Галогени мають високу ЕО і для них характерні окислювальні властивості. Ці окисні властивості проявляються в реакціях з металами і воднем.
Сl2 + Na → NaCl
Зверніть увагу на теплові ефекти реакцій галогенів з воднем.
Безпосереднє з'єднання фтору з воднем супроводжується дуже великим виділенням тепла. Реакція протікає зазвичай з вибухом, який відбувається навіть при сильному охолодженні газів і в темряві. Взаємодія хлору з воднем при звичайних умовах протікає вкрай повільно, але при нагріванні суміші газів або її сильному освітленні (прямим сонячним світлом, палаючим магнієм і т. Д.) Реакція супроводжується вибухом. Взаємодія з воднем йоду відбувається тільки при сильному нагріванні і не повністю (так як починає йти зворотна реакція - розкладання иодоводорода).
Детальне вивчення реакції освіти хлороводню дозволило з'ясувати характер протікання її окремих стадій (т. Н. Елементарних процесів). Перш за все, за рахунок енергії ультрафіолетових променів (або нагрівання) молекула хлору дисоціює на атоми, які потім реагують з молекулами водню, утворюючи НСl і атом водню. Останній, в свою чергу, реагує з молекулою хлору, утворюючи НСl і атом хлору, і т. Д. Весь процес може бути зображений наступною схемою:
Таким чином виходить, як би ланцюг послідовних реакцій, причому за рахунок кожної спочатку збудженої молекули Сl2 утворюється до мільйона молекул НСl. Реакції подібного типу називаються ланцюговими. Вони відіграють велику роль при протіканні багатьох хімічних процесів.
Тобто окисні здатності хлору менше, ніж у фтору. Проте хімічна активність хло-ра дуже велика - він безпосередньо соеди-вується майже з усіма звичайними металами і з усіма неметалами, крім вуглецю, азоту та кисло-роду. І бром і йод теж є вельми активними окислювачами. З багатьма металами і деякими неметалами (наприклад, фосфором) вони здатні взаємодіяти при звичайних температурах. При цьому бром по активності не дуже сильно поступається хлору, тоді як йод відрізняється від нього вже значно. Ця різниця в окислювальної здатності галогенів використовується для отримання менш активних галогенів з їхніх сполук. наприклад:
Cl2 + KI → KCl + I2 (тобто більш активні галогени витісняють менш активні з їх з'єднань)
Так як безпосередньо з киснем хлор (і інші галогени) не взаємодіє, його кисневі сполуки можуть бути отримані лише непрямими методами. Наприклад, реакцією між хлором і водою:
Аналогічно протікають процеси взаємодії брому з водою. Фтор воду окисляє з вибухом. А йод у воді практично не розчинний і з нею не взаємодіє. При звичайних умовах в насиченому розчині хлору близько половини всього розчиненого хлору перетвориться в кислоти. З утворюються двох кислот - соляної і хлорнуватистої (НОСl)-перша є дуже сильної, а друга - дуже слабкою (К = 3 · 10 -8).
Подібним чином (диспропорционирование) галогени можуть взаємодіяти і з лугами.
Cl2 + NaOH → NaCl + NaOCl - на холоду
Cl2 + KOH → KCl + KClO3 + H2 O - при нагріванні
4. Знаходження в природі.
Галогени у природі зустрічаються у вигляді солей.
Основним промисловим методом отримання хлору є електроліз концентрованого розчину NaCl. При цьому на аноді виділяється хлор (2Сl - - 2e - = Сl2), а в катодному просторі виділяється водень (2Н + + 2e - = H2) і утворює NaOH.
При лабораторному отриманні хлору зазвичай користуються дією КМnО4 на соляну кислоту:
При отриманні вільних брому і йоду найчастіше користуються витісненням їх з їх солей вільним хлором, наприклад:
Практичне використання фтору та його сполук широко розвинулося за останні роки. У промисловості використовують розчин фтороводорода в воді. Цей розчин називають плавиковою кислотою. Ця кислота не дуже сильна, але вона має унікальну властивість: взаємодіє з SiO2 (пісок, кварц), який входить до складу скла. Реакція йде за схемою:
Тому фтористий водень можна отримувати і зберігати в скляних судинах. Зазвичай його розчини зберігають в бутлях з штучних пластмас, на які HF не діє. На взаємодії HF з SiO2 грунтується застосування фтористого водню для «травлення» скла. Внаслідок видалення частинок SiO2 поверхню його стає матовою, чим користуються для нанесення на скло різних написів і т.д.
Але головним чином фтор використовують для фторування органічних сполук (т. Е. Заміни в них водню на фтор). Ці сполуки мають ряд дивовижних властивостей (фреони, тефлон, ПЕРФТОРАНУ).
Загальна світове споживання хлору становить десятки млн. Т щорічно. Використовується він головним чином для вибілювання тканин і паперової маси, знезараження питної води (приблизно 1,5 г на 1 м 3) і в хімічній промисловості для отримання різноманітних сполук хлору - органічних і неорганічних.
Щорічний світовий видобуток брому оцінюється десятками тисяч тонн, йоду - тисячами тонн. У вигляді 1% і 5% -ого спиртового розчину йод застосовується в медицині. З'єднання обох важких галоідов широко застосовуються в фотографії, медицині і т. Д.
Галогени в організмі людини і їх використання в медицині.
