Хімічні властивості галогенів – конспект
Хімічна активність галогенів збільшується від низу до верху – від астату до фтору.
1. Галогени проявляють властивості окислювачів. Галогени реагують з металами і неметалами.
1.1. Галогени не горять на повітрі. Фтор окисляє кисень з утворенням фториду кисню:
F2 + O2 → OF2
1.2. При взаємодії галогенів з сіркою утворюються галогеніди сірки:
S + Cl2 → SCl2 (S2Cl2)
S + 3F2 → SF6
1.3. При взаємодії фосфору і вуглецю з галогенами утворюються галогеніди фосфору і вуглецю:
2P + 5Cl2 → 2PCl5
2P + 3Cl2 → 2PCl3
2F2 + C → CF4
1.4. При взаємодії з металами галогени проявляють властивості окислювачів, утворюючи галогеніди.
Наприклад, залізо реагує з галогенами з утворенням галогенідів. При цьому фтор, хлор і бром утворюються галогеніди заліза (III), а c йодом – з’єднання заліза (II):
3Cl2 + 2Fe → 2FeCl3
I2 + Fe → FeI2
Аналогічна ситуація з міддю: фтор, хлор і бром окислюють мідь до галогенідів міді (II), а йод до йодиду міді (I):
Cl2 + Cu → 2CuCl2
I2 + 2Cu → 2CuI
Активні метали бурхливо реагують з галогенами, особливо з фтором і хлором (горять в атмосфері фтору або хлору).
Ще приклад: алюміній взаємодіє з сіркою з утворенням сульфіду алюмінію:
3Cl2 + 2Al → 2AlCl3
1.5. Водень горить в атмосфері фтору:
F2 + H2 → 2HF
З хлором водень реагує тільки при нагріванні або освітленні. При цьому реакція протікає з вибухом:
Cl2 + H2 → 2HCl
Бром також реагує з воднем з утворенням бромоводню:
Br2 + H2 → 2HBr
Взаємодія йоду з воднем відбувається тільки при сильному нагріванні, реакція протікає оборотно, з поглинанням теплоти (ендотермічна):
Br2 + H2 ↔ 2HBr
1.6. Галогени реагують з галогенами. Більш активні галогени окислюють менш активні.
Наприклад, фтор окисляє хлор, бром і йод:
Cl2 + F2 → 2ClF
2. Зі складними речовинами галогени реагують, також виявляючи переважно окислювальні властивості. Галогени охоче диспропорціонує при розчиненні у воді або в лугах.
2.1. При розчиненні в воді хлор і бром частково диспропорціонують, підвищуючи і знижуючи ступінь окислення. Фтор окисляє воду.
Наприклад, хлор при розчиненні в холодній воді диспропорціонує до найближчих стабільних ступенів окислення (+1 і -1), утворює при цьому соляну кислоту і хлорноватистую кислоту (хлорне вода):
Cl2 + H2O ↔ HCl + HClO
При розчиненні в гарячій воді хлор диспропорціонує до ступенів окислення -1 і +5, утворюючи соляну кислоту і хлорне кислоту:
Cl2 + 6H2O ↔ 5HCl + HClO3
Фтор реагує з водою з вибухом:
2F2 + 2H2O → 4HF + O2
2.2. При розчиненні в лугах хлор, бром і йод диспропорціонують з утворенням різних солей. Фтор окисляє лугу.
Наприклад, хлор реагує з холодним розчином гідроксидом натрію:
Сl2 + 2NaOH (хол.) → NaCl + NaClO + H2O
При взаємодії з гарячим розчином гідроксиду натрію утворюються хлорид і хлорат:
3Cl2 + 6NaOH (гор.) → 5NaCl + NaClO3 + 3H2O
Ще приклад: хлор розчиняється в холодному розчині гідроксиду кальцію:
2Сl2 + 2Са (OH) 2 (хол.) → СaCl2 + Сa (ClO) 2 + 2H2O
2.3. Більш активні галогени витісняють менш активні галогени з солей і галогеноводнів
Наприклад, хлор витісняє йод і бром з розчину йодиду калію і броміду калію відповідно:
Cl2 + 2NaI → 2NaCl + I2
Cl2 + 2NaBr → 2NaCl + Br2
Ще одна властивість: більш активні галогени окислюють менш активні.
Наприклад, фтор окисляє хлор з утворенням фториду хлору (I):
Cl2 + F2 → 2Cl + F-
У свою чергу, хлор окисляє йод. При цьому в розчині утворюється соляна кислота і йодна кислота:
Cl2 + I2 + H2O → HCl + HIO3
2.4. Галогени проявляють окисні властивості, взаємодіють з відновниками.
Наприклад, хлор окисляє сірководень:
Cl2 + H2S → S + 2HCl
Хлор також окисляє сульфіти:
Cl2 + H2O + Na2SO3 → 2HCl + Na2SO4
Також галогени окислюють пероксиди:
Cl2 + 3H2O2 → 2HCl + 2H2O + O2
Або, при нагріванні або на світлі, воду:
2Cl2 + 2H2O → 4HCl + O2 (на світлі або кип.)
(2 votes, average: 2.50 out of 5)