2NaCl + 2H2O Cl2 + H2 + 2NaOH 2NaBr + Cl2 - chemistry

ГАЛОГЕНЫ
Получение
I. в промышленности:
Cl2: электролиз концентрированного раствора NaCl:
2NaCl + 2H2O
эл-з
Cl2 + H2 + 2NaOH
Br2, I2: окисление бромидов и иодидов хлором:
2NaBr + Cl2 → Br2 + 2NaCl
II. в лаборатории:
Cl2: взаимодействие соляной кислоты с окислителями
16HCl + 2KMnO4 → 5Cl2 + 2MnCl2 + KCl + H2O
14HCl + K2Cr2O7 → 3Cl2 + 2KCl + 2CrCl3 + 7H2O
6HCl + KClO3 → 3Cl2 + KCl + 3H2O
Br2, I2: окисление бромид-, иодид-ионов различными окислителями:
Физические свойства
F2 – газ бледно-желтого цвета, резкий запах
Cl2 – газ желто-зеленого цвета, удушающий запах
Br2 – жидкость красно-бурого цвета, резкий удушливый запах
I2 – черно-фиолетовые кристаллы с металлич. блеском и острым запахом, при
нагревании возгоняется
токсичные
2NaBr + MnO2 + 2H2SO4 → Br2 + MnSO4 + Na2SO4 + 2H2O
10KI + 2KMnO4 + 8H2SO4 → 5I2 + 2MnSO4 + 6K2SO4 + 8H2O
Химические свойства
Типичные окислители. От фтора с йоду уменьшаются окислит. свойства, прочность
связи в молекулах, хим. активность; увеличивается длина связи.
I. Взаимодействие с простыми веществами
1) с металлами (окисляют до высшей степени окисления; в случае с
железом исключение I2)
2Fe + ЗCl2 = 2FeCl3
Fe + I2 = FeI2
2) с неметаллами
А) с водородом (от F2 к I2 активность падает: с F2 реакция со
взрывом в темноте и при любой температуре; с Cl2 – со взрывом на
свету или при нагревании (цепной механизм реакции); с йодом – при
сильном нагревании, реакция обратима и эндотермическая)
Н2 + F2 → 2HF + Q
hν
Н2 + Cl2
2HCl + Q
Н2 + I2 2HI – Q
Б) с халькогенами (элементы VIА группы)
c O2 только F2:
2F2 + O2 → 2OF2
2S + Br2 → S2Br2
S + I2 ≠
В) с элементами VА группы
N2 + галоген ≠
(в изб. хлора обр-ся PCl5, в недост. – PCl3)
обратимые
реакции
Г) с элементами IVА группы
с C только F2:
C + 2F2 → CF4
Si + 2Cl2 → SiCl4 (аналогично с F2, Br2, I2)
II. Взаимодействие со сложными веществами
1) с водой
2) с галогенидами металлов (более сильный галоген вытесняет менее
сильный; F2 не используют, т.к. он реагирует с водой)
3) с галогеноводородами (свойство характерно только для хлора)
4) со щелочами
Cl2 + 2NaOH(хол.р-р) → NaCl + NaClO + H2O
3Cl2 + 6NaOH(горяч.р-р) → 5NaCl + NaClO3 + 3H2O
5) с органическими веществами:
А) с алканами – замещение (цепной радикальный механизм)
CH3-CH2-CH3 + Cl2
CnH2n+2 + Cl2
CH3-CHCl-CH3 + HCl
CnH2n+1Cl + HCl
Б) с непредельными углеводородами – присоединение
CnH2n + Cl2 = CnH2nCl2
CnH2n-2 + 2Cl2 = CnH2nCl4
В) с бензолом и его гомологами:
C6H6 + Cl2
C6H5Cl + HCl
гексахлоран
Br2 и I2
аналогично
Cl2 + 2HI → I2 + 2HCl
бензилхлорид
Г) с фенолом (c обр-м 2,4,6-трибромфенола, осадок белого цвета)
Д) с альдегидами
CH3-CHO + 3Cl2 → CCl3-CHO + 3HCl (хлораль)
Е) с карбоновыми кислотами
CH3-COOH + Cl2
CH2Cl-COOH + HCl (хлоруксусная кислота)
Ж) с анилином
(2,4,6-триброманилин, белый осадок)
З) с глюкозой (окисление бромной водой до глюконовой кислоты)
CH2OH-(CHOH)4-CHO + Br2 + H2O → CH2OH-(CHOH)4-COOH + 2HBr
СОЕДИНЕНИЯ ГАЛОГЕНОВ
Элемент Степень окисления
-1
+1
F
HF (плавиковая) Cl (Br, I) HCl
HClO
Соляная
(хлориды)
Сильная к-та
+3
HClO2
(хлорноватистая, (хлористая,
гипохлориты)
хлориты)
Слабая к-та
Слабая к-та
+5
HClO3
+7
HClO4
(хлорноватая,
хлораты)
Сильная к-та
(хлорная,
перхлораты)
Оч. сильная к-та
Галогеноводороды и их соли
Газы, хорошо растворимы в воде, их растворы – сильные кислоты (кроме HF).
HF → HCl → HBr →HI (кислотные свойства усиливаются)
Получение:
I. в промышленности: прямой синтез из простых веществ H2 + Br2 2HBr
II. в лаборатории: вытеснением из солей конц. серной кислотой (для HF, HCl) или
конц. фосфорной кислотой (для HBr, HI)
NaCl(т) + H2SO4(конц.) = NaHSO4 + HCl↑
KBr(т) + H3PO4(конц.) = KH2PO4 + HBr↑
Химические свойства:
Типичные свойства кислот.
I. с простыми веществами: металлами
(окислительные свойства за счет водорода)
2HCl + Fe = FeCl2 + H2
II. со сложными веществами
1) с основными оксидами и основаниями
MgO + 2HCl = MgCl2 + H2O
2) с амфотерными оксидами и гидроксидами
Al(OH)3 + 3HCl = AlCl3 + 3H2O
3) с солью (если обр-ся осадок или газ)
2HBr + K2CO3 = 2KBr + CO2 + H2O
4) HF взаимодействует со стеклом и SiO2 (специфическое свойство HF)
SiO2 + 4HF(г) = SiF4 + 2H2O
5) с окислителями проявляют восстановительные свойства
(за счет галогенида):
2HI + Fe2(SO4)3 = I2 + 2FeSO4 + H2SO4
Качественные реакции на галогенид-ионы (кроме F-):
реактив AgNO3: NaCl + AgNO3 = AgCl↓(белый) + NaNO3
NaBr + AgNO3 = AgBr↓(желтоватый) + NaNO3
NaI + AgNO3 = AgI↓(ярко-желтый) + NaNO3
Кислородсодержащие соединения
Окислительная способность кислот хлора уменьшается с возрастанием степени
окисления хлора. Самый сильный окислитель среди этих кислот HClO.
KClO3 – бертолетова соль, сильный окислитель, используется для получения кислорода
в лаборатории и входит в состав, покрывающий головки спичек
Образуется при пропускании хлора через горячий раствор щелочи: