Галогены и их соединения

Общие сведения о галогенах

Группа — VIIA (17 группа ПСХЭ). Элементы — F, Cl, Br, I, At. Электронная конфигурация внешнего слоя — $ns^2np^5$ (7 электронов). Степени окисления — –1 (в соединениях с менее электроотрицательными элементами), +1, +3, +5, +7 (в кислородсодержащих соединениях). Природное состояние — двухатомные молекулы ($F_2$, $Cl_2$, $Br_2$, $I_2$).

Мисал: $F_2$, $Cl_2$, $Br_2$, $I_2$.

Физические свойства

Элемент — цвет и агрегатное состояние при н.у. — запах. $F_2$ — светло-жёлтый газ — резкий, едкий. $Cl_2$ — желто-зелёный газ — характерный хлорный. $Br_2$ — красно-бурая жидкость — резкий, неприятный. $I_2$ — тёмно-фиолетовые кристаллы — йодный.

При увеличении атомной массы: температура плавления и кипения ↑, цвет становится темнее, летучесть ↓.

Химические свойства галогенов

1. С металлами — образуют галогениды: $2Na + Cl_2 \to 2NaCl$.

2. С водородом — образуют галогеноводороды: $H_2 + Cl_2 \xrightarrow{hv} 2HCl$. (Раствор в воде → кислота: HCl(aq) — соляная кислота).

3. С неметаллами: $Cl_2 + P \to PCl_3 \quad\text{или}\quad PCl_5$.

4. С водой (для $Cl_2$, $Br_2$, $I_2$ — диспропорционирование): $Cl_2 + H_2O \to HCl + HClO$. (соляная кислота + хлорноватистая кислота).

5. Окислительные свойства: $F_2$ — сильнейший окислитель (вытесняет все остальные галогены из соединений). $Cl_2$, $Br_2$, $I_2$ вытесняют менее активные галогены: $Cl_2 + 2KBr \to 2KCl + Br_2$.

Активность галогенов

Убывает сверху вниз в группе: $F_2$ > $Cl_2$ > $Br_2$ > $I_2$. Причина — увеличение атомного радиуса и уменьшение электроотрицательности.

Соединения галогенов

1. Галогеноводороды (HF, HCl, HBr, HI) Газы (HF — жидкость при н.у.). Хорошо растворимы в воде → кислоты. Химические свойства кислот: $HCl + NaOH \to NaCl + H_2O$. $2HI + Zn \to ZnI_2 + H_2$.

2. Соли галогенов (галогениды) NaCl, KBr, $CaI_2$. Реакции обмена: $AgNO_3 + NaCl \to AgCl↓ + NaNO_3$. (AgCl — белый осадок, потемнеет на свету).

3. Кислородсодержащие кислоты и соли HClO, $HClO_2$, $HClO_3$, $HClO_4$ (степени окисления Cl: +1, +3, +5, +7). Сильнейшая кислота — $HClO_4$ (перхлорная).

Получение галогенов

В лаборатории: Хлор: $MnO_2 + 4HCl \to MnCl_2 + Cl_2↑ + 2H_2O$. Бром: $Cl_2 + 2KBr \to 2KCl + Br_2$. Йод: $Cl_2 + 2KI \to 2KCl + I_2$.

В промышленности: Электролиз растворов галогенидов (NaCl — получение $Cl_2$, NaOH, $H_2$).

Применение галогенов и их соединений

$Cl_2$ — дезинфекция воды, отбеливание тканей, производство пластмасс (PVC). $Br_2$ — в органическом синтезе, фотоплёнки. $I_2$ — антисептик, медицина. HF — травление стекла.

Важные реакции для ОРТ

1. Диспропорционирование $Cl_2$: $Cl_2 + H_2O \to HCl + HClO$.

2. Вытеснение менее активного галогена: $Cl_2 + 2KBr \to 2KCl + Br_2$.

3. Образование осадков галогенидов Ag⁺: $AgNO_3 + NaCl \to AgCl↓ + NaNO_3$. (AgCl — белый, AgBr — бледно-жёлтый, AgI — жёлтый).