Какие из галогенов могут проявлять восстановительные свойства
К элементам VII относятся фтор (F), хлор (Cl), бром (Br), иод (I), астат (At). Название этих элементов – галогены (греч. “рождающие соли”) – обусловлено тем, что большинство их соединений с металлами представляют собой типичные соли (KCl, NaCl и т.д.).
Электронная конфигурация внешнего слоя у атомов этих элементов ns2np5, где n – номер периода. Всего во внешнем электронном слое атомов галогенов 7 электронов, что предопределяет свойство галогенов присоединять электрон.
Галогены являются сильными окислителями, непосредственно взаимодействуют почти со всеми металлами и неметаллами, за исключением кислорода, углерода, азота и благородных газов. Связь в галогенидах щелочных и щелочноземельных металлов ионная, в остальных – ковалентная.
Галогены образуют двухатомные непрочные молекулы. Легкость распада молекул галогенов на атомы – одна из причин их высокой химической активности.
В свободном состоянии галогены состоят из двухатомных молекул: F2, Cl2, Br2, I2. Астат – радиоактивный элемент и может быть получен только искусственным путем.
От фтора к йоду изменяются физические свойства галогенов: растет плотность, увеличиваются размеры атомов, повышаются температуры кипения и плавления.
F2 – бесцветный, трудно сжижающийся газ; Cl2 – желто-зеленый, легко сжижающийся газ с резким удушливым запахом; Br2 – жидкость красно-бурого цвета; I2 – кристаллическое вещество фиолетового цвета.
С возрастанием порядкового номера элементов увеличиваются радиусы атомов, уменьшается электроотрицательность, ослабевают неметаллические свойства (увеличиваются металлические свойства); галогены – сильные окислители, окислительная способность элементов уменьшается с увеличением атомной массы.
Сила галогеноводородных кислот возрастает с увеличением атомной массы.
Галогены могут образовывать соединения друг с другом (например, BrCl)
Галоген СО в соединениях:
1) фтор -1
2) хлор -1, +1, +3, +5, +7
3) бром -1, +1, +3, +4, +5
4) йод -1, +1, +5, +7
5) астат -1, +1, +3, +5, +7
Химические свойства
1. Взаимодействие с ксеноном. Наибольшей химической активностью обладает фтор, это сильнейший окислитель, который реагирует даже с инертными газами:
2F2 + Xe = XeF4.
2. Взаимодействие с металлами. Все галогены взаимодействуют практически со всеми простыми веществами, наиболее энергично протекает реакция с металлами. Фтор при нагревании реагирует со всеми металлами, включая золото и платину, на холоде взаимодействует с щелочными металлами, свинцом и железом. Хлор, бром и йод при обычных условиях реагируют со щелочными металлами, а при нагревании – с медью, железом и оловом. В результате взаимодействия образуются галогениды, которые являются солями:
2М + nHal2 = 2MHaln.
Галогены в этой реакции проявляют окислительные свойства.
3. Взаимодействие с водородом. При обычных условиях фтор реагирует с водородом в темноте со взрывом, взаимодействие с хлором протекает на свету, бром и йод реагируют только при нагревании, причем реакция с йодом обратима.
Н2 + Hal2 = 2НHal.
Галогены в этой реакции проявляют окислительные свойства.
4. Взаимодействие с неметаллами. С кислородом и азотом галогены непосредственно не взаимодействуют, реагируют с серой, фосфором, кремнием, проявляя окислительные свойства, химическая активность у брома и йода выражена слабее, чем у фтора и хлора:
2P + 3Cl2 = 2PCl3;
Si + 2F2 = SiF4.
5. Взаимодействие с водой. Галогены реагируют со многими сложными веществами. С водой фтор и остальные галогены реагируют по-разному:
F2 + H2O = 2HF + O или 3F2 + 3H2O = OF2 + 4HF + H2O2;
Hal + H2O = HHal + HHalO.
Эта реакции является реакцией диспропорционирования, где галоген одновременно является окислителем и восстановителем.
6. Взаимодействие со щелочами. Также галогены диспропорционируют в растворах щелочей:
Cl2 + KOH = KClO + KCl (на холоде);
3Cl2 + 6KOH = KClO3 + 5KCl + 3Н2О (при нагревании).
7. Взаимодействие с сероводородом. Галогены способны отнимать водород от других веществ:
H2S + Br2 = S + 2HBr.
