Главная страница / Неорганическая химия / Водород. Галогены / Галогены / Химические свойстваКарта сайта | Контакты

Химические свойства

Все галогены проявляют высокую окислительную активность, которая уменьшается при переходе от фтора к йоду. Фтор  самый активный из галогенов, реагирует со всеми металлами без исключения, многие из них в атмосфере фтора самовоспламеняются, выделяя большое количество теплоты, например:

l + 3F2 = 2АlF3 + 2989 кДж,

2Fе + 3F2 = 2FеF3 + 1974 кДж.

Без нагревания фтор реагирует и со многими неметаллами (H2, S, С, Si, Р)  все реакции при этом сильно экзотермические, например:

 Н2 + F2 = 2НF + 547 кДж, 

 Si + 2F2 = SiF4(г) + 1615 кДж.

При нагревании фтор окисляет все другие галогены по схеме

Hal2 + F2 = 2НаlF

где Наl = Сl, Вr, I, причем в соединениях НаlF степени окисления хлора, брома и иода равны +1.

Наконец, при облучении фтор реагирует даже с инертными (благородными) газами:

 Хе + F2 = ХеF2 + 152 кДж.

Взаимодействие фтора со сложными веществами также протекает очень энергично. Так, он окисляет воду, при этом реакция носит взрывной характер:

3F2 + ЗН2О = F2О↑ + 4НF + Н2О2.

Свободный хлор также очень реакционноспособен, хотя его активность и меньше, чем у фтора. Он непосредственно реагирует со всеми простыми веществами, за исключением кислорода, азота и благородных газов. Для сравнения приведем уравнения реакций хлора с теми же простыми веществами, что и для фтора:

l + ЗСl2 = 2АlСl3(кр) + 1405 кДж,

2Fе + ЗСl2 = 2АlСl3(кр) + 804 кДж,

Si + 2Сl2 = SiCl4(Ж) + 662 кДж,

 Н2 + Сl2 = 2НСl(г)+185кДж

Особый интерес представляет реакция с водородом. Так, при ком­натной температуре, без освещения хлор практически не реагирует с водородом, тогда как при нагревании или при освещении (например, на прямом солнечном свету) эта реакция протекает со взрывом по приве­денному ниже цепному механизму:

Cl2 + hv → 2Сl,

Сl + Н2 → НСl + Н,

Н + Cl2 → НСl + Сl,

Сl + Н2 → НCl + Н и т.д.

Возбуждение этой реакции происходит под действием фотонов (hv), которые вызывают диссоциацию молекул Сl2 на атомы  при этом возникает цепь последовательных реакций, в каждой из которых появляется частица, инициирующая начало последующей стадии.

Реакция между Н2 и Сl2 послужила одним из первых объектов исследования цепных фотохимических реакций. Наибольший вклад в развитие представлений о цепных реакциях внес русский ученый, лауреат Нобе­левской премии (1956 г) Н.Н. Семенов.

Хлор вступает в реакцию со многими сложными веществами, например замещения и присоединения с углеводородами:

СН3-СН3 + Сl2 → СН3-СН2Сl + НСl,

СН2=СН2 + Сl2 → СН2Cl — СН2Сl.

Хлор способен при нагревании вытеснять бром или иод из их соединений с водородом или металлами:

Сl2 + 2НВr = 2НСl + Вr2,

Сl2 + 2НI = 2НСl + I2,

Сl2 + 2КВr = 2КСl + Вr2,

а также обратимо реагирует с водой:

Сl2 + Н2О НСl + НСlO — 25 кДж.

Хлор, растворяясь в воде и частично реагируя с ней, как это показано вышеобразует равновесную смесь веществназы­ваемую хлорной водой.

Заметим также, что хлор в левой части последнего уравнения имеет степень окисления 0. В результате реакции у одних атомов хлора степень окисления стала -1 (в НСl), у других +1 (в хлорно­ватистой кислоте НОСl). Такая реакция  пример реакции само­окислениясамовосстановления, или диспропорционирования.

Хлор может таким же образом реагировать (диспропорционировать) с щелочами:

Сl2 + 2NаОН = NаСl + NаСlO + Н2О (на холоде),

ЗСl2 + 6КОН = 2КСl + КClO3 + ЗН2О (при нагревании).

Химическая активность брома меньше, чем у фтора и хлора, но все же достаточно велика в связи с тем, что бром обычно ис­пользуют в жидком состоянии и поэтому его исходные концент­рации при прочих равных условиях больше, чем у хлора.

Для примера приведем реакции взаимодействия брома с крем­нием и водородом:

Si +2Вr2 = SiBr4(ж) + 433 кДж,

Н2 + Вr2 = 2НВr(г) + 73 кДж.

Являясь более «мягким» реагентом, бром находит широкое применение в органической химии.

Отметим, что бром, так же, как и хлор, растворяется в воде, и, частично реагируя с ней, образует так называемую «бромную воду», тогда как йод практически в воде не растворим и не способен ее окислять даже при нагревании; по этой причине не существует «йодной воды».

Йод существенно отличается по химической активности от остальных галогенов. Он не реагирует с большинством неметаллов, а с металлами медленно реагирует только при нагревании. Взаимодействие же иода с водородом происходит только при сильном нагревании, реакция является эндотермической и сильно обратимой:

Н2 + I2 I — 53 кДж.

Таким образом, химиче­ская активность галогенов последовательно уменьшается от фтора к йоду. Каждый галоген в ряду F I может вытеснять после­дующий из его соединений с водородом или металлами, т.е. каждый галоген в виде простого вещества способен окислять галогенидион любого из последующих галогенов: