Галогены: от фтора к иоду
Строение атома ns²np⁵, падение окислительной способности сверху вниз, вытеснение галогенов из солей, галогеноводородные кислоты и качественные реакции на Cl⁻, Br⁻ и I⁻.
1Строение атома и главная закономерность
Галогены — элементы VIIA группы: фтор F, хлор Cl, бром Br, иод I (и радиоактивный астат At). На внешнем уровне у всех семь электронов, конфигурация ns²np⁵ — до октета не хватает ровно одного электрона. Отсюда и характерная степень окисления −1, и сильные окислительные свойства.
Сверху вниз по группе растёт радиус атома, внешний электрон всё дальше от ядра и хуже притягивается. Поэтому окислительная способность и электроотрицательность падают: F₂ > Cl₂ > Br₂ > I₂. Обратная сторона той же медали — восстановительная способность ионов растёт: I⁻ > Br⁻ > Cl⁻ > F⁻.
| Галоген | Простое вещество | Агрегатное состояние (н.у.) | Цвет | С.о. в соединениях |
|---|---|---|---|---|
| Фтор F | F₂ | газ | светло-жёлтый | только −1 |
| Хлор Cl | Cl₂ | газ | жёлто-зелёный | −1, 0, +1, +3, +5, +7 |
| Бром Br | Br₂ | жидкость | красно-бурый | −1, 0, +1, +5, +7 |
| Иод I | I₂ | твёрдое (возгоняется) | фиолетово-чёрный | −1, 0, +1, +5, +7 |
- На внешнем уровне у всех галогенов 7 электронов (ns²np⁵).
- Простые вещества двухатомны: F₂, Cl₂, Br₂, I₂ — молекулярные кристаллические решётки.
- Сверху вниз окислительная способность падает, восстановительная у ионов — растёт.
- Фтор — только −1; у Cl, Br, I возможны и положительные степени окисления.
2Вытеснение галогенов: кто кого
Ключевое правило задания 6: более активный галоген вытесняет менее активный из растворов его солей. Это обычная окислительно-восстановительная реакция: свободный галоген забирает электроны у галогенид-иона.
Выберите реактив и раствор соли, затем нажмите «Прилить» — увидите, изменится ли окраска
Cl₂ + 2KBr → 2KCl + Br₂↑
Cl₂ — более сильный окислитель, чем Br₂, поэтому он отбирает электроны у иона Br⁻ и вытесняет свободный Br₂. Раствор становится бурая.
Cl₂⁰ + 2e⁻ → 2Cl⁻ (окислитель) | 2Br⁻ − 2e⁻ → Br₂⁰ (восстановитель)
А где фтор? F₂ — самый сильный окислитель из галогенов, но в водном растворе он вытесняет не галоген, а водород из самой воды: 2F₂ + 2H₂O → 4HF + O₂↑. Поэтому вытеснение галогенов из растворов солей фтором на экзамене не рассматривают.
В каком случае реакция практически осуществима?
Бром активнее иода, поэтому Br₂ + 2KI → 2KBr + I₂: раствор буреет, а при добавлении крахмала синеет. В остальных вариантах менее активный галоген пытается вытеснить более активный — так не бывает.
3Химические свойства простых веществ
Галогены — окислители, поэтому с металлами и водородом они реагируют «в лоб», давая галогениды. Активность падает сверху вниз, и это видно по условиям: фтор реагирует со взрывом уже на холоде, а иод — только при нагревании и обратимо.
| Галоген | С водородом | С водой |
|---|---|---|
| F₂ | H₂ + F₂ → 2HF (со взрывом, даже в темноте) | 2F₂ + 2H₂O → 4HF + O₂↑ |
| Cl₂ | H₂ + Cl₂ → 2HCl (на свету, цепная реакция) | Cl₂ + H₂O ⇄ HCl + HClO (хлорная вода) |
| Br₂ | H₂ + Br₂ → 2HBr (при нагревании) | Br₂ + H₂O ⇄ HBr + HBrO (слабее) |
| I₂ | H₂ + I₂ ⇄ 2HI (обратимо, при t) | практически не реагирует |
С растворами щелочей хлор, бром и иод диспропорционируют: один и тот же атом одновременно окисляется и восстанавливается. На холоде получаются галогенид и гипогалогенит, при нагревании — галогенид и галогенат.
