Элементы VIIА группы. Галогены 2.0

На этой странице вы узнаете 

• Какая кислота способна растворить стекло?
• Пробовали ли вы галит на вкус?
• Почему галогены жизненно важны для нас?

Соединения галогенов имеют невероятно широкое применение в жизни. Даже самые известные и привычные нам в быту вещества могут быть связаны с галогенами. Например, обычная поваренная соль, галогеновые фары автомобилей, тефлоновое покрытие сковороды, хладагент в холодильнике, фотопечать. Этот список можно продолжать очень долго. 

В этой статье мы познакомимся с соединениями галогенов, их свойствами и применением, и узнаем кое-что новенькое о простых, обыденных вещах. 

Галогеноводороды

Галогеноводороды (HF, HCl, HBr, HI) представляют собой газы, хорошо растворимые в воде. Растворы этих газов в воде и являются кислотами: фтороводородной, хлороводородной и т.д.

Повторим, как формируются названия галогеноводородов  и их солей.

• Название водородных кислот строится из названия галогена (фтор, иод и т.д.) и водорода.
• Если нужен кислотный остаток, то к названию галогена просто добавляем суффикс -ид.

Сила галогеноводородных кислот возрастает в ряду HF→HCl→HBr→HI, так как с ростом радиуса атома галогена, отщепление иона водорода Н+ от молекулы облегчается. Таким образом, HI является самой сильной галогеноводородной кислотой и имеет наибольшую склонность отдавать протоны (ионы водорода).

Получение галогеноводородов 

В промышленности основным способом получения галогеноводородов является синтез непосредственно водорода и галогена. В лаборатории — гидролиз бинарных соединений фосфора и кремния.

Синтез из простых веществ.	H2 + Cl2 = 2HCl H2 + Br2 = 2HBr
Воздействие концентрированной серной кислоты на безводные хлориды и фториды. Для получения бромо- и иодоводорода подобный способ не используют из-за протекания ОВР.	H2SO4(конц.) + NaCl(тв.) = NaHSO4 + HCl↑ H2SO4(конц.) + NaF(тв.) = NaHSO4 + HF↑
Гидролиз бинарных соединений фосфора и кремния.	PCl5 + 4H2O = H3PO4 + 5HCl SiCl4 + 3H2O = H2SiO3 + 4HCl

Химические свойства галогеноводородов

Галогеноводороды (HF, HCl, HBr, HI) представляют собой газы, хорошо растворимые в воде. Растворы этих газов в воде и являются кислотами: фтороводородной, хлороводородной и т.д.

Поговорим про их химические свойства. 

• Так как это кислоты, для них будут характерны типичные для большинства кислот реакции: основно-кислотные взаимодействия, реакции с металлами, реакции ионного обмена.
• Так как галоген находится в степени окисления (с.о.) –1, в окислительно-восстановительных реакциях (ОВР) галогеноводороды (кроме HF) выступают в роли восстановителей, повышая с.о. до устойчивого нуля. 

Причем восстановительная способность увеличивается к HI.

1. Кислотные свойства (на примере HCl). 

Водным растворам галогеноводородов свойственны все привычные нам взаимодействия кислот — основно-кислотное взаимодействие (ОКВ), реакции ионного обмена (РИО), реакции с металлами до водорода в ряду активности металлов (Ме).

2. Восстановительные свойства. 

Здесь чаще всего встречаются реакции с соединениями металлов побочных подгрупп в высоких степенях окисления (Fe⁺³, Cr⁺³, Cu⁺²), а также с концентрированной серной кислотой. 

Мы можем закрепить полученные знания, решив задание №9 ЕГЭ.

Задание. Задана следующая схема превращений:

Определите какие из указанных веществ являются веществами X и Y
1) FeCl₂
2) FeO
3) Fe(OH)₂
4) FeCl₃
5) Fe₂O₃

Решение. Запишем реакцию разложения гидроксида железа(III). В результате реакции образуются соответствующий оксид железа(III) и вода. Кстати, оксид железа(III) имеет несколько тривиальных названий — гематит, железный блеск, красный железняк.

Далее оксид железа(III) вступает в реакцию с разбавленной соляной кислотой. В результате реакции образуются соль хлорид железа(III) и вода.

