиях галогеноводороды можно получить в реакциях обмена между галогенсодержащими солями и сильными кислотами.
• NaCl + H2SO4 → NaHSO4 + HCl↑
• CaF2 + H2SO4 → CaSO4 + 2HF
• PBr3 + 3H2O → 3HBr↑ + H3PO3
• H2S + I2 → S + 2HI
• Химические свойства

• Кислотные свойства

HF — является слабой кислотой, HCl, HBr, HI — сильные кислоты. Металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода, способны вытеснить водород из кислоты.

1. Mg + 2HBr → MgBr2 + H2↑
2. Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2↑
3. Галогеноводороды реагируют с основными, амфотерными оксидами и основаниями с образованием соответствующих солей.
4. Na2O + 2HCl → 2NaCl + H2O
5. ZnO + 2HI → ZnI2 + H2O
6. KOH + HCl → KCl + H2O (реакция нейтрализации)
7. Cr(OH)3 + 3HCl → CrCl3 + 3H2O
• С солями
• Реакции протекают в тех случаях, если в результате выпадает осадок, выделяется газ или образуется слабый электролит (вода).
• AgNO3 + HCl → AgCl + HNO3
• Li2CO3 + 2HBr →2 LiBr + H2CO3
• Восстановительные свойства
1. В некоторых реакциях проявляют себя как сильные восстановители, особенно HI.
2. 4HI + MnO2 → I2 + MnI2 + 2H2O
3. 2HI + H2SO4 → I2 + H2S + H2O
4. 4HI + O2 → 2H2O +2 I2
5. 2HI + Br2 → 2HBr + I2
6. 2HCl + H2SO4 → Cl2 + SO2 + 2H2O
• Реакция с оксидом кремния

В целом взаимодействие галогеноводородов с оксидами неметаллов нехарактерно. В этой связи важно выделить реакцию SiO2 с плавиковой кислотой.

SiO2 + 4HF → SiF4 + 2H2O

Обнаружить ионы галогенов возможно воздействием на растворы солей, содержащих галоген ион нитратом серебра (AgNO3).

   При наличии хлор-иона образуется белый творожистый осадок
хлорида серебра:
NaCl + AgNO3 → NaNO3 + AgCl↓     При наличии бром-иона образуется бледно-желтый творожистый осадок бромида серебра:
NaBr + AgNO3 → NaNO3 + AgBr↓        При наличии бром-иона образуется желтый творожистый осадок иодида серебра:
NaJ + AgNO3 → NaNO3 + AgJ↓

Осадки не растворимы в воде и азотной кислоте.

При­род­ное со­еди­не­ние фтора — крио­лит Na3AlF6 — при­ме­ня­ет­ся при по­лу­че­нии алю­ми­ния. Со­еди­не­ния фтора ис­поль­зу­ют­ся в ка­че­стве до­ба­вок в зуб­ные пасты для предот­вра­ще­ния за­бо­ле­ва­ний ка­ри­е­сом.

Хлор ши­ро­ко ис­поль­зу­ет­ся для по­лу­че­ния со­ля­ной кис­ло­ты, в ор­га­ни­че­ском син­те­зе при про­из­вод­стве пласт­масс и син­те­ти­че­ских во­ло­кон, ка­у­чу­ков, кра­си­те­лей, рас­тво­ри­те­лей и др. Мно­гие хлор­со­дер­жа­щие со­еди­не­ния ис­поль­зу­ют для борь­бы с вре­ди­те­ля­ми в сель­ском хо­зяй­стве.

Хлор и его со­еди­не­ния при­ме­ня­ют­ся для от­бе­ли­ва­ния льня­ных и хлоп­ча­то­бу­маж­ных тка­ней, бу­ма­ги, обез­за­ра­жи­ва­ния пи­тье­вой воды. Прав­да, при­ме­не­ние хлора для обез­за­ра­жи­ва­ния воды да­ле­ко не без­опас­но, для этих целей лучше ис­поль­зо­вать озон.

Про­стые ве­ще­ства и со­еди­не­ния брома и иода ис­поль­зу­ют­ся в фар­ма­цев­ти­че­ской и хи­ми­че­ской про­мыш­лен­но­сти.

