Студопедия Главная Случайная страница Задать вопрос

Разделы: Автомобили Астрономия Биология География Дом и сад Другие языки Другое Информатика История Культура Литература Логика Математика Медицина Металлургия Механика Образование Охрана труда Педагогика Политика Право Психология Религия Риторика Социология Спорт Строительство Технология Туризм Физика Философия Финансы Химия Черчение Экология Экономика Электроника

Элементы VIIA-группы





Элементы фтор F, хлор Сl, бром Вr, иод I и астат At составляют VIIA-группу Периодической системы Д.И. Менделеева. Групповое название этих элементов – галогены. Валентный уровень атомов отвечает электронной формуле ns2np5; атом фтора не имеет d-подуровня и поэтому образует только одну ковалентную связь. Фтор – самый электроотрицательный элемент и встречается только в сте­пенях окисления –1 и 0. Остальные галогены в соединениях прояв­ляют степени окисления от –1 до + 7.

Простые вещества Г2 – типичные неметаллы, причем их неметал­лические свойства и химическая активность ослабевают при переходе от фтора к астату, самый активный из всех галогенов – фтор.

В природе галогены обычно находятся в восстановленном состо­янии в виде фторидов, хлоридов, бромидов, иодидов металлов, хотя иод встречается и в положительной степени окисления (NaIO3). Фтор в свободном виде получают анодным окислением при элект­ролизе расплава фторидов и гидродифторидов щелочных металлов. Для выделения в свободном виде хлора, брома или иода в лаборатории используют подходящие окислители, в частности, гипохлорит кальция, бромат натрия, перманганат или дихромат калия. В промышленности хлор получают электролизом расплава или ра­створа хлоридов щелочных и щелочноземельных металлов, для получения брома и иода из бромидов и иодидов используют газо­образный хлор.

Отличаясь чрезвычайно высокой химической активностью, фтор энергично реагирует с водой, при этом образуется сложная смесь продуктов (фтороводород, кислород, озон, пероксид водорода, дифторид кислорода и др.). Хлор при растворении в воде диспропорционирует с образованием сильной кислоты – хлороводорода НСl и слабой хлорноватистой кислоты НOCl. Диспропорционирование брома и иода в подобных условиях протекает значительно слабее. В неполярных органичес­ких растворителях неполярные Br2 и I2 растворяются зна­чительно лучше, чем в воде.

Из водного раствора щелочи F2 выделяет дифторид кислорода ОF2 и образует фторид щелочного металла, а осталь­ные галогены полностью диспропорционируют, образуя, кроме соответствующих галогенидов, гипогалогениты MOГ (на холоду) или галогенаты МГО3 (при нагревании).

Галогены как окислители реагируют почти со всеми элемента­ми Периодической системы. С типичными металлами они образу­ют ионные галогениды (соли), например, CaF2, NaCl, LiBr, BaI2, а с типичными неметаллами – ковалентные галогениды SF6, PCl5, СВr4, ВI3. Многие ковалентные галогениды полностью гидролизуются. Известно большое число межгалогенных соединений (ClF5, I2Cl6, BrF5, IF7), а также родственных им катионгалогенов (BrCl2+, ClF4+, IF6+) и анионгалогенатов (ICl2, BrF4, IF6, [I(I2)]). Окис­лительные свойства галогенов проявляются и в реакциях со слож­ными веществами, такими, как SO2, К3[Сr(ОН)6] и др. Поскольку I2 – окислитель средней силы, он сам подвергается окислению кон­центрированной азотной кислотой или избытком хлора в водной среде до иодноватой кислоты НIO3.

В ряду галогенов от фтора к иоду устойчивость галогеноводородов уменьшается. Восстановительные свойства галогеноводородов при переходе от фтора к иоду усиливаются, поэтому HF и НСl мо­гут быть получены по обменной реакции галогенидов металлов с концентрированной серной кис-лотой, а НВr и HI – не могут (они окисляются с образованием Вr2 и I2). Для получения НВr и HI ис­пользуют реакции необратимого гидролиза галогенидов неметал­лов (например, РВr3) или взаимодействие галогенов в водном ра­створе с такими восстановителями, как сероводород.

Фтороводород в водном растворе – слабая кислота, остальные галогеноводороды – сильные кислоты. Фториды подвергаются гид­ролизу (рН > 7), а в растворах хлоридов, бромидов и иодидов ме­таллов, образованных сильными основаниями, среда нейтраль­ная (рН = 7).

Фтороводород разрушает стекло (образуются SiF4 и H2[SiF6]), поэтому при работе с HF используют аппаратуру из полимерных материалов, меди или свинца.

Хлор, бром и иод (а также астат) в различных положительных степенях окисления образуют кислородные соединения. Непосред­ственно с кислородом галогены не реагируют; оксиды галогенов получают разложением солей кислородных кислот галогенов. Важ­нейшие оксиды и кислородсодержащие кислоты галогенов – это Сl2О, ClO2, СlO3, Сl2О7; НOCl, НСlО2, НСlО3, НСlO4; НOBr, НВrО3, HBrO4; I2O5, HIO3, НIO4, H5IO6. Устойчивость кислородсодержащих соединений галогенов в одной и той же степени окис­ления возрастает в ряду от фтора к иоду. Так, хлорноватая кислота НСlO3 известна только в виде 40%-го раствора, а бромноватая НВrO3 – в виде 50%-го. Обе эти кислоты являются сильными окис­лителями, в то время как иодноватая кислота НIO3 может быть вы­делена в кристаллическом состоянии, а ее окислительные свойства выражены слабо. Получение кислородных соединений галогенов ос­новано на реакции диспропорционирования Г2 в холодном и горячем растворах щелочей. Гипогалогениты МОГ при нагревании последовательно диспропорционируют до галогенидов МГ и галогенитов МГО2, а затем галогенатов МГО3. Твердые галогенаты также термически не­устойчивы и диспропорционируют на МГ и пергалогенаты МГО4. Кроме того, в присутствии катализаторов (например, MnO2) МГО3 и МГО4 способны разлагаться с выделением кислорода. Эти процессы обусловливают окислительные свойства МГО3 и МГО4 при сплавлении.

 

Сильное окисляющее и отбеливающее действие гипохлоритов МOCl и хлорноватистой кислоты HOCl при нагревании в водном растворе объясняется образованием очень активного атомарного кислорода,

В растворах окислительная активность галогенат-ионов прояв­ляется только при рН < 7, а пергалогенат-ионы ГО4 в водном растворе вообще не обладают окислительными свойствами. Однако концентрированная хлорная кислота НClО4 с молекулой, имеющей искаженную тетраэдрическую форму, действует как окислитель. Безводная НСlО4 взрывоопасна, что объясняется термической не­устойчивостью образующегося в ней оксида хлора(VII) Cl2O7.

В водном растворе HOCl, НСlО2, НOВr и Н5IO6 – слабые кис­лоты, остальные кислородсодержащие кислоты галогенов – силь­ные. Растворимые соли слабых кислот подвергаются гидролизу (рН их растворов больше 7).






Дата добавления: 2014-11-10; просмотров: 355. Нарушение авторских прав

Studopedia.info - Студопедия - 2014-2017 год . (0.007 сек.) русская версия | украинская версия