Добавил:
Upload Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз: Предмет: Файл:
99-14.doc
Скачиваний:
15
Добавлен:
18.02.2016
Размер:
482.3 Кб
Скачать

Министерство общего и профессионального образования РФ

Алтайский государственный технический университет

им. И.И. Ползунова

Бийский технологический институт т.И. Немыкина, т.П. Разгоняева

Галогены

Учебно-методическое пособие по неорганической химии

Барнаул 1999

УДК 541

Т.И. Немыкина, Т.П. Разгоняева. Галогены: Учебно-методическое пособие по неорганической химии.

Алт. гос. техн. ун-т им. И.И. Ползунова, БТИ. – Бийск.

Издательство Алт. гос. техн. ун-та, 1999, – 34 с.

Содержит сведения по основным свойствам галогенов, методические указания к лабораторной работе и задания для самостоятельной работы студентов.

Учебно-методическое пособие предназначено для студентов всех форм обучения, изучающих курс «Неорганическая химия».

Рассмотрено и утверждено

на заседании кафедры

неорганической и

аналитической химии.

Протокол № 179 от 06.07.98

Рецензент: кандидат химических наук, доцент Г.В. Багров.

1 Теоретическая часть

Электронная конфигурация валентных уровней галогенов имеет общую формулу ... ns2np5. В свободном виде галогены двухатомны (Г2). У галогенов на внешнем энергетическом уровне не хватает только одного электрона до октета (наиболее устойчивой электронной конфигурации). Поэтому все они характеризуются большим сродством к электрону. Наиболее характерная степень окисления-1. Но, в отличие от фтора, Cl2, Br2, J2могут переходить в возбужденное состояние, так как у них есть свободные валентные уровни. По этой причине, а также вследствие увеличения атомного радиуса они могут сравнительно легко отдавать электроны, приобретая в соединениях положительные степени окисления.

В таблице 1 приведены все возможные электронные конфигурации галогенов и их степени окисления.

Таблица1 - Электронные конфигурации галогенов

Распределение электронов на валентных уровнях в нормальном и возбужденном состояниях

Степень

окисления

F

   

1

Cl,

   

1, +1

Br,

    

+3

J

     

+5

      

+7

У галогенов сильно выражены окислительные свойства

Г2+ 2е2Г .

Фтор самый сильный окислитель из всех элементов периодической системы. С увеличением атомного радиуса окислительные свойства галогенов убывают.

окислительные свойства

F2 Cl2 Br2 J2

восстановительные свойства

В водных растворах хлор, бром, йод склонны к реакциям диспропорционирования.

на холоде

Г2+ 2КОН KГ + KГО + H2O.

Йод при взаимодействии с сильными окислителями может проявлять только восстановительные свойства.

J2+ 10HNO3 2HJO3+ 10NO2+ 4H2O.

Даже при растворении в воде имеет место химическое взаимодействие

Г2+ H2O HГ + HГО.

Правда, процесс этот обратимый, и равновесие сильно смещено в сторону реагентов, так что, в основном, галогены в воде присутствуют в виде гидратов: Г2 nH2O. Раствор хлора в воде называютхлорнойводой, раствор бромабромной водой. Так как растворимость йода в воде чрезвычайно мала, тойоднуюводу готовят, растворяя в J2в KJ.

J2+ KJ K [ J3].

Равновесие также смещено в сторону обратной реакции. Хлорной, бромной и йоднойводой пользуются как свободными галогенами.

В отличие от хлора, брома и йода, взаимодействие фтора с водой протекает энергично и до конца.

F2 + H2O2HF + O.

В результате реакции выделяется атомарный кислород.

С учетом изменения окислительно-восстановительных свойств галогенов каждый предыдущий член этого ряда вытесняет последующий из его бескислородных соединений.

Cl2+ 2KJ2KCl+ J2.

А в кислородных соединениях предыдущий член может быть вытеснен каждым последующим членом ряда.

J2+ KClO3Cl2+ KJO3.

Галогены образуют два ряда кислот: бескислородные и кислородосодержащие.

В таблице 2 приведены основные соединения и их устойчивость в водных растворах, а в таблице 3 дана характеристика окислительно-восстановительных свойств галогенов в различных степенях окисления.

