Галогены и их соединения

1. Общая характеристика галогенов. Строение атомов и степени окисления галогенов в соединениях. Характер изменения атомных радиусов, энергий ионизации, сродства к электрону и электроотрицательности в ряду F - At. Характер химических связей галогенов с металлами и неметаллами. Устойчивость высших валентных состояний галогенов. Особенности фтора.

1. с. 367–371; 2. с. 338–347; 4. с. 270–271; 7. с. 340–345; 11. с. 415–416.

2. Строение молекул и физические свойства простых веществ галогенов. Характер химической связи в молекулах галогенов. Физические свойства галогенов: агрегатное состояние, температуры плавления и кипения в ряду фтор – астат, растворимость в воде и в органических растворителях.

1. с. 370–372; 2. с. 340–347; 4. с. 271–287; 8. с. 367–370; 11. с. 415–416.

3. Химические свойства галогенов. Причины высокой химической активности галогенов и её изменение по группе. Отношение к воде, растворам щелочей, к металлам и неметаллам. Влияние температуры на состав продуктов диспропорционирования галогенов в растворах щелочей. Особенности химии фтора. Природные соединения галогенов. Принципы промышленных и лабораторных способов получения галогенов. Применение галогенов. Физиологическое и фармакологическое действие галогенов и их соединений на живые организмы. Токсичность галогенов и меры предосторожности при работе с ними.

1. с. 372–374, с. 387–388; 2. с. 342–347; 4. с. 276–287; 7. с. 340–345, с. 355; 8. с. 380–382; 11. с. 416–419.

Простые вещества галогены, в отличие от водорода, очень активны. Для них наиболее характерны окислительные свойства, которые в ряду F₂ – At₂ постепенно ослабевают. Самый активный из галогенов - фтор: в его атмосфере самовоспламеняются даже вода и песок ! Галогены энергично реагируют с большинством металлов, с неметаллами, со сложными веществами.

4. Получение и применение галогенов.

1. с. 371–372; 2. с. 345–347; 4. с. 275–287; 7. с.340–345; 8. с. 380–382; 11. с. 416–419.

Все способы получения галогенов основаны на реакциях окисления галогенид-анионов различными окислителями: 2Гал ^–1 – 2 = Гал.

Галогены в промышленности получают электролизом расплавов (F₂ и Cl₂) или водных растворов (Cl₂) галогенидов; вытеснением менее активных галогенов более активными из соответствующих галогенидов (I₂ – бромом; I₂ или Br₂ – хлором)

Галогены в лаборатории получают окислением галогеноводородов (HCl, HBr) в растворах сильными окислителями (KMnO₄, K₂Cr₂O₇, PbO₂, MnO₂, KClO₃); окислением галогенидов (NaBr, KI) указанными окислителями в кислой среде (H₂SO₄).

Бинарные соединения галогенов

1. Соединения с водородом (галогеноводороды). Характер химической связи в молекулах. Полярность молекул. Физические свойства, агрегатное состояние, растворимость в воде. Характер изменения температур плавления и кипения в ряду HF – HI. Ассоциация молекул фтороводорода. Термическая устойчивость галогеноводородов. Реакционная способность. Кислотные свойства, особенности плавиковой кислоты. Восстановительные свойства. Общие принципы получения галогеноводородов: синтез из простых веществ и из галогенидов. Хлороводород и соляная кислота. Физические и химические свойства. Способы получения. Применение соляной кислоты. Роль соляной кислоты и хлоридов в процессах жизнедеятельности. Галогениды.

1. с. 375-382; 2. с. 347-353; 4. с. 272-275, с. 289-292; 7. с.354-545; 8. с. 370-373, с. 374-375; 11. с. 419-420.

2. Соединения галогенов с кислородом.

1. с. 377-380; 2. с. 353-359; 4. с. 292-296; 7. с.350-354; 8. с. 375-376, с. 379; 11. с. 420-423.

3. Соединения с другими неметаллами.

