Галогены, их характеристика на основе размещения в периодической системе и строении атомов. Хлор. Физические и химические свойства. Хлороводород. Соляная кислота и ее соли. Качественная реакция на

К 7А группе относятся элементы фтор, хлор, бром, йод, астат. Эти элементы принято называть галогенами. Почти все способы получения свободных галогенов основаны на окислении их отрицательных ионов различными окислителями или под действием электрического тока. В промышленности Br2 и I2 получают окислением бромидов и иодидов природной воды хлором, в лаборатории – окисление различными сильными окислителями соляной кислоты, бромидов, иодидов:

16HCl + 2KMnO4 → 5Cl2 + MnCl2 + 2KCl + 8H2O;

2NaBr + Cl2 → Br2 + 2NaCl;

2NaI + MnO2 + 2H2SO4 → I2 + MnSO4 + Na2SO4 + 2H2O.

Химическая активность простых веществ галогенов чрезвычайно высока. Они проявляют сильные окислительные свойства, энергично реагируют с металлами, большинством неметаллов, окисляют ряд сложных веществ. Окислительная способность уменьшается в ряду F2 – At2. Фтор – один из сильнейших окислителей, с большинством простых веществ реагирует бурно уже при обычной температуре, с некоторыми из них (S, P) – даже при температуре жидкого воздуха (-190˚ С); окисляет инертные газы (Kr, Xe, Rn) и такие стойкие соединения, как вода и SiO2. Бром, йод, астат окисляются при действии сильных окислителей, хлор – только при взаимодействии с фтором. Способность окисляться повышается в ряду Br2 – At2. Для хлора, брома, йода характерны реакции диспропорционирования; способность к диспропорционированию уменьшается в ряду Cl2 – I2.

Э2 + H2 → 2HЭ

Э2 + Hal2 → ЭHal

F2 + O2 → O2F2

Э2 + S → SxЭy

3F2 + N2 → 2NF3

Э2 + P → PЭ3, PЭ5

2F2 + C → CF4

Э2 + Me → MeЭ, MeЭ2…

2F2 + 2NaOH → OF2 + 2NaF + H2O

Э + NaOH → NaЭ + NaЭO

2F2 + H2O → 2HF + OF2

Э + H2O → HЭ + HЭO

I2 + HNO3(к) → HIO3 + NO2 + H2O

Из бинарных соединений галогенов наибольшее значение имеют соединения галогенов с водородом. Галогенводороды – газы (кроме НF), хорошо растворимые в воде; НF – сильно дымящая на воздухе жидкость, ядовитая, в воде растворяется неограниченно. В растворе НF молекулы ассоциированы за счет водородных связей. Термическая устойчивость в ряду НF – НI резко падает.

Водные растворы НГ (кроме НF) – сильные кислоты; НF – кислота средней силы. HBr и HI – восстановители; HCl окисляется при действии сильных окислителей; газообразный хлорид водорода окисляется кислородом при нагревании в присутствии катализатора:

2HBr + H2SO4(к) → Br2 + SO2 + 2H2O;

8HI + H2SO4(к) → 4I2 + H2S + 4H2O.

Фтористый водород и плавиковая кислота разрушают кварц и стекло в результате образования газообразного SiF4:

4HF(г) + SiO2 → SiF4 + 2H2O;

6HF(р-р) + SiO2 → H2[SiF6] + 2H2O.

Все соединения галогенов с кислородом, исключая ОF2,- кислотные оксиды. Cl2O, Cl2O7, I2O5 при взаимодействии с водой образуют соответствующие кислоты. ClO2 и Cl2O6 диспропорционируют и образуют две кислоты. Кислородные соединения галогенов – сильные окислители. Для оксидов хлора в промежуточных степенях окисления характерны реакции диспропорционирования.

Все гидроксиды галогенов хорошо растворимы в воде, HClO4, HIO3, H5IO6 известны в свободном виде. HIO – слабый амфотер с преобладанием основных свойств, остальные гидроксиды галогенов – кислоты. Оксокислоты – сильные окислители. Их окислительные свойства усиливаются с уменьшением СО и порядкового номера галогена (при одинаковой СО):

2HBrO3 + 4SO2 + 3H2O → 4H2SO4 + Br2O.

Для НГО, HСlO2, HСlO3 характерны также реакции диспропорциони-рования.

3НГО → HГO3 + НГ