Токсичность галогенов

Вслед­ствие вы­со­кой ре­ак­ци­он­ной спо­соб­но­сти (осо­бен­но это ярко про­яв­ля­ет­ся у фтора) все га­ло­ге­ны яв­ля­ют­ся ядо­ви­ты­ми ве­ще­ства­ми с силь­но вы­ра­жен­ным уду­ша­ю­щим и по­ра­жа­ю­щим ткани воз­дей­стви­я­ми.Боль­шую опас­ность пред­став­ля­ют пары и аэро­золь фтора, так как в от­ли­чие от дру­гих га­ло­ге­нов имеют до­воль­но сла­бый запах и ощу­ща­ют­ся толь­ко в боль­ших кон­цен­тра­ци­ях.

2.3.1. Химические свойства водорода и галогенов

Атом водорода имеет электронную формулу внешнего (и единственного) электронного уровня 1s1. С одной стороны, по наличию одного электрона на внешнем электронном уровне атом водорода похож на атомы щелочных металлов.

Однако, ему, так же как и галогенам не хватает до заполнения внешнего электронного уровня всего одного электрона, поскольку на первом электронном уровне может располагаться не более 2-х электронов.

Выходит, что водород можно поместить одновременно как в первую, так и в предпоследнюю (седьмую) группу таблицы Менделеева, что иногда и делается в различных вариантах периодической системы:

С точки зрения свойств водорода как простого вещества, он, все-таки, имеет больше общего с галогенами. Водород, также как и галогены, является неметаллом и образует аналогично им двухатомные молекулы (H2).

В обычных условиях водород представляет собой газообразное, малоактивное вещество. Невысокая активность водорода объясняется высокой прочностью связи между атомами водорода в молекуле, для разрыва которой требуется либо сильное нагревание, либо применение катализаторов, либо и то и другое одновременно.

Взаимодействие водорода с простыми веществами

с металлами

Из металлов водород реагирует только с щелочными и щелочноземельными! К щелочным металлам относятся металлы главной подгруппы I-й группы (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr), а к щелочно-земельным — металлы главной подгруппы II-й группы, кроме бериллия и магния (Ca, Sr, Ba, Ra)

При взаимодействии с активными металлами водород проявляет окислительные свойства, т.е. понижает свою степень окисления. При этом образуются гидриды щелочных и щелочноземельных металлов, которые имеют ионное строение. Реакция протекает при нагревании:

Следует отметить, что взаимодействие с активными металлами является единственным случаем, когда молекулярный водород Н2 является окислителем.

с неметаллами

• Из неметаллов водород реагирует только c углеродом, азотом, кислородом, серой, селеном и галогенами!
• Под углеродом следует понимать графит или аморфный углерод, поскольку алмаз — крайне инертная аллотропная модификация углерода.
• При взаимодействии с неметаллами водород может выполнять только функцию восстановителя, то есть только повышать свою степень окисления:

Взаимодействие водорода со сложными веществами

с оксидами металлов

Водород не реагирует с оксидами металлов, находящихся в ряду активности металлов до алюминия (включительно), однако, способен восстанавливать многие оксиды металлов правее алюминия при нагревании:

c оксидами неметаллов

Из оксидов неметаллов водород реагирует при нагревании с оксидами азота, галогенов и углерода. Из всех взаимодействий водорода с оксидами неметаллов особенно следует отметить его реакцию с угарным газом CO.

Смесь CO и H2 даже имеет свое собственное название – «синтез-газ», поскольку из нее в зависимости от условий могут быть получены такие востребованные продукты промышленности как метанол, формальдегид и даже синтетические углеводороды:

c кислотами

С неорганическими кислотами водород не реагирует!

Из органических кислот водород реагирует только с непредельными, а также с кислотами, содержащими функциональные группы способные к восстановлению водородом, в частности альдегидные, кето- или нитрогруппы.

c солями

1. В случае водных растворов солей их взаимодействие с водородом не протекает. Однако при пропускании водорода над твердыми солями некоторых металлов средней и низкой активности возможно их частичное или полное восстановление, например:

Химические свойства галогенов

Галогенами называют химические элементы VIIA группы (F, Cl, Br, I, At), а также образуемые ими простые вещества. Здесь и далее по тексту, если не сказано иное, под галогенами будут пониматься именно простые вещества.