Ответ: 45 

Какая кислота способна растворить стекло? Оксид кремния SiO2 в обычной жизни — стекло. Способность плавиковой кислоты растворять стекло активно используется в промышленности, например, для нанесения надписей и рисунков на стекло. Этот процесс называется «травление стекла». По этой же причине плавиковую кислоту хранят только в пластиковых емкостях. SiO2 + 4HF = SiF4 + 2H2O

Соли галогеноводородных кислот

Как мы увидели выше, соли галогеноводородных кислот образуются в реакциях ионного обмена соответствующих кислот с солями и щелочами, а также в окислительно-восстановительных реакциях. Название солей галогеноводородных кислот формируется по принципу «название галогена + ид».

1. Соли галогеноводородных кислот, как и сами кислоты, способны вступать в реакции ионного обмена.

NaCl + AgNO₃ = AgCl + NaNO₃

Важно запомнить, что галогениды серебра не растворяются в кислотах!

AgCl + HNO₃ ≠

2. Галогениды также способны вступать в окислительно-восстановительные реакции, в которых они проявляют свои восстановительные свойства.

6KI + 2KMnO₄ + 4H₂O = 3I₂ + 2MnO₂ + 8KOH
2KBr + 2H₂SO_{4 (конц.)} = Br₂ + SO₂ + K₂SO₄ + 2H₂O
8KI + 5H₂SO_{4 (конц.)} = 4I₂ + H₂S + 4K₂SO₄ + 4H₂O
2CuCl₂ + 4KI = 2CuI + I₂ + 4KCl
2FeCl₃ + 2KI = 2FeCl₂ + I₂ + 2KCl 

3. В твердом виде хлориды и фториды вступают в реакцию с концентрированной серной кислотой с образованием газа. В случае бромидов и иодидов будут протекать окислительно-восстановительные реакции, которые приведены выше в пункте 2. 

NaF_(тв) + H₂SO_{4 (конц.)} = NaHSO₄ + HF↑
KCl_(тв) + H₂SO_{4 (конц.)} = KHSO₄ + HCl↑ 

4. Фториды взаимодействуют с разбавленной серной кислотой в растворе, однако в этом случае выделение газа не наблюдается, образуется слабый электролит (слабая кислота HF).

NaF + H₂SO₄ = NaHSO₄ + HF

Качественные реакции на галогенид-ионы

Качественными реакциями на все галогенид-ионы (кроме фтора) является взаимодействие с растворимыми солями серебра. В результате выпадают осадки белых и желтых цветов.

Кислородсодержащие кислоты и соли галогенов 

Несмотря на то, что сами галогены (кроме фтора) не взаимодействуют с кислородом, они все равно имеют кислородсодержащие соединения.

Для начала на примере хлора, кислородсодержащие кислоты других галогенов очень неустойчивы. Для того, чтобы определить силу кислоты можно воспользоваться формулой, приведенной ниже.

n = x(O) — y(H),

где x(O) — количество атомов кислорода в кислоте,
y(H) — количество атомов водорода в кислоте. 

Если n = 0;1 — кислота слабая (слабый электролит), n = 2;3 — кислота сильная (сильный электролит). 

Рассмотрим хлорноватую кислоту HClO₃. Количество атомов кислорода 3, атомов водорода 1. n = 3 — 1 = 2, значит кислота является сильным электролитом. 

Эта формула позволяет сделать упрощенные расчеты. В университетских курсах неорганики ее не используют, но для школьной химии в рамках ЕГЭ она работает правильно.  

Вспомним, как называются кислоты и их соли в зависимости от степени окисления атома галогена, используя таблицу ниже. 

Теперь давайте рассмотрим химические свойства кислородсодержащих кислот и солей галогенов.

Химические свойства кислородсодержащих кислот и солей галогенов

1. Кислотные свойства. 

Кислородсодержащие кислоты галогенов обладают типичными свойствами кислот: вступают в основно-кислотные взаимодействия, реакции ионного обмена, в реакции с металлами до водорода. 

2. Окислительные свойства. 

За счет высоких степеней окисления и высоких значений электроотрицательности атомов галогенов, кислородсодержащие кислоты и их соли обладают выраженными окислительными свойствами, в реакциях они понижают с.о. до –1. 