Отдельно запомните белильную (хлорную) известь: её получают пропусканием хлора через гашёную известь, а действующее начало — гипохлорит-ион, сильный окислитель.
4Галогеноводороды и их кислоты
Все галогеноводороды HF, HCl, HBr, HI — бесцветные газы с резким запахом, хорошо растворимые в воде. Их водные растворы — кислоты, и сила кислот растёт от HF к HI. Причина: вниз по группе связь H–Hal удлиняется и слабеет, водород отрывается легче.
| Кислота | Название раствора | Сила | Особенность |
|---|---|---|---|
| HF | плавиковая | слабая | растворяет стекло и SiO₂ |
| HCl | соляная | сильная | не окисляется большинством окислителей |
| HBr | бромоводородная | сильная | окисляется концентрированной H₂SO₄ до Br₂ |
| HI | иодоводородная | самая сильная | сильный восстановитель, окисляется до I₂ |
Ещё одно следствие ряда: HBr и HI нельзя получить действием концентрированной серной кислоты на их соли — H₂SO₄ окислит галогенид-ион до свободного галогена. А вот HCl так получают спокойно.
Почему плавиковую кислоту нельзя хранить в стеклянной посуде?
HF — слабая кислота, но единственная, которая реагирует с SiO₂: SiO₂ + 4HF → SiF₄↑ + 2H₂O. Поэтому её хранят в полиэтиленовой или фторопластовой таре, а само свойство используют для травления стекла.
5Как отличить хлорид, бромид и иодид
Общий реактив на все галогенид-ионы (кроме фторид-иона) — нитрат серебра AgNO₃. Осадки различаются цветом, и именно это чаще всего спрашивают в задании 6. Все три осадка нерастворимы в азотной кислоте — важная деталь, отсекающая другие анионы.
| Ион | Реактив | Осадок | Цвет |
|---|---|---|---|
| Cl⁻ | AgNO₃ | AgCl↓ | белый творожистый |
| Br⁻ | AgNO₃ | AgBr↓ | бледно-жёлтый |
| I⁻ | AgNO₃ | AgI↓ | жёлтый |
| F⁻ | AgNO₃ | осадка нет (AgF растворим) | — |
Прилейте AgNO₃, посмотрите на цвет осадка и выберите ион — шесть проб подряд со счётчиком
В пробирке — неизвестный раствор соли. Прилейте раствор нитрата серебра и определите анион по цвету осадка.
Выпал белый творожистый осадок. Какой ион был в растворе?
В пробирке был раствор NaCl.
NaCl + AgNO₃ → AgCl↓ + NaNO₃
Ag⁺ + Cl⁻ → AgCl↓
AgCl — белый творожистый осадок; на свету он темнеет из-за разложения на серебро и хлор.
Нажмите кнопку — увидите знаменитое синее окрашивание
Иод — единственный галоген с собственной «цветной» пробой: капля раствора I₂ окрашивает крахмальный клейстер в интенсивный синий цвет. Реакция обратима: при нагревании окраска исчезает, при охлаждении возвращается.
К раствору неизвестной соли прилили AgNO₃ — выпал жёлтый осадок, нерастворимый в HNO₃. Затем к другой порции раствора добавили хлорную воду и крахмал — появилось синее окрашивание. Какая соль была в растворе?
Жёлтый осадок AgI указывает на иодид-ион. Подтверждение: хлор как более активный галоген вытесняет иод (Cl₂ + 2KI → 2KCl + I₂), а свободный иод даёт с крахмалом синее окрашивание. У NaCl осадок был бы белым, у KBr — бледно-жёлтым, а NaF осадка вообще не даёт.
6Что забрать с собой
- Конфигурация внешнего уровня ns²np⁵, характерная степень окисления −1.
- Окислительная активность: F₂ > Cl₂ > Br₂ > I₂; активный вытесняет менее активный из солей.
- Фтор в растворе реагирует с водой (2F₂ + 2H₂O → 4HF + O₂), а не вытесняет галоген.
- Сила кислот растёт: HF < HCl < HBr < HI; HF слабая и травит стекло.
- AgCl белый творожистый, AgBr бледно-жёлтый, AgI жёлтый; AgF растворим.
- Иод с крахмалом даёт синее окрашивание — самая узнаваемая качественная реакция.
- Хлор в щёлочи диспропорционирует: на холоде хлорид + гипохлорит, при нагревании хлорид + хлорат.