75%) знаходиться у щитовидній залозі, а інша в крові, головному мозку, печінки і т.д. Постійна концентрація йоду в крові - 10 -5 -10 -6% називається «йодним дзеркалом» організму. Основна біологічна роль - бере участь в синтезі тироксину. Він впливає на концентрацію іонів натрію і калію, підвищує активність статевих гормонів, позитивно впливає на фагоцитоз. Йод і його сполуки широко використовують в медицині. Спиртовий розчин (1%, 5%, 10%) має антисептичну, подразнюючу, протизапальну дію. Використовують для обробки рук, операційного поля, гнійників на шкірі. Всередину застосовують йодид калію при захворюваннях щитовидної залози, при атеросклерозі, бронхіальній астмі та бронхіті. Електрофорез з йодидом калію призначають при гіпертонії і запальних процесах.
Більшість її солей (хлоридів) добре розчиняється у воді. Практично не розчиняється хлорид срібла. Тому для визначення соляної кислоти і її солей використовують нітрат срібла.
Cl - + Ag + → AgCl ↓ (білий сирнистий осад)
Подібну реакцію можна провести і для бромоводородной і для іодоводородной кислот і їх солей, тільки колір осаду буде жовтий.
Слід зазначити одну особливість галогенідів срібла - вони розкладаються під дією сонячного світла з утворенням вільного срібла. Саме цей процес лежить в основі чорно-білої фотографії.
Щорічне світове споживання соляної кислоти обчислюється мільйонами тонн. Широке практичне застосування знаходять також багато її солі (наприклад: кухонна сіль, сильвініт, каломель.).
Хлор (а так само бром і йод) можуть проявляти в з'єднання і позитивні ступеня окислення. Наприклад, в кисневих з'єднаннях: оксиди, гідроксиди та їх солях.
Можливі ступені окислення. +1, +3, +5, +7. Якщо зіставити один з одним кисневі кислоти хлору по найважливішим для них хімічними властивостями - кислотності і окисної активності, - то виходить наступна схема:
Уявний парадокс (більш висока ступінь окислення хлору в хлорним кислоті і порівняно низька окислювальна активність) пояснюється не вищими окисними здібностями Сl +1. а нестійкістю НОСl. На світлі при кімнатній температурі вона розкладається, і утворюється атомарний хлор. Ось він то і є істинним окислювачем в цьому випадку. І сама НОСl і її солі є тому дуже сильними окислювачами, вони використовуються для дезінфекції.
При взаємодії хлору з дешевою лугом - Са (ОН) 2 - утворюється так звана хлорне вапно. Реакція може бути наближено виражена рівнянням:
згідно з яким хлорне вапно є змішаною сіллю соляної і хлорнуватистої кислот. Хлорне (інакше, белільной) вапно являє собою білий порошок, що володіє сильними окисними властивостями. Вона застосовується для вибілювання і дезінфекції, а також служить одним з основних дегазатором, т. Е. Коштів для знищення бойових отруйних речовин.
Безвода НСlО4 малоустойчива і іноді вибухає навіть просто при зберіганні. У продаж зазвичай надходить цілком стійкий 72% розчин кислоти. Кислотні властивості виражені у неї дуже різко: вона є найсильнішою з усіх відомих кислот.
Упр.№1. Записати схему будови, електронну та графічну формулу хлору. Чи вірно твердження, що хлор - типовий неметалл? Чому? Яка можлива валентність хлору в його з'єднаннях? Чому? Наведіть приклади таких сполук. Яка мінімальна і максимальна ступінь окислення хлору? Чому? Наведіть приклади таких сполук.
Упр.№2. Опишіть фізичні властивості хлору, запишіть його формулу. Поясніть закономірності цих властивостей з точки зору будови речовини.
Упр.№3. Напишіть рівняння взаємодії хлору з наступними речовинами: алюміній, натрій, водень, сірка. Поставте ступеня окислення елементів. Які властивості: окислювача або відновника проявляє хлор в цих реакціях? Зробіть висновок про хімічну активність і окислювальних властивостях хлору.
Упр.№4. Напишіть рівняння взаємодії розчину соляної кислоти з наступними речовинами: оксид заліза (II), гідроксид кальцію, цинк. Яка з цих реакцій відноситься до ОВР? Визначте в ній окислювач і відновник. Яка з реакцій відноситься до реакцій нейтралізації? Запишіть іонні рівняння для неї.
Упр. №5. За допомогою яких реакцій можна здійснити наступні перетворення? Запишіть рівняння цих реакцій. Назвіть ці речовини.
NaCl → Cl2 → HCl → MgCl2 → HCl
Упр.№5. Який з галогенів хлор або бром проявляє вищу окислительную здатність і чому? Підтвердіть це рівнянням реакції.
Упр.№ 6. Запишіть рівняння реакції фтору з цинком, воднем. Поставте ступеня окислення і визначте яку роль в цих реакціях виконує фтор. Які ступені окиснення можливі для фтору? Чому?
Упр. №7. В якому вигляді зустрічаються галогени в природі? Чому? Назвіть найпоширеніше з'єднання хлору.
Упр. №8. Опишіть фізичні властивості самого важливого сполуки хлору, запишіть його формулу. Напишіть рівняння його синтезу з простих речовин.
Упр.№ 9. Як розпізнати соляну кислоту і її солі серед інших розчинів? Наведіть приклади. Запишіть відповідні іонні рівняння.
Упр. №10. Які оксиди може утворювати хлор? Запишіть їх формули і формули гідроксидів, які їм відповідають. Охарактеризуйте коротко їх хімічні властивості.