8. Взаимное замещение галогенов. Реакционная способность галогенов снижается при переходе от фтора к йоду, поэтому предыдущий элемент вытесняет последующий из галогеноводородных кислот и их солей:
2KI + Br2 = 2KBr+ I2;
2HBr + Cl2 = 2HCl + Br2.
Вопрос 23.
Общая характеристика элементов VIА. Кислород. Химическая активность молекулярного кислорода. Классификация кислородных соединений и их общие свойства (оксиды, пероксиды). Применение озона и кислорода, а также соединений кислорода.
В VIА-группу периодической системы элементов Д.И. Менделеева входят кислород, сера, селен, теллур, полоний. Первые четыре из них имеют неметаллический характер. Общее название элементов этой группы халькогены, что в переводе с греч. означает «образующие руды», указывая на их нахождение в природе.
Электронная формула валентной оболочки атомов элементов VIА-группы.
Атомы этих элементов имеют по 6 валентных электронов на s- и р-орбиталях внешнего энергетического уровня. Из них две р-орбитали заполнены наполовину.
Атом кислорода отличается от атомов других халькогенов отсутствием низколежащего d-подуровня. Поэтому кислород, как правило, способен образовывать только две связи с атомами других элементов. Однако в некоторых случаях наличие не поделенных пар электронов на внешнем энергетическом уровне позволяет атому кислорода образовывать дополнительные связи по донорно-акцепторному механизму.
У атомов остальных халькогенов при поступлении энергии извне число неспаренных электронов может увеличиваться в результате перехода s- и р-электронов на d-подуровень.
В зависимости от состояния электронной оболочки проявляются разные степени окисления (СО). В соединениях с металлами и водородом элементы этой группы проявляют СО = -2. В соединениях же с кислородом и неметаллами сера, селен и теллур могут иметь СО = +4 и СО = +6. В некоторых соединениях они проявляют СО = +2.
Кислород уступает по электроотрицательности только фтору. Во фтороксиде F2О степень окисления кислорода положительна и равна +2. С остальными элементами кислород проявляет обычно в соединениях степень окисления -2, за исключением пероксида водорода Н2О2 и его производных, в которых кислород имеет степень окисления -1. В живых организмах кислород, сера и селен входят в состав биомолекул в степени окисления -2.
В ряду О – S – Sе – Те – Ро увеличиваются радиусы атомов и ионов. Соответственно в этом же направлении закономерно понижается энергия ионизации и относительная электроотрицательность.
С увеличением порядкового номера элементов VIА-группы окислительная активность нейтральных атомов понижается и увеличивается восстановительная активность отрицательных ионов. Все это приводит к ослаблению неметаллических свойств халькогенов при переходе от кислорода к теллуру. С увеличением порядкового номера халькогенов возрастают характерные координационные числа.
В водных растворах они проявляют слабокислотные свойства. В ряду H2О – H2S – H2Sе – H2Те сила кислот возрастает.
Химические свойства соединений кислорода.
Кислород — самый распространенный элемент в земной коре (49,4%). Высокое содержание и большая химическая активность кислорода определяют преобладающую форму существования большинства элементов Земли в виде кислородсодержащих соединений. Кислород входит в состав всех жизненно важных органических веществ — белков, жиров, углеводов.
Без кислорода невозможны многочисленные чрезвычайно важные жизненные процессы, например дыхание, окисление аминокислот, жиров, углеводов. Только немногие растения, называемые анаэробными, могут обходиться без кислорода.
Элемент кислород существует в виде двух простых веществ (аллотропные модификации): дикислорода (кислорода) О2 и трикислорода (озона) О3. В атмосфере практически весь кислород содержится в виде кислорода О2, содержание же озона очень мало.
Молекула кислорода О2 в отсутствие других веществ очень стабильна. Наличие в молекуле двух неспаренных электронов обусловливает ее высокую реакционную способность. Кислород — один из самых активных неметаллов. С большинством простых веществ он реагирует непосредственно, образуя оксиды. Степень окисления кислорода в них равна -2.
В соответствии с изменением структуры электронных оболочек атомов характер химической связи, а следовательно, структура и свойства оксидов в периодах и группах системы элементов изменяются закономерно. Так, в ряду оксидов элементов второго периода Li2О—ВеО—B2О3—СО2—N2O5 полярность химической связи Э—О от I к V группе постепенно уменьшается.
В главных подгруппах (А-группах) с увеличением порядкового номера элемента ионность связи Э—О в оксидах обычно увеличивается. Соответственно основные свойства оксидов в группе Li—