Галогены как окислители

В периодической таблице значения ЭО s- и p-элементов растут как слева направо в периодах (т.е. от ЩМ к Г), так и снизу вверх в подгруппах (в случае галогенов от I к F). Вследствие чего, в этих же направлениях, как правило, усиливается термодинамическая окислительная активность их простых веществ; поэтому – самый сильный окислитель (). Он не реагирует лишь с первыми тремя (в таблице Менделеева) благородными газами.

Хлор же не окисляет все БГ, а также , и уголь. Хотя косвенным путем (т.е. с помощью других химических реакций) синтезированы его соединения с N, O и C. В частности, получены оксиды хлора во всех нечетных ст.ок.: от +1 до +7.

Бром, в отличие от хлора, не действует на платину, но с золотом дает бромид . (Поэтому нельзя работать с Br₂ в золотых украшениях.)

Иод – наиболее пассивный реагент среди , но окисляет при об.у. серу, фосфор, достаточно активные М (алюминий, железо). Однако, если, например, Al при взаимодействии с Br₂ раскаляется добела, то при реакции с I₂ – лишь докрасна.

Разная окислительная способность Г₂ определяет различные области их применения. Так, используют как эффективный окислитель ракетного топлива, – для дезинфекции воды, – в органическом синтезе, а (в виде аптечного иода[6]) – как антисептическое средство для заживления кожных ран.

3.4.2. Взаимодействие Г₂ с водородом. Получение HCl и ее свойства. Галогеноводородные кислоты

Водород и термодинамически, и кинетически достаточно пассивное вещество, поэтому в реакциях с ним особенно явно видно различие в химическом поведении соединений, в частности, галогенов. Так, иод (с позиции термодинамики наиболее слабый окислитель среди ) реагирует с водородом обратимо (К=54,4 при 425⁰С), в то время как другие галогены – практически необратимо. Снизу вверх в подгруппе растет и кинетическая активность . Например, бром взаимодействует с выше 300⁰С, хлор – на свету при об.у., а фтор – со взрывом даже в темноте. (Продукт HF часто записывают формулой .)

Рассмотрим подробнее реакцию водорода с хлором, имеющую промышленное значение. При обычных условиях в смеси и процесс практически не идет. Однако при солнечном облучении происходит взрыв, т.к. под действием световой энергии молекулы хлора распадаются на атомы. А это очень активные частицы, как следствие, резко (до взрыва) возрастает скорость реакции. Однако если струю направить в атмосферу CI₂ и сразу же поджечь, то идет спокойное горение (зеленым пламенем). Так получают хлорид водорода в промышленности.

Кипит он при – 85⁰С, т.е. (несмотря на бóльшую молекулярную массу) ниже, чем HF (+19⁰С). Причина – менее сильные связи между молекулами . А далее в подгруппе от HCl к НI значения т.кип. растут.

Хлорид водорода (как и другие HГ), благодаря полярности молекул, хорошо растворим в воде: 507 л в 1 л воды (при 0⁰С), что соответствует массовой доле 45%. Растворы НГ в воде называются галогеноводородными [7] кислотами.

Сила кислот от HF к HI увеличивается, вследствие роста радиуса галогена. Так, , а .

Хлороводородная кислота является сильной (). Она вступает во все реакции, характерные для данного класса веществ. А именно: HCl взаимодействует с М[8], стоящими в ряду напряжений левее, с оксидами металлов, со щелочами и малорастворимыми гидроксидами:

,

,

.

А также с солями, если при этом образуется слабая кислота или осадок хлорида М:

,

.

Подчеркнем, что с помощью AgNO₃ можно проводить качественные реакции [9] на галид-ионы, с целью различить их между собой. А именно: AgF хорошо растворим, дает с белый осадок, – желтоватый, a – желтый. С другой стороны, ионы обнаруживают в растворе, добавляя, например, NaCl.

Отметим, что хлороводородная кислота входит в состав желудочного сока, т.е. участвует в переваривании пищи, поэтому ее используют в медицине (принимают при пониженной кислотности желудка), а также в пищевой промышленности.

Дата добавления: 2015-07-25