Галогены (фтор, хлор, бром, йод) и их соединения - Особенности свойств водорода, хлора, брома, йода, кислорода, серы, азота, фосфора, углерода, кремния и их соединений - НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ

Строение и свойства галогенов

Элементы главной подгруппы VII группы периодической системы, объединенные под общим названием галогены, фтор (F), хлор (Cl), бром (Br), иод (I), астат (At) (редко встречающийся в природе) — типичные неметаллы. Это и понятно, ведь их атомы содержат на внешнем энергетическом уровне семь электронов, и им недостает лишь одного электрона, чтобы завершить его. Атомы этих элементов при взаимодействии с металлами принимают электрон от атомов металлов. При этом возникает ионная связь и образуются соли. Отсюда общее название «галогены», т. е. «рождающие соли».

Галогены очень сильные окислители. Фтор в химических реакциях проявляет только окислительные свойства, и для него характерна степень окисления -1. Остальные галогены могут проявлять и восстановительные свойства при взаимодействии с более электроотрицательными элементами — фтором, кислородом, азотом, при этом степени их окисления могут принимать значения +1, +3, +5, +7. Восстановительные свойства галогенов усиливаются от хлора к йоду, что связано с ростом радиусов их атомов: атомов хлора примерно вдвое меньше, чем у йода.

Галогены — простые вещества

Все галогены существуют в свободном состоянии в виде двухатомных молекул с ковалентной неполярной химической связью между атомами. В твердом состоянии F₂, Сl₂, Br₂, I₂ имеют молекулярные кристаллические решетки, что и подтверждается их физическими свойствами.

Физические свойства галогенов

С увеличением молекулярной массы галогенов температуры плавления и кипения повышаются, возрастают плотности: бром — жидкость, иод — твердое вещество, фтор и хлор — газы. Это связано с тем, что с увеличением размеров атомов и молекул галогенов возрастают силы межмолекулярного взаимодействия между ними. От F₂ к I₂ усиливается интенсивность окраски галогенов (табл. 7).

Таблица 7

Вещества	Агрегатное состояние при обычных условиях	Цвет	Запах	t плавления, ос	t кипения, ос
Фтор F2	Газ, не сжижается при обычной температуре	Светло-желтый	Резкий, раздражающий	-220	-188
Хлор Cl2	Газ, сжижающийся при обычной температуре под давлением	Желто-зеленый	Резкий, удушливый	-101	-34
Бром Br2	Жидкость	Буровато-коричневый	Резкий, зловонный	-7	+59
Иод I2	Твердое вещество	Черно-фиолетовый с металлическим блеском	Резкий	+114	+186

Химические свойства галогенов

Химическая активность галогенов, как неметаллов, от фтора к иоду ослабевает, у кристаллов иода появляется металлический блеск.

Каждый галоген является самым сильным окислителем в своем периоде. Окислительные свойства галогенов отчетливо проявляются при их взаимодействии с металлами. При этом образуются соли. Так, фтор уже при обычных условиях реагирует с большинством металлов, а при нагревании и с золотом, серебром, платиной, известными своей химической пассивностью. Алюминий и цинк в атмосфере фтора воспламеняются:

Остальные галогены реагируют с металлами при нагревании. Нагретый порошок железа также загорается при взаимодействии с хлором. Опыт можно провести, как с сурьмой, но только железные опилки нужно предварительно накалить в железной ложечке, а затем высыпать их небольшими порциями в колбу с хлором. Так как хлор является сильным окислителем, то в результате реакции образуется хлорид железа (III):

В парах брома сгорает раскаленная медная проволока:

- ЗАПОМНИ. Температуры кипения:

Cl2	-34 °С,
Br2	+59 °С,
I2	+186 °С.

Иод окисляет металлы медленнее, но в присутствии воды, которая является катализатором, реакция иода с порошком алюминия протекает очень бурно:

Реакция сопровождается выделением фиолетовых паров иода.

