1. Кто такие галогены? Общая характеристика
Галогены — это химические элементы 17-й группы (VIIA группы) Периодической системы: фтор (F), хлор (Cl), бром (Br), иод (I). Для ЕГЭ достаточно знать свойства этих четырех.
Ключевые особенности, которые нужно запомнить:
- Строение: На внешнем электронном слое у всех галогенов по 7 электронов. До завершения уровня не хватает всего одного электрона, который они стремятся забрать у других атомов.
- Сильнейшие окислители: Из-за стремления принять электрон галогены являются очень сильными окислителями. Активность галогенов и их окислительная способность ослабевают сверху вниз по группе: F₂ > Cl₂ > Br₂ > I₂.
- Простые вещества: В свободном виде существуют как двухатомные молекулы: F₂, Cl₂, Br₂, I₂.
- Физические свойства: Сверху вниз по группе меняется агрегатное состояние и окраска:
F₂ (фтор) — бледно-жёлтый газ.
Cl₂ (хлор) — желто-зелёный газ.
Br₂ (бром) — красно-бурая жидкость.
I₂ (иод) — тёмно-фиолетовые кристаллы, способные к возгонке (сублимации).
2. Ключевые химические свойства
Реакции галогенов — одна из центральных тем в блоке «Неметаллы». Рассмотрим их по типам реагентов.
2.1. Взаимодействие с металлами
Галогены реагируют почти со всеми металлами, образуя соли — галогениды.
- 2Na + Cl₂ → 2NaCl
⚠️ Ловушка ЕГЭ: Железо и другие металлы с переменной степенью окисления.
Более сильные окислители (фтор, хлор, бром) окисляют железо до степени окисления +3, а более слабый окислитель (иод) — только до +2.
- 2Fe + 3Cl₂ --(t°)--> 2FeCl₃ (хлорид железа(III))
- Fe + I₂ --(t°)--> FeI₂ (иодид железа(II))
✨ Интересный пример (Катализ): Алюминий покрыт прочной оксидной плёнкой. Однако добавление одной капли воды как катализатора разрушает плёнку и запускает бурную реакцию с иодом.
- 2Al + 3I₂ --(H₂O)--> 2AlI₃
2.2. Взаимодействие с неметаллами
- С водородом: Образуются галогеноводороды.
H₂ + F₂ → 2HF (взрыв даже в темноте)
H₂ + Cl₂ --(свет)--> 2HCl
H₂ + Br₂ --(t°)--> 2HBr
H₂ + I₂ ⇌ 2HI (реакция обратима) - С фосфором, серой, кремнием:
2P + 3Cl₂ (недостаток) → 2PCl₃
2P + 5Cl₂ (избыток) → 2PCl₅ (с иодом образуется только PI₃)
Si + 2F₂ → SiF₄
Важно: Галогены напрямую не реагируют с кислородом, азотом, углеродом и благородными газами (кроме фтора, который может реагировать с ксеноном, но этого нет в ЕГЭ).
2.3. Взаимодействие с водой
- Фтор: Окисляет воду.
2F₂ + 2H₂O → 4HF + O₂↑ - Хлор, бром: Обратимо диспропорционируют.
Cl₂ + H₂O ⇌ HCl + HClO - Иод: Реакция с водой практически не протекает.
2.4. Взаимодействие со щелочами (NaOH, KOH)
ЭТО ОДНА ИЗ САМЫХ ВАЖНЫХ ТЕМ!
- На холоде (хлор, бром):
Cl₂ + 2NaOH (хол.) → NaCl + NaClO + H₂O - При нагревании (хлор, бром):
3Cl₂ + 6NaOH (гор.) --(t°)--> 5NaCl + NaClO₃ + 3H₂O - ⚠️ Особый случай — иод: Реакция независимо от температуры всегда приводит к образованию иодида и иодата.
3I₂ + 6KOH → 5KI + KIO₃ + 3H₂O
2.5. Вытеснение галогенов друг другом
Более активный галоген вытесняет менее активный из растворов его солей. (F₂ > Cl₂ > Br₂ > I₂)
- Cl₂ + 2KBr → 2KCl + Br₂
- Br₂ + 2KI → 2KBr + I₂
2.6. Галогены как окислители в ОВР
- 2FeCl₂ + Cl₂ → 2FeCl₃
- H₂S + Br₂ → 2HBr + S↓
- Na₂SO₃ + Cl₂ + H₂O → Na₂SO₄ + 2HCl
3. Получение галогенов
3.1. В промышленности
- Фтор: Электролиз расплава гидрофторида калия KHF₂.
- Хлор: Электролиз водного раствора или расплава NaCl.
2NaCl + 2H₂O --(электролиз)--> 2NaOH + H₂↑ + Cl₂↑ - Бром и иод: Вытеснение хлором из природных рассолов (бромидов, иодидов).
2NaBr + Cl₂ → 2NaCl + Br₂
3.2. В лаборатории
Общий способ (кроме фтора) — действие сильных окислителей на концентрированные галогеноводородные кислоты или их соли.
Самые важные реакции для ЕГЭ (на примере получения хлора):
- MnO₂ + 4HCl(конц.) --(t°)--> MnCl₂ + Cl₂↑ + 2H₂O
- 2KMnO₄ + 16HCl(конц.) → 2KCl + 2MnCl₂ + 5Cl₂↑ + 8H₂O
- K₂Cr₂O₇ + 14HCl(конц.) → 2KCl + 2CrCl₃ + 3Cl₂↑ + 7H₂O
Важно: Фтор лабораторными химическими методами получить нельзя, так как не существует более сильного окислителя.
4. Качественные реакции
- На иод (I₂): Реакция с раствором крахмала даёт интенсивно-синее окрашивание.
- На галогенид-ионы (Cl⁻, Br⁻, I⁻): Реактивом является нитрат серебра (AgNO₃).
Ag⁺ + Cl⁻ → AgCl↓ (белый творожистый осадок)
Ag⁺ + Br⁻ → AgBr↓ (светло-жёлтый осадок)
Ag⁺ + I⁻ → AgI↓ (жёлтый осадок)
[Изображение осадков галогенидов серебра в пробирках]
5. Заключение
Систематическое понимание этих реакций, включая способы их получения, — залог успеха на ЕГЭ. Обращайте особое внимание на условия, соотношение реагентов и «особые» случаи (реакции фтора, железа с иодом, поведение иода в воде и щелочах). Удачи в подготовке!