Таблица 2 - Основные соединения галогенов

Кислоты

Соли

Сте-пень окисления

Фор-

мула

Номен-клатура

Поведение в водных растворах

Номенкла- тура

Раст-

воримость

1

2

3

4

5

6

HF

фторо-

водо-родная

(плави-

ковая)

слабая, образует ассоциаты (HF)n,

предельная концентрация 40

фториды

(напр.:

KFфторид калия)

раство-ряются

-1

HCl

хлоро-водо-родная

(соляная)

сильная, предельная концентрация 37%

хлориды

(напр.:

KClхлорид калия)

раство-ряются (искл.:

AgCl)

HBr

бромо-

водо-

родная

сильная, предельная концентрация 48

бромиды

раство-ряются (искл.:

AgBr)

HJ

йодо-

водо-родная

сильная, предельная концентрация 70

иодиды

раство-ряются (искл.:

AgJ,

PbJ2)

Продолжение таблицы 2

1

2

3

4

5

6

HClO

хлор-нова-тистая

слабая, неустойчива, существует только в водных растворах

гипохлориты (напр.:

KСlOгипо

хлорит

калия)

раство-ряются

+1

HBrO

бром-нова-тистая

слабая, неустойчива, существует в водных растворах

гипобро-миты

раство-ряются

HJO

йодно-

ватис-

тая

слабая, неустойчива, существует в водных растворах

гипо-иодиты

раство-ряются

+3

HClO2

хлорис-тая

слабая,

крайне неустойчива

хлориты

(напр.:

KClO2 хлорит калия)

раство-ряются

HBrO2

бром-истая

слабая, неустойчива

бромиты

раство-ряются

HJO2

иодис-

тая

слабая, неустойчива

иодиты

раство-ряются

+5

HClO3

хлор-новатая

сильная, 30-40-ные растворы, устойчивы

хлораты

(напр.:

KClO3

хлорат

калия.

[бертоле-това соль]

раство-ряются

HBrO3

бром-новатая

сильная, устойчива

в водных растворах

броматы

раство-ряются

HJO3

йодно-ватая

сильная, получена

в чистом виде

иодаты

раство-ряются

+7

HClO4

хлорная

сильная, устойчива

в водных растворах

перхлораты (напр.:

NaClO4 перхлорат натрия)

раство-ряются

(искл.:

KClO4,

RbClO4,

CsClO4)

Продолжение таблицы 2

1

2

3

4

5

6

HBrO4

бром-ная

сильная, устойчива в водных растворах

пербро- маты

раство-ряются

+7

H5JO6

орто-иодная

получена в виде кристаллов, способность к диссоциации меньше, чем у предыдущих кислот

перорто-иодаты

раство-ряются

Таблица 3 - Поведение галогенсодержащих соединений

в водных растворах

Степень окис-ления

1

0

+1

+3

+5

+7

харак- терные ионные и моле-куляр-ные формы

F , Cl,

Br , J

F2, Cl2,

Br2, J2

HClO, HBrO,

HJO,

ClO,

BrO,

JO

HClO2,

HBrO2,

HJO2,

ClO2,

BrO2,

JO2

ClO3,

BrO3,

JO3

ClO4,

BrO4,

H4JO6,

JO65

H4JO6

окисли-тельно-восста-новите-льные

свойст-ва

восстанови-тельные свойства:

F -не прояв- ляет, Clпроявляет, если используется HСlконц, Br,

J сильные восстанови-тели

F2си-

льный окисли-

тель,

Cl2, Br2,

J2двойствен-

ная при

рода

сильные окислители на свету

(стрелками показано увеличение

окислительной способности)

HClO HBrO HJO

HClO2 HBrO2 HJO2

HClO3 HBrO3 HJO3

HClO4 HBrO4 HJO4

Большинство кислородных соединений галогенов весьма непрочны. Не получено большинство оксидов, а кислоты, в основном, существуют только в водных растворах.

Увеличение прочности кислородсодержащих соединений сопровождается уменьшением окислительной способности. Самый сильный окислитель в ряду: HГO НГО2НГО3НГО4это кислоты состава НГО. Их окислительная способность на свету усиливается за счет реакции разложения и выделения атомарного кислорода.

НГО НГ + О.

Так как соединения галогенов в степени окисления 1характеризуются большой устойчивостью, то в окислительно-восстановительных процессах кислородсодержащие ионы переходят в галогенид-ион:

ГО+ 2H++2eГ+ H2O,

ГО4+ 8H++ 8eГ+ 4H2O.

Из бескислородных кислот только HF является слабой кислотой. Степень ее ионизации в 0,1м растворе составляет всего лишь 8, тогда как уHCl92,6, HBr93,5, HJ95. Это обусловлено тем, что молекулы HF образуют за счет водородных связей ассоциаты, например:

F F F

H H H .

(H3F3)

Возможны также ассоциаты состава H2F2, H4F4. По этой причине диссоциация плавиковой кислоты протекает по схемам:

H2F2+ H2O HF2+ H3O+;

H4F4+ H2O H3F4+ H3O+;

HF + H2O F+ H3O+.

Таким образом, в растворе наряду с ионами F-существуют ионы HF2, HF3, HF4, что резко уменьшает концентрацию ионов H+(H3O+).