При нагревании фтор окисляет другие галогены с образованием соединений: ClF, BrF, IF, AtF.
С увеличением порядкового номера галогена, уменьшается его химическая активность, поэтому галоген с меньшим порядковым номером всегда вытесняет галоген с большим порядковым номером из безкислородных солей последнего: Сl2 +2KBr = Br2 +2KCl.
Галогены энергично взаимодействуют со многими сложными веществами. В обычных условиях F2, Cl2, Br2 реагируют с водой. При этом фтор энергично восстанавливает воду до О2. Хлор и бром, растворяясь в воде, частично реагируют с ней, образуя равновесную смесь веществ, называемую хлорной водой, бромной водой. Взаимодействуя с водой, они диспропорционируют, одновременно повышая свою степень окисления (до +1) и понижая (до –1). Cl2 + H2O = HCl + HClO
Окислительные свойства воды обусловлены нестойкостью хлорноватистой кислоты, которая легко разлагается с выделением атомарного кислорода:
HClO = HCl + O (сильный окислитель)
Хлор и бром могут таким же образом реагировать (диспропорционировать) со щелочами. Например:
Cl2 + 2КOH = КCl + H2O + КClO (на холоде) – жавелевая вода
Окислительные свойства жавелевой воды обусловлены гидролизом гипохлорита калия:
KClO + HOH ↔KOH + HClO
3Cl2 + 6KOH = 5KCl + KClO3 + 3H2O (при нагревании) бертолетова соль
Аналогичным способом получают хлорную известь:
Cl2 + 2Са(OH)2 = СаCl2 + 2H2O + Са(ClO)2
Свойства хлорной извести обусловлены гидролизом гипохлорита кальция:
Са(СlO)2 + 2H2O ↔ Ca(OH)2 + 2HClO
HClO = HCl + O
Иод практически нерастворим в воде и не способен ее окислять даже при нагревании.
Водородные соединения галогенов.
Галогеноводороды HF, HCl, HBr, HI – представляют собой бесцветные газы, хорошо растворимые в воде, при этом HF – слабая кислота, а остальные – сильные кислоты в водных растворах.
Т.к. галогены в водородных соединениях находятся в минимальной степени окисления, в окислительно- восстановительных реакциях галогеноводороды, их кислоты и соли являются только восстановителями. Сила ( степень диссоциации) и восстановительная активность галогеноводородных кислот растет по мере уменьшения электроотрицательности галогенов. Это объясняется общим уменьшением прочности связи галоген – водород от фтора к астату.
HBr и HI – более сильные восстановители, поэтому их нельзя получить по обменной реакции в отличие от HF и HCl. Например:
CaF2(тв.) + H2SO4 (конц) = CaSO4 + 2HF
2KBr (тв.) + 2H2SO4(конц.) = Br2 + SO2 + 2H2O + K2SO4.
При взаимодействии галогеноводородных кислот с металлами окисление металлов может происходить только за счет ионов Н+ кислоты. Поэтому они реагируют только с металлами, стоящими в ряду напряжений металлов левее водорода.
В отличие от других галогеноводородных кислот фтороводородная (плавиковая) кислота взаимодействует с оксидом кремния:
SiO2 + 4HF = SiF4 + 2H2O
Т.к. оксид кремния входит в состав стекла, то плавиковая кислота разъедает стекло, и поэтому в лабораториях ее хранят в сосудах из полиэтилена и тефлона.
Кислородсодержащие соединения галогенов.
Все галогены, кроме фтора, могут образовывать соединения, в которых они обладают положительной степенью окисления. Это соединения хлора, брома, иода с фтором и кислородные соединения – оксиды, кислоты и соли. Непосредственно с кислородом галогены не реагируют, а кислородные соединения их получают косвенным путем. Кислородсодержащие кислоты хлора и названия их солей
| Формула кислоты | Название кислоты | Название солей |
| HClO | хлорноватистая | гипохлориты |
| HClO2 | хлористая | хлориты |
| HClO3 | хлорноватая | хлораты |
| HClO4 | хлорная | перхлораты |
В этом ряду (сверху вниз) увеличивается число атомов кислорода, связанных с центральным атомом хлора, при этом все больше оттягивается электронная плотность от связи О-Н, которая за счет этого ослабляется и легче разрывается. Следовательно, с увеличением степени окисления атома хлора увеличивается степень диссоциации кислоты (сила кислоты).
Бром и иод способны аналогично хлору образовывать кислородные кислоты и их соли. Устойчивость, окислительная способность и сила кислородсодержащих соединений брома и иода изменяется также как и в подобных соединениях хлора.