Определить, до какого вещества окислится галогенсодержащий реагент в таких реакциях, легко. Достаточно убрать кислород из галогенсодержащего реагента и записать получившееся вещество после знака «=». 

3. Термическое разложение.

Здесь нужно запомнить, как разлагается хлорат калия KClO₃ в зависимости от условий:

• если KClO₃ просто нагревают без посторонних веществ, тогда образуются две соли;
• если используется катализатор (обычно MnO₂), то идет более глубокое разложение с образованием хлорида и кислорода.

Мы рассмотрели химические свойства кислородсодержащих кислот и солей галогенов. Далее мы рассмотрим, где встречаются в природе и применяются эти соединения. 

Применение галогенов и их соединений, нахождение в природе

Ввиду своей высокой активности галогены повсеместно встречаются в природе в виде минералов. 

Природный минерал — это твердое неорганическое вещество, естественным путем образующееся в земной коре. 

Минералы обладают определенным химическим составом и кристаллической структурой. 

Природные минералы фтора:

• флюорит CaF₂;
• криолит Na₃[AlF₆];
• топаз Al₂ [SiO₄] (F, OH)₂. 

Все эти минералы нашли широкое применение в промышленности. Например, криолит известен нам благодаря электролитическому способу получения алюминия.

Электролитический способ получения алюминия из криолита — один из наиболее распространенных и эффективных методов производства алюминия. Криолит используется в качестве растворителя для электролиза.

Процесс производства алюминия основан на электролизе расплава, который состоит из криолита и оксида алюминия Al₂O₃. Расплав помещается в электролизер, который состоит из двух электродов: катода и анода. При подаче электрического тока через расплав происходит разложение криолита на ионы алюминия и фторида. Ионы алюминия перемещаются к катоду, где они редуцируются (восстанавливаются) до металлического алюминия. Фториды, в свою очередь, перемещаются к аноду, где они окисляются до фтора и образуют газообразные продукты.

Этот процесс является очень энергоемким, но при этом получается высококачественный алюминий с высокой степенью чистоты. Узнать подробнее об электролизе можно в статье «Электролиз расплавов и растворов (солей, щелочей, кислот)».  

Флюорит и топаз, как полудрагоценные камни, используются при изготовлении ювелирных украшений, предметов интерьера.

Флюорит обладает очень красивой, зональной окраской. Его применяют в металлургии, химической, алюминиевой, стекольной промышленности, оптике. Фотографии Марса с советских космических кораблей были сделаны при помощи фотообъективов, линзы которых изготовлены с применением флюорита.

Топаз имеет широкую цветовую гамму. Однажды, один бесцветный топаз ошибочно приняли за алмаз. Принадлежащий королю Португалии камень имел массу в 328 г и долгое время считался самым крупным алмазом в мире. В 30-е годы XIX века этот топаз был бесследно утрачен.

 Природные минералы хлора:

• галит (каменная соль) NaCl;
• сильвинит KCl·NaCl.

Сильвинит является важным источником калийных удобрений.

Пробовали ли вы галит на вкус?  Галит — природный минерал, который может быть разных цветов, включая белый, серый, розовый, красный, синий и зеленый, в зависимости от примесей, содержащихся в минерале. Он имеет кубическую структуру и может образовывать красивые кристаллы.  Название минерала происходит от греческих слов «halos» — «соль» и «lithos» — «камень». Но все мы прекрасно с ним знакомы и употребляем в пищу ежедневно, потому что это основной источник поваренной соли.   Галит — это тривиальное название, которое нужно запомнить для подготовки к экзамену.

Бром и иод не образуют собственных минералов, но при этом их относят к так называемым рассеянным элементам в земной коре. Это значит, что их соли в очень малых количествах содержатся практически везде. Большое количество важного для нашего здоровья иода накапливается в морских водорослях.

Для закрепления пройденного материала решим задание, подобное №19 ЕГЭ.

Задание. Установите соответствие между реагентом и схемой превращения элемента хлора.

Решение. 

Для решения этого задания нам помогут знания в определении степеней окисления в соединениях и умение составлять химические формулы соединений.
Для начала давайте запишем все варианты из левого столбца в виде химических формул и расставим степени окисления хлора в исходных соединениях.

