Тема: галогени
| r (A)
| I1, эВ
| Ea, эВ
| Э.О.
| Ступені окислення
| F
| 0.72
| 17.4
| 3.45
| 4.0
| -1
| Cl
| 0.99
| 13.0
| 3.61
| 2.85
| -1,+1,+3,+5,+7
| Br
| 1.14
| 11.84
| 3.37
| 2.75
| -“-
| I
| 1.33
| 10.45
| 3.0
| 2.20
| -“-
| Елементи флуор, Хлор, бром, йод і астат, що входять до VIIА групи, називають галогенами. Атоми галогенів мають по сім електронів на зовнішньому електронному рівні s2p5. Завдяки великій спорідненості до електрону, атоми галогенів легко приєднують один електрон перетворюючись у аніони. Негативний ступень окислення галогени мають лише в сполуках з Гідрогеном та металами. Від флуору до астату по мірі зростання радіусів атомів електронегативність галогенів зменшується, окисна активність нейтральних атомів ослаблюється. У йоду і астату з’являються металічні ознаки. В зв’язку з різною окисною активністю одні галогени витискують інші зі сполук з металами або Гідрогеном.
Флуор – найсильніший окисник, що взаємодіє навіть з інертними газами. Флуор розкладає воду при будь-якому рН. F2 + H2O ® HF + O2. Хлор слабо розкладає воду при рН=0, зі зростанням рН краще. Решта галогенів воду не розкладають. Водневі сполуки галогенів (галоводні) добре розчинні у воді і за властивостями їх водні розчини виявляються кислотами. Сила галоводневих кислот зростає по мірі зменшення електронегативності галогенів. Найбільш міцна флуороводнева кислота HF - за рахунок водневих зв’язків. HF не виявляє відновних властивостей, проте, решта – відновники.
Кисневі сполуки галогенів не стійки і їх отримують непрямим шляхом. В протилежність галоводням, міцність кисневих сполук галогенів зростає в ряду флуор – астат.
Хлор – жовто-зелений газ з різким запахом. Хлор приблизно в 2,5 рази важче за повітря. Розчинність Хлору у воді максимальна при температурі 8 С і складає 3,4 л Хлору в 1 л води. Розчин, що утворюється – Хлорна вода. Хімічний процес між Хлором та водою веде до утворення Хлорнуватистої та хлороводневої кислот. В зв’язку з нестійкістю Хлорнуватистої кислоти, через деякий час у розчині залишається лише Хлороводнева кислота та утворюється активний Оксиген.
В лабораторії Хлор отримують дією сильних окисників на концентровану Хлороводневу кислоту:
16HCl + 2KMnO4 = 5Cl2 + 2MnCl2 + 2KCl + 8H2O
Хлор реагує практично зі всіма металами та неметалами (за виключенням Нітрогену, Карбону).
Хлороводень може бути отриманий прямим синтезом, або при нагріванні концентрованої сульфатної кислоти з кристалічним сульфатом Натрію:
NaCl + H2SO4 = NaHSO4 + HCl↑
Хлороводень добре розчиняється у воді з утворенням хлороводневої кислоти. Ця кислота та її солі – хлориди можуть бути якісно визначені в реакції з нітратом срібла, коли випадає осад хлориду срібла.
Відомі також і кисневмісні кислоти Хлору:
Кислота
| HClO
| HClO2
| HClO3
| HClO4
| Назва
| Хлорнуватиста
| Хлориста
| Хлорнувата
| Хлорна
| Солі
| гіпохлорити
| Хлорити
| Хлорати
| перХлорати
|
| Зростає сила кислот ®
|
| зростає окисна активність
|
Хлорнуватиста кислота отримується як продукт гідролізу Хлору:
Cl2 + H2O = HClO + HCl
Гіпохлорити утворюються при пропусканні Хлору крізь холоді розчини лугів:
Cl2 + 2KOH = KClO + KCl + H2O – жавелева вода
Діючи Хлором на сухий гідроксид кальцію отримують Хлорне вапно:
2Ca(OH)2 + 2Cl2 = Ca(ClO)2 + CaCl2 + 2H2O
Хлориста кислота трохи сильніша за Хлорнуватисту кислоту, але поступається їй за окисною активністю. Хлорнувата кислота існує у вигляді водних розчинів і може вважатися сильною кислотою. Її солі – Хлорати утворюються при пропусканні Хлору крізь гарячий концентрований розчин гідроксиду лужного металу.
Хлорна кислота ще більш стійка і існує у вільному стані. За ступенем дисоціації – це сама сильна кислота. Солі – перхлорати – отримують обережним нагріванням Хлоратів (без каталізаторів):
4KClO3 = 3KClO4 + KCl
По мірі зростання ступеню окислення Хлору зростає стійкість та сила його кисневих кислот, проте їх окисна активність знижується.
Для брому характерні – HBrO (бромнуватиста кислота), HBrO3 (бромнувата), HBrO4 (бромна) – остання досить нестійка. Для йоду - HIO (йоднуватиста кислота) – амфотерна сполука:
HIO«H+ + IO-; HIO«I+ + OH-.
Date: 2015-09-02; view: 543; Нарушение авторских прав Понравилась страница? Лайкни для друзей: |
|
|