Об уменьшении окислительных и увеличении восстановительных свойств галогенов от фтора к йоду можно судить и по их способности вытеснять друг друга из растворов их солей, а также оно наглядно проявляется при взаимодействии их с водородом. Уравнение этой реакции можно записать в общем виде так:

H₂ + Г₂ = 2НГ

(Г — условное химическое обозначение галогенов).

Если фтор взаимодействует с водородом в любых условиях со взрывом, то смесь хлора с водородом реагирует только при поджигании или облучении прямым солнечным светом, бром взаимодействует с водородом при нагревании и без взрыва. Эти реакции — экзотермические. Реакция же соединения иода с водородом слабо эндотермическая, она протекает медленно даже при нагревании.

В результате этих реакций образуются соответственно фтороводород HF, хлороводород HCl, бромоводород HBr и иодоводород HI.

Получение галогенов

Фтор и хлор получают электролизом расплавов или растворов их солей. Например, процесс электролиза расплава хлорида натрия можно отразить уравнением:

При получении хлора электролизом раствора хлорида натрия кроме хлора образуется также водород и гидроксид натрия:

Галогеноводороды

Все галогеноводороды (общую формулу можно записать как НГ) — бесцветные газы, с резким запахом, токсичны. Очень хорошо растворяются в воде и дымятся во влажном воздухе, т. к. притягивают находящиеся в воздухе водяные пары, образуя при этом туманное облако.

Галогеноводородные кислоты

Растворы галогеноводородов в воде являются кислотами: это HF — фтороводородная, или плавиковая кислота, HCl — хлороводородная, или соляная кислота, HBr — бромоводородная кислота, HI — иодоводородная кислота. Способность их к электролитической диссоциации с образованием катионов водорода растет от HF к HI.

Самая сильная из галогеноводородных кислот — иодоводородная, а самая слабая — фтороводородная. Большая прочность химической связи H—F (поэтому фтороводородная кислота слабо диссоциирует в воде) обусловлена малым размером атома F и соответственно малым расстоянием между ядрами атомов водорода и фтора. С ростом радиуса атома от F к I растет и расстояние H—F, прочность молекул уменьшается и, соответственно, способность к электролитической диссоциации увеличивается.

Наиболее технически важным являются хлороводород и соляная кислота. В промышленности хлороводород получают синтезом из водорода и хлора:

В лабораторных условиях для получения HCl используют реакцию, проводимую при нагревании:

Необратимому протеканию этой реакции способствует летучесть HCl.

Соляная кислота представляет собой бесцветную, дымящуюся на воздухе жидкость, она несколько тяжелее воды. Это типичная кислота, взаимодействует с металлами, оксидами металлов, основаниями и солями.

Соляная кислота находит широкое применение в промышленности страны. Ее используют для получения солей, при паянии, для очистки поверхности металлов в гальваностегии, при производстве красок, приготовлении лекарственных препаратов, а также пластмасс и других синтетических материалов.

Соли галогеноводородных кислот

Галогеноводородные кислоты образуют соли: фториды, хлориды, бромиды, иодиды. Хлориды, бромиды и иодиды многих металлов хорошо растворимы в воде.

Для определения в растворе хлорид-, бромид- и иодид-ионов и их различий используют реакцию с нитратом серебра AgNO₃. В результате реакции хлоридов (и самой соляной кислоты) с этим реактивом выпадает белый творожистый осадок хлорида серебра, сокращенное ионное уравнение этой реакции записывается так:

В реакциях с бромоводородной кислотой и ее солями и с иодоводородной кислотой и ее солями также образуются осадки, но только желтого цвета, которые различаются оттенками:

А вот для распознавания фтороводородной кислоты и фторидов нитрат серебра в качестве реактива непригоден, т. к. образующийся AgF растворим в воде. Для доказательства присутствия в растворе фторид-ионов F^- можно использовать реакцию с ионами Са²⁺, поскольку CaF₂ выпадает в осадок.

Свое название плавиковая кислота получила из- за уникального свойства взаимодействовать с оксидом кремния (IV), входящим в состав стекла, как бы «плавить» его:

Эту реакцию используют для изготовления надписей и рисунков на стекле.