Гal2 + H2O→HГal + HГalO
5) Гal взаимодействует с растворами щёлочей, продукты зависят от температуры
Cl2 +NaOH → NaCl + NaClO + H2O
t >70ºC
3Cl2 + 6NaOH → 5NaCl + NaClO3 + 2H2O
с I2 один продукт, NaIO3, а NaIO – не образуется.
I2 + NaOH → NaI + NaIO3 + H2O
В ряду Cl2 – Br2 – I2 – металлические свойства усиливаются, что связано с увеличением размера атома. Поэтому I2 реагируя с концентрированной HNO3, образует катион I+, или присутствует в кислотном остатке в виде IO3-.
I2 + AgNO3 → AgI + INO3
I2 + HNO3 конц.→ HIO3 + NO2 + H2O
IСlO4 – перхлорат йода, йод в катионной форме неустойчив
Водные растворы HГаl – кислоты, сила кислот ↓ увеличивается.
HF H2 + F2 – не получается из-за высокой Q
1)СaF2 + H2SO4 → CaSO4↓ + 2HF↑
t летуча
2)KHF2 → KF + HF
hν
HCl 1) H2 + Cl2 → 2HCl
2) NaClк + H2SO4 конц. → NaHSO4 + HCl↑
3) BCl3 + H2O → H3BO3 + HCl↑
Протекает ОВР
NaBr + H2SO4 → Br2 + SO2 + Na2SO4 + H2O
NaI + H2SO4 → I2 + S + Na2SO4 + H2O
(H2S)
Поэтому HBr и HI получают гидролизом галогенидов фосфора.
PBr5 + 4H2O → H3PO4 + 5HBr-
PBr3 + H2O → HBr↑+ H3PO3-
PI3 + 3H2O → H3PO3 + 3HI
Безводный HF неэлектролит, а в жидком HF возможны процессы ионизации.
2HF → H+ + HF2-
3HF → HF2- + H2F+
Жидкий HF образует целые цепочки, состоящие из молекул HF- (6,8) (HF)4, (HF)6, (HF)8, только при t = 3500ºС возможен разрыв связи H – F.
Вследствие наличия сильной водородной связи даже в парах молекулы HF ассоциированы. HF может смешиваться с Н2О в неограниченном количестве, образуя слабую плавиковую кислоту, при этом между молекулами HF и Н2О также возникают водородные связи.
HF хранят в сосудах из платины или полиэтилена. В стеклянном сосуде хранить нельзя т. к. в стекле есть SiO2, а плавиковая кислота разрушает стекло.
SiO2 + 4HF = SiF4 + 2H2O – реакция травления стекла
SiF4 + 2HF = H2[SiF6]
Для HF характерны обычные свойства кислот
Zn + 2HF = ZnF2 +H2
3HF + Al(OH)3 = AlF3 +3H2O
HF + KOH = KHF2 + H2O
NH3 +2HF = NH4HF2
Фториды – в основном нерастворимые соединения. Как и другие бинарные соединения они бывают:
Основные - галогениды металлов.
Амфотерные - с амфотерными элементами.
Кислотные - с неметаллами.
2KF +SiF4 → K2[SiF6]
3NaF + AlF3 → Na3[AlF6] 2KF + BeF2→ K2[BeF4]
O K O K
3SiF4 + 2AlF3 → Al2[SiF6]3
K O
2KI + HgI 2→ K2[HgI4] KBr + AlBr3 → K[AlBr4]
К О
Для элементов 2-го периода К.ч. = 4
3-го периода К.ч. = 6
Основные фториды гидролизуются, только растворимые в воде:
2NaF + H2O → NaHF2 + NaOH
Кислотные гидролизуются с образованием 2-х кислот:
Свойства НCl, НBr, НI
Водные растворы – сильные кислоты, галогениды – сильные восстановители:
t
2HCl- + O2 ↔ 2H2O-2 + Cl20процесс Дикона
при t < 6000С окислитель - кислород, при высоких – хлор, поэтому процесс может протекать в прямом и обратном направлениях.
HI- + O2 → HI+5O3 +H2O
Восстановительные свойства НГаl проявляются в реакциях с кислотами:
HBr + H2SO4 к. → Br2 + S +H2O
HI I2 (H2S)
HBr + H2SO4 разб. → Br2 + SO2 +H2O
I2
Для всех этих кислот характерны реакции с Ме, с основными оксидами, с основаниями и некоторыми солями. НCl при взаимодействии с сильными окислителями окисляется до свободного хлора.
PbO2 + 4HCl → PbCl2 + Cl2 + H2O
Гидролиз галогенидов
Основной галогенид – с образованием сильного электролита:
MgCl2 + HOH ↔ MgOHCl + HCl
2KF + HOH → KHF2 + KOH
Кислотный галогенид - с образованием 2-х кислот
PCl5 + H2O → H3PO4 + HCl
4. Кислородсодержащие соединения галогенов
Галогены непосредственно с кислородом не взаимодействуют. Это обусловлено небольшой энергией связи Г-О и невозможностью использовать высокие температуры для осуществления реакций окисления, т.к. для них ∆S0 <0, оксиды получают косвенным путём.
При 25ºС сравнительно стабильны следующие кислородные соединения:
+1 +4 +6 +7
Cl2O ClO2 Cl2O6 Cl2O7
в соединениях с О2 хлор проявляет степени окисления (с. о.):
с. о. +1 +3 +4 +5 +6 +7
оксид Cl2O ClO2
Cl2O4 Cl2O6 Cl2O7
кислота HClO HClO2 HClO2 HClO3 HClO3 HClO4
HClO3 HClO4
Если сопоставить свойства кислот со структурой молекул, то можно отметить следующее: с ростом степени окисления хлора уменьшается число несвязывающих электронных пар и происходит постепенное достраивание кислородного окружения хлора до тетраэдрического.
Увеличение силы кислот HClO – HСlO4 обусловлено тем, что с ростом числа кислородных атомов электронные облака всё больше стянуты к центральному атому и связь Н – О становится всё более полярной.
Окислительные свойства уменьшаются, у оксо-анионов
ClO-, ClO2-, ClO3-, ClO4- - увеличивается прочность связи кислорода с хлором.
Оксикислоты хлора
Возрастание силы кислот связано с увеличением количества кислорода, который оттягивает на себя электронную плотность и прочность связи Н – О ослабевает.
Возрастание устойчивости связано с увеличением степени окисления хлора и большим количеством электронов, принимающих участие в образовании связи. Во всех соединениях Cl – в sp3 гибридизации.
Самая высокая окислительная способность у хлорноватистой кислоты, за счет атомарного кислорода.
HСlO = HCl + O
Реакции разложения HClO
1. HClO → HСl + O
2. 2HCl+1O → HCl- + HCl+3O2
3. 2HClO → Cl2O + H2O
Cl2 + H2O → HCl + HClO
ClF + H2O → HClO + HF
Cl2 +KOHхол → KCl + KClO + H2O