Все галогены имеют молекулярное строение, что обусловливает низкие температуры плавления и кипения данных веществ. Молекулы галогенов двухатомны, т.е. их формулу можно записать в общем виде как Hal2.

Следует отметить такое специфическое физическое свойство йода, как его способность к сублимации или, иначе говоря, возгонке. Возгонкой, называют явление, при котором вещество, находящееся в твердом состоянии, при нагревании не плавится, а, минуя жидкую фазу, сразу же переходит в газообразное состояние.

Электронное строение внешнего энергетического уровня атома любого галогена имеет вид ns2np5, где n – номер периода таблицы Менделеева, в котором расположен галоген.

Как можно заметить, до восьмиэлектронной внешней оболочки атомам галогенов не хватает всего одного электрона. Из этого логично предположить преимущественно окисляющие свойства свободных галогенов, что подтверждается и на практике.

Как известно, электроотрицательность неметаллов при движении вниз по подгруппе снижается, в связи с чем активность галогенов уменьшается в ряду:

F2 > Cl2 > Br2 > I2

Взаимодействие галогенов с простыми веществами

Все галогены являются высокоактивными веществами и реагируют с большинством простых веществ.

Однако, следует отметить, что фтор из-за своей чрезвычайно высокой реакционной способности может реагировать даже с теми простыми веществами, с которыми не могут реагировать остальные галогены.

К таким простым веществам относятся кислород, углерод (алмаз), азот, платина, золото и некоторые благородные газы (ксенон и криптон). Т.е. фактически, фтор не реагирует лишь с некоторыми благородными газами.

Остальные галогены, т.е. хлор, бром и йод, также являются активными веществами, однако менее активными, чем фтор. Они реагируют практически со всеми простыми веществами, кроме кислорода, азота, углерода в виде алмаза, платины, золота и благородных газов.

Взаимодействие галогенов с неметаллами

водородом

• При взаимодействии всех галогенов с водородом образуются галогеноводороды с общей формулой HHal. При этом, реакция фтора с водородом начинается самопроизвольно даже в темноте и протекает со взрывом в соответствии с уравнением:
• Реакция хлора с водородом может быть инициирована интенсивным ультрафиолетовым облучением или нагреванием. Также протекает со взрывом:
• Бром и йод реагируют с водородом только при нагревании и при этом, реакция с йодом является обратимой:

фосфором

1. Взаимодействие фтора с фосфором приводит к окислению фосфора до высшей степени окисления (+5).

   При этом происходит образование пентафторида фосфора:

2. При взаимодействии хлора и брома с фосфором возможно получение галогенидов фосфора как в степени окисления + 3, так и в степени окисления +5, что зависит от пропорций реагирующих веществ:
3. При этом в случае белого фосфора в атмосфере фтора, хлора или жидком броме реакция начинается самопроизвольно.
4. Взаимодействие же фосфора с йодом может привести к образованию только триодида фосфора из-за существенно меньшей, чем у остальных галогенов окисляющей способности:

серой

Фтор окисляет серу до высшей степени окисления +6, образуя гексафторид серы:

Хлор и бром реагируют с серой, образуя соединения, содержащие серу в крайне не свойственных ей степенях окисления +1 и +2. Данные взаимодействия являются весьма специфичными, и для сдачи ЕГЭ по химии умение записывать уравнения этих взаимодействий не обязательно. Поэтому три нижеследующих уравнения даны скорее для ознакомления:

Взаимодействие галогенов с металлами

• Как уже было сказано выше, фтор способен реагировать со всеми металлами, даже такими малоактивными как платина и золото:
• Остальные галогены реагируют со всеми металлами кроме платины и золота:

Реакции галогенов со сложными веществами

Реакции замещения с галогенами

Более активные галогены, т.е. химические элементы которых расположены выше в таблице Менделеева, способны вытеснять менее активные галогены из образуемых ими галогеноводородных кислот и галогенидов металлов:

1. Аналогичным образом, бром вытесняет серу из растворов сульфидов и сероводорода:
2. Хлор является более сильным окислителем и окисляет сероводород в его водном растворе не до серы, а до серной кислоты:

Взаимодействие галогенов с водой

Вода горит во фторе синим пламенем в соответствии с уравнением реакции:

Бром и хлор реагируют с водой иначе, чем фтор. Если фтор выступал в роли окислителя, то хлор и бром диспропорционируют в воде, образуя смесь кислот. При этом реакции обратимы:

• Взаимодействие йода с водой протекает в настолько ничтожно малой степени, что им можно пренебречь и считать, что реакция не протекает вовсе.

