Закономерности в группе галогенов

9 заданий

Простые вещества

Галогены — «рождающие соли» (греч.): с металлами они образуют типичные соли.

	\(\ce{F2}\)	\(\ce{Cl2}\)	\(\ce{Br2}\)	\(\ce{I2}\)
состояние (25 °C)	бледно-жёлтый газ	жёлто-зелёный газ	красно-бурая жидкость	фиолетово-чёрные кристаллы
т. кип., °C	−188	−34	59	184
\(E(\ce{X-X})\), кДж/моль	159	243	193	151
сродство к электрону, кДж/моль	328	349	325	295
\(E^\circ(\ce{X2/X-})\), В	2,87	1,36	1,07	0,54

Температуры кипения растут вниз по группе: большие электронные оболочки легче поляризуются, дисперсионное притяжение сильнее.

infoДве аномалии фтора

Связь \(\ce{F-F}\) слабее \(\ce{Cl-Cl}\): атомы фтора малы, и неподелённые пары соседних атомов сильно отталкиваются.
Сродство к электрону у фтора меньше, чем у хлора: лишний электрон попадает в тесную 2p-оболочку.

И всё же фтор — сильнейший окислитель: слабая связь в \(\ce{F2}\) и очень сильная гидратация маленького \(\ce{F-}\) перевешивают.

auto_awesomeИод возгоняется

Кристаллы иода при нагревании превращаются в фиолетовый пар, минуя жидкость: давление пара над твёрдым иодом велико. При охлаждении пар оседает кристаллами на холодной поверхности — так иод очищают.

Окислительная способность и вытеснение

Окислительная сила галогенов падает вниз по группе. Поэтому каждый галоген вытесняет нижележащие из их солей:

scienceВытеснение галогенов

\(\ce{Cl2 + 2KBr -> 2KCl + Br2}\) — раствор желтеет; так добывают бром из морской воды.
\(\ce{Cl2 + 2KI -> 2KCl + I2}\) — бурая окраска, с крахмалом синяя.
\(\ce{Br2 + 2KI -> 2KBr + I2}\).
\(\ce{I2 + KBr ->}\) — реакции нет.
\(\ce{5Cl2 + I2 + 6H2O -> 2HIO3 + 10HCl}\) — избыток хлора окисляет иод дальше, до иодноватой кислоты: окраска иода исчезает.

Реакции с водородом идут всё труднее: \(\ce{H2 + F2}\) — взрыв в темноте на холоду; \(\ce{H2 + Cl2}\) — взрыв на свету; \(\ce{H2 + Br2}\) — при нагревании; \(\ce{H2 + I2 <=> 2HI}\) — обратимо и медленно (урок 55).

boltИзбыток окислителя

Добавляя хлорную воду к раствору иодида, сначала получают иод (бурый раствор, фиолетовый в органическом слое), а при избытке хлора окраска исчезает: иод окисляется до иодат-иона. Этот «исчезающий» иод — частая ловушка в задачах.

Галогеноводороды и галогениды

	\(\ce{HF}\)	\(\ce{HCl}\)	\(\ce{HBr}\)	\(\ce{HI}\)
\(E(\ce{H-X})\), кДж/моль	570	432	366	298
\(pK_a\)	3,2	−7	−9	−10
т. кип., °C	20	−85	−67	−35
восстановитель	нет	слабый	средний	сильный

От \(\ce{HF}\) к \(\ce{HI}\) связь слабеет — кислотность и восстановительная способность растут. Аномально высокая температура кипения \(\ce{HF}\) — водородные связи.

errorГде аналогии ломаются

\(\ce{AgF}\) хорошо растворим, а \(\ce{AgCl}\), \(\ce{AgBr}\), \(\ce{AgI}\) — нет.
\(\ce{CaF2}\) нерастворим, а \(\ce{CaCl2}\), \(\ce{CaBr2}\), \(\ce{CaI2}\) растворимы.
Фтор не образует положительных степеней окисления и оксокислот (кроме неустойчивой \(\ce{HOF}\)).

Малый ион \(\ce{F-}\) даёт прочные решётки с малыми катионами (\(\ce{Ca^2+}\), \(\ce{Li+}\)) и сильно гидратирован — поэтому с крупным \(\ce{Ag+}\) соль растворима.

scienceГалогеноводороды как восстановители

\(\ce{2HBr + H2SO4 (конц) -> Br2 + SO2 + 2H2O}\).
\(\ce{8HI + H2SO4 (конц) -> 4I2 + H2S + 4H2O}\) — иодоводород восстанавливает серу до \(-2\).
\(\ce{2HI + 2FeCl3 -> I2 + 2FeCl2 + 2HCl}\).
\(\ce{4HI + O2 -> 2I2 + 2H2O}\) — раствор иодоводорода буреет на воздухе.

push_pinГлавное

Вниз по группе: \(\ce{F2}\) (газ) → \(\ce{Cl2}\) (газ) → \(\ce{Br2}\) (жидкость) → \(\ce{I2}\) (твёрдый) — растут температуры кипения (дисперсионные силы). Энергия связи X–X аномальна: \(\ce{F2}\) (159 кДж/моль) слабее \(\ce{Cl2}\) (243) из-за отталкивания неподелённых пар; сродство к электрону у хлора больше, чем у фтора. Окислительная сила падает: \(E^\circ\) 2,87 → 1,36 → 1,07 → 0,54 В — каждый галоген вытесняет нижележащие из галогенидов. Галогеноводороды: кислотность и восстановительная способность растут от \(\ce{HF}\) к \(\ce{HI}\). Фтор выпадает из аналогий: \(\ce{AgF}\) растворим, \(\ce{CaF2}\) — нет.

Закрепите теорию: 9 заданий с проверкой и подсказками, урок зачитывается от 70 %.