Из числа галогенов наибольшее практическое значение в сельском хозяйстве имеют хлор, фтор и иод, являясь важнейшими микроэлементами. Хлорид-ионы – главные отрицательно заряженные ионы внутриклеточного раствора и межклеточных жидкостей, они образуют тонкие ионные слои по обеим сторонам клеточных мембран и участвуют таким образом в создании электрического мембранного потенциала, который регулирует процессы переноса неорганических и органических веществ сквозь мембраны. Гидратированные хлорид-ионы участвуют в поддержании физиологически требуемой наполненности клетки водой. Хлороводородная кислота – составная часть желудочного сока животных.Хлорноватистая кислота вырабатывается белыми кровяными тельцами – лейкоцитами- для борьбы с проникающими в организм микробами. Фтор необходим для нормального развития организма, при его недостатке развивается анемия. Он содержится в эмали зубов и в костных тканях. Иод участвует в гормональной активности щитовидной железы: входит в состав тирозина- главного гормона этой железы. Поэтому присутствие микроколичеств иода в почве представляется необходимым.
Внесение галогенов в почву в сельском хозяйстве осуществляется в составе удобрений: NH4Cl, KCl, KCl· NaCl, KCl ·MgCl2 ·6H2O. Использование данных удобрений не приводит к засоленности вследствие высокой подвижности Сl-.
Экологическую опасность представляет использование различных хлорсодержащих пестицидов, консервантов древесины (NaF, Na2[SiF6]), хлор и фторсодержащих пластмасс, необесфторенных фосфорных удобрений, блокирующих метаболические клеточные процессы не только вредных, но и полезных обитателей экосистем.
Сера – элемент 3-его периода V1А группы Периодической системы Д.И.Менделеева. Электронная формула атома 1S22S22P63S23P4.
Характерные степени окисления серы 0, -2, +4,+6. Состояние S+6 считается устойчивым.
Известно несколько аллотропных модификаций серы – сера ромбическая, моноклинная и пластическая. Наиболее устойчивой модификацией является ромбическая сера, в нее самопроизвольно через некоторое время превращаются все остальные модификации. Сера не растворяется в воде и при обычных условиях не реагируют с ней, хорошо растворима в сероуглероде (CS2). Сера, особенно порошкообразная, обладает высокой активностью при нагревании.
Сера может отдавать свои электроны при взаимодействии с более сильными окислителями, являясь восстановителем:
S0 + O2 0= S+4O2
S0 + Cl20 = S+4Cl2 S0 + F20 = S+4F2
S0 + 2H2S+6O4 (конц.) = 3S+4O2 + 2H2O
1 S0 – 4e = S+4 | окисление, восстановитель - S
2 S+6 +2e = S+4 | восстановление, окислитель – H2SO4
S0 + 6HN+5O3(конц.) = H2S+6O4 + 6N+4O2 + 2H2O
При взаимодействии с водородом и металлами сера проявляет окислительные свойства:
H20 + S0 = H2S-2
3S0 + 2Al0 = Al2S3-2
С большинством металлов сера реагирует при нагревании, но в реакции со ртутью взаимодействие происходит уже при комнатной температуре. Это обстоятельство используется для удаления ртути, пары которой сильно ядовиты.
В концентрированных растворах щелочей сера диспропорционирует:
3S + 6KOH(конц.) = 2K2S + K2SO3 + 3H2O
2 S0 + 2e = S-2 | восстановление, окислитель - S
1 S0 – 4e = S+4 | окисление, восстановитель - S
Соединения серы:
H2S – сероводород, бесцветный ядовитый газ с неприятным запахом, мало растворим в воде.
Раствор сероводорода – очень слабая кислота, которой соответствуют 2 ряда солей: кислые соли – гидросульфиды (NaHS – гидросульфид натрия, NH4HS – гидросульфид аммония, Ca(HS)2 – гидросульфид кальция), средние соли – сульфиды (Na2S – сульфид натрия, (NH4)2S – сульфид аммония, CaS – сульфид кальция). Большинство сульфидов (за исключением сульфидов щелочных, щелочноземельных металлов и сульфида аммония) плохо растворимы в воде. Т.к. сера в составе сероводорода, сероводородной кислоты и сульфидов находится в минимальной степени окисления (-2), все эти соединения проявляют только восстановительные свойства. S-2 может окисляться до S0, S+4, S+6 в зависимости от силы окислителя и условий протекания реакции:
H2S + Br2 = S + 2HBr
S-2 –2e = S0 | 1 окисление, восстановитель – H2S
Br20 +2e = 2Br- | 1 восстановление, окислитель – Br2
H2S + 4 Cl2 + 4H2O = H2SO4 + HCl
S-2 –8e = S+6 | 1 окисление, восстановитель – H2S