1. с. 375-381; 2. с. 342-345; 4. с. 292-296; 7. с.350-355.

4. Соединения с металлами.

2. с. 342; 4. с. 292-296; 7. с.350-355.

Многоэлементные соединения галогенов

1. Кислородсодержащие кислоты хлора и их соли. Хлорноватистая, хлористая, хлорноватая и хлорная кислоты. Изменение кислотных свойств, устойчивости и окислительных свойств в ряду HClO – HClO₄. Принципы получения этих кислот. Гипохлориты, хлориты, хлораты и перхлораты. Термическая устойчивость и окислительные свойства. Общие принципы получения солей. Применение солей. Хлорная известь. Бертоллетова соль. Перхлорат аммония.

1. с. 382-387; 2. с. 353-359; 3. с. 423; 4. с. 292-296; 7. с.350-354; 8. с. 375-378.

2. Кислородсодержащие кислоты брома и иода и их соли.

1. с. 382-387; 2. с. 353-359; 3. с. 423; 4. с. 292-296; 7. с.350-354; 8. с. 379-380.

3. Применение галогенов и их важнейших соединений

1. с. 387-388; 2. с. 345-347; 3. с. 419-423; 4. с. 272-296; 8. с. 380-382.

4. Биологическая роль соединений галогенов

1. с. 387-388; 2. с. 340-347; 3. с. 419-423; 4. с. 272-296; 8. с. 380-382.

Взаимосвязь важнейших соединений хлора:

1. KCl _(к.) + H₂SO_{4 (конц.)} → HCl↑ + KHSO₄;

2. HCl_(конц.) + KMnO₄ → Сl₂↑ + MnCl₂ + KCl + H₂O;

3. Cl₂ + H₂O_(охл) ↔ HClO + HCl;

4. HClO HClO₃ + HCl;

5. HClO₃ HClO₄ + ClO₂ + H₂O;

6. HClO₄ + P₂O₅ → Cl₂O₇ + HPO₃;

7. Cl₂O₇ Cl₂ + O₂;

8. См. № 5.

9. ClO₂ Cl₂ + O₂;

10. ClO₂ + H₂O_(охл) → HClO₃ + HClO₂;

11. HClO + P₂O₅ → Cl₂O + HPO₃;

12. Cl₂O Cl₂ + O₂;

13. Cl₂ + KOH_(охл.) → KClO + KCl + H₂O;

14. KClO KClO₃ + KCl;

15. KClO₃ KClO₄ + KCl;

16. KClO₄ + H₂SO_{4 (конц.)} → HClO₄↑ + KHSO₄;

17. KClO₄ + P₂O₅ Cl₂O₇ + KPO₃;

18. Cl₂O₇ + H₂O → HClO₄;

19. HClO₄ + KOH → KClO₄ + H₂O;

20. Cl₂O₇ + KOH → KClO₄ + H₂O;

21. KClO₄ KCl + O₂;

22. KClO₃ KCl + O₂;

23. Cl₂ + KOH_(гор.) → KClO₃ + KCl + H₂O;

24. См. № 14;

25. KClO + CO₂ + H₂O → HClO + KHCO₃

26. HClO + KOH → KClO+ H₂O;

27. KClO_(к) + CO₂ → Cl₂O + K₂CO₃;

28. Cl₂O+ KOH_(охл.) → KClO + H₂O;

29. HClO₃ + KOH → KClO₃+ H₂O;

30. KClO_{3 (р-р)} + HClO₄ → HClO₃ + KClO₄↓;

31. ClO₂ + KOH → KClO₃ + KClO₂ + H₂O;

32. KClO₃ + H₂SO_{4 (конц.)} → ClO₂↑ + HClO₄ + KHSO₄+ H₂O;

33. KCl + H₂O Cl₂↑ + H₂↑+ KOH;

34. Cl₂ + K → KCl или см. №№ 13, 23.

35. Cl₂O + H₂O_(охл.) → HClO.