А) Cl₂⁰ и NH₃
Б) HCl⁺³O₂ и HBr
В) HCl⁺¹O и SO₂
Г) Cl₂⁰ и HBr

Для варианта Б мы сразу же можем найти правильный ответ, потому что он единственный из предложенных — это вариант ответа №4.

Уравнение реакции:

HClO₂ + 4HBr = HCl^-1 + 2Br₂ + 2H₂O

Запишем остальные реакции и расставим степени окисления в продуктах, которые содержат атомы хлора.

А) 3Cl₂ + 8NH₃ = 6NH₄Cl^-1 + N₂
В) HClO + SO₂ + H₂O= HCl^-1 + H₂SO₄ 
Г) Cl₂ + 2HBr = 2HCl^-1 + Br₂

Таким образом, нам подходят варианты ответа А) 2, Б) 4, В) 6 и Г) 2.

Ответ: 2462

Почему галогены жизненно важны для нас? Хотя все галогены и являются ядовитыми веществами, они невероятно важны для человеческого организма. Без иода невозможна нормальная деятельность щитовидной железы, а отсутствие фтора вызывает разрушение зубной эмали и кариес. Бром участвует в деятельности нашей нервной системы. Галогены широко используются в различных областях: — хлор используется для очистки воды и бассейнов; — раствор иода для дезинфекции ран и устранения бактерий; — фтор используется в производстве антидепрессантов и антибиотиков; — галогены широко используются в промышленности для производства пластмасс, резиновых изделий, электроники; — соединения галогенов входят в состав ракетного топлива; — при добыче золота, бурении нефтяных скважин.

В завершение можно сказать, что галогенсодержащие вещества имеют широкое применение в различных отраслях промышленности и медицине благодаря своим уникальным свойствам. Однако, при работе с такими веществами необходимо соблюдать все меры предосторожности и следовать инструкциям по их использованию, чтобы избежать возможных опасностей для здоровья. В целом, галогены являются важными элементами в нашей жизни, и их правильное использование может принести большую пользу для нашего здоровья и благополучия.

Хотите узнать больше о кислороде — элементе VIА группы и его важности для нашей жизни? Тогда мы приглашаем вас прочитать статью «Элементы VIА группы. Кислород». Не упустите возможность расширить свои знания и узнать что-то новое! 

Термины

Окислительно-восстановительные реакции — реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов.

Реакции ионного обмена — это реакция между сложными веществами, в ходе которой они обмениваются своими составными частями.

Степень окисления — условный заряд элемента, рассчитанный исходя из условия, что все связи в соединении ионные.

Электролиз — это окислительно-восстановительная реакция (ОВР), протекающая на электродах при прохождении электрического тока через раствор или расплав электролита. 

Электролит — вещество, раствор или расплав которого проводит электрический ток.

Электроотрицательность —  свойство атомов одного элемента оттягивать на себя электроны от атомов другого элемента в соединениях.

Фактчек

• Галогеноводороды — газы, хорошо растворимые в воде, растворы которых и являются кислотами.
• Сила галогеноводородных кислот возрастает в ряду HF→HCl→HBr→HI.
• В ОВР галогеноводороды (кроме HF) выступают в роли восстановителей, повышая степень окисления до нуля.
• Качественным реактивом на галогенид-ионы (кроме фтора) является взаимодействие с растворимыми солями серебра.
• Кислородсодержащие кислоты галогенов и их соли проявляют окислительные свойства: в ОВР переходят в соответствующие галогеноводороды.

Проверь себя 

Задание 1.
Какая из кислот является самым сильным восстановителем? 

1. HF
2. HCl
3. HBr
4. HI

Задание 2.
Какая из кислот реагирует с диоксидом кремния? 

1. HF
2. HCl
3. HBr
4. HI

Задание 3.
Как называется соль KClO₂? 

1. гипохлорит калия
2. хлорит калия
3. хлорат калия
4. перхлорат калия

Задание 4.
Какого цвета осадок выпадает при взаимодействии иодида натрия и нитрата серебра?

1. черный осадок
2. белый осадок
3. зеленый осадок
4. желтый осадок 

Задание 5.
Какая молекулярная формула соответствует хлорной кислоте?

1. HClO₄
2. HClO₃
3. HClO₂
4. HClO

Ответы: 1. — 4; 2. — 1; 3. — 2; 4. — 4; 5. – 1.