Взаимодействие галогенов с растворами щелочей

Фтор при взаимодействии с водным раствором щелочи опять же выступает в роли окислителя:

Умение записывать данное уравнение не требуется для сдачи ЕГЭ. Достаточно знать факт о возможности такого взаимодействия и окислительной роли фтора в этой реакции.

В отличие от фтора, остальные галогены в растворах щелочей диспропорционируют, то есть одновременно и повышают и понижают свою степень окисления. При этом, в случае хлора и брома в зависимости от температуры возможно протекание по двум разным направлениям. В частности, на холоду реакции протекают следующим образом:

1. а при нагревании:

Йод реагирует с щелочами исключительно по второму варианту, т.е. с образованием йодата, т.к. гипоиодит не устойчив не только при нагревании, но также при обычной температуре и даже на холоду:

Химические свойства галогенов — урок. Химия, 9 класс

Галогены относятся к химически активным веществам. В реакциях с металлами и большинством неметаллов, а также со сложными веществами галогены проявляют сильные окислительные свойства. Наиболее активен в химических реакциях фтор. С увеличением молекулярной массы активность галогенов снижается.

Взаимодействие с металлами

• При взаимодействии галогенов с металлами образуются соли: фториды, хлориды, бромиды, иодиды.
• Фтор реагирует со всеми металлами (даже с золотом и платиной), с большинством — при обычных условиях:
• Ca+F2=CaF2,
• 2Au+3F2=t2AuF3.
• Остальные галогены реагируют с металлами при нагревании:
• 2Fe+3Cl2=t2FeCl3,
• Cu+Br2=tCuBr2,
• 2Al+3I2=t2AlI3.

Взаимодействие с водородом

1. В реакциях галогенов с водородом образуются газообразные галогеноводороды.
2. Фтор взаимодействует с водородом со взрывом с образованием фтороводорода:
3. H2+F2=2HF.
4. Смесь хлора с водородом взрывается только при поджигании или освещении. В результате реакции образуется хлороводород:
5. H2+Cl2=t2HCl.
6. Бром начинает реагировать с водородом только при нагревании, и реакция происходит без взрыва. Продукт реакции — бромоводород:
7. H2+Br2=t2HBr.
8. Реакция иода с водородом идёт медленно даже при нагревании. Иод с водородом образуют газ иодоводород:
9. H2+I2=t2HI.
10. На примере этих реакций прослеживается снижение химической активности веществ в ряду: фтор — хлор — бром — иод.
11. Все галогеноводороды хорошо растворяются в воде. Их растворы представляют собой кислоты:
12. HF — плавиковая, HCl — соляная, HBr — бромоводородная, HI — иодоводородная.

Сила кислот в этом ряду увеличивается. Самая слабая из них — плавиковая кислота, самая сильная — иодоводородная.

Вытеснение галогенов друг другом из солей

• В реакциях галогенов с галогенидами проявляется следующая закономерность: более активный галоген вытесняет менее активный из его солей. Так, хлор взаимодействует с водными растворами бромидов и иодидов, выступая в этих реакциях окислителем:
• 2KBr−1+Cl02=Br02+2KCl−1,
• 2NaI−1+Cl02=I02+2NaCl−1.
• Бром способен вытеснить иод из иодидов, а с хлоридами не реагирует:
• 2KI−1+Br02=I02+2KBr−1.
• У иода способность вытеснять другие галогены отсутствует, так как его окислительные свойства в ряду галогенов самые слабые.
• Реакции фтора с водными растворами солей невозможны по причине его взаимодействия с водой.