12. Галогены

1.

2.

Галогены — это группа элементов,
расположенных в главной подгруппе
7 группы.
Галогенами являются фтор (F), хлор
(Cl), астат (At), бром (Br) и йод (I).
Молекулы галогенов состоят из двух
атомов.

3.

- Атомы содержат на внешнем энергетическим
уровне 7 электронов и до его завершения им
недостает одного электрона, поэтому галогены
проявляют яркие окислительные свойства.
- Из-за своей высокой окислительной
способности галогены в природе в свободном
виде практически не встречаются, они входят в
состав различных солей.
- Сила галогеноводородных кислот возрастает с
увеличением атомной массы.

4.

5.

6.

7.

8.

Химические свойства
1. Реагируют с металлами
2Na + Cl2 → 2NaCl
F, Cl, Br – сильные окислители, они окисляют железо до Fe,
а медь до Cu:
3Cl2 + 2Fe → 2FeCl3
Cl2 + Cu → 2CuCl2
I более слабый окислитель
I2 + Fe → Fel2 (не FeI3!)
I2 + Сu → Cul (не CuI2!)

9.

Химические свойства
2. Реагируют с неметаллами
Все галогены реагируют с P, Si, H
F2 + H2 → 2HF (чем активнее галоген, тем быстрее идет реакция)
2P + 5Cl2 → 2PCl5
2P + 3Cl2 → 2PCl3
Si + 2Cl2 → SiCl4
С кислородом реагирует только фтор:
O2 + 2F2 → 2OF2 (O2F2 может быть, но на ЕГЭ не встречается)
С углеродом реагирует только фтор:
С + 2F2 → СF4
С серой реагируют все кроме йода (сера и йод близко друг к другу в ряду
электроотрицательности):
S + Cl2 → SCl2 (S2Cl2)
S + 3F2 → SF6

10.

Химические свойства
3. Реагируют с друг с другом
а) в чистом виде
Cl2 + F2 → 2ClF
б) в растворе (более электроотрицательный элемент
переходит в степень окисления –1, а менее
электроотрицательный в степень окисления +5):
Cl2 + Br2 + H2O → HCl + HBrO3
Cl2 + I2 + H2O → HCl + HIO3

11.

Химические свойства
4. Реагируют с H2O и растворами щелочей:
Cl2 + H2O ⇄ HCl + HClO (на холоду)
Cl2 + 2KOH ⇄ KCl + KClO + H2O (на холоду)
3Cl2 + 3H2O ⇄ 5HCl + HClO3 (при нагревании)
3Cl2 + 6KOH ⇄ 5KCl + KClO3 + 3H2O (при нагревании)
Для йода возможна только такая реакция:
3l2 + 6KOH ⇄ 5KI + KIO3 + 3H2O (при нагревании)
Йод с водой не реагирует.

12.

Химические свойства
5. Вытесняют друг друга или менее
электроотрицательные элементы-неметаллы из их
солей или водородных соединений:
Cl2 + 2KBr → Br2 + 2KCl
Br2 + 2HI → I2 + 2HBr
Cl и Br вытесняют S из H2S и сульфидов:
Cl2 + H2S → S + 2HCl (только в газовой фазе)
Br2 + K2S → S + 2KBr (вне зависимости от условий
протекания реакции)

13.

Химические свойства
6. Галогены сильные окисители:
F2→Cl2→Br2→I2

14.

Практика:
1) Br2 + SO2 + H2O =
2) Cl2 + SO2 + NaOH =
3) Br2 + H2O2 + NaOH =
4) Cl2 + HNO2 + H2O =
5) Cl2 + NH3 =
6) Br2 + P + H2O =

15.

Практика:
1) Br2 + SO2 + H2O = HBr + H2SO4
2) Cl2 + SO2 + NaOH = NaCl + Na2SO4 + H2O
3) Br2 + H2O2 + NaOH = NaBr + O2 + H2O
4) Cl2 + HNO2 + H2O = HCl + HNO3
5) Cl2 + NH3 = NH4Cl + N2
6) Br2 + P + H2O = HBr + H3PO4

16.

Химические свойства
7. Хлор и бром могут окислять соединения хрома и
марганца в щелочной среде до +6.
Br2 + FeBr3 + NaOH = NaBr + Na2FeO4 + H2O
Cl2 + CrCl3 + NaOH = NaCl + NaCrO4 + H2O
Галогены не окисляются типичными окислителями!
Исключение I2, который может окисляться

17.

Химические свойства
8. Галогены не окисляются типичными окислителями!
Исключение I2, который может окисляться (c HNO3,
H2O2 или другим галогеном). Образуется йодноватая кта (HIO3)
HNO3(конц.) + I2 = NO2 + HIO3 + H2O
H2O2 + I2 = HIO3 + H2O
Cl2 + I2 = HCl + HIO3

18.

*** Химические свойства галогенов
9. Взаимодействие с органическими веществами
Хлор и бром широко используют в органическом
синтезе.

19.

Промышленное получение фтора и хлора
основано на электролизе: фтор получают
исключительно электролизом расплавов фторидов
металлов, хлор – расплавов и растворов хлоридов:
Бром и иод получают путём окисления бромидов и
иодидов хлором, например:

20.

В лаборатории хлор получают
действием различных окислителей на
соляную кислоту, например:
Бром и йод получают аналогично,
окисляя их соли:

21.

Применение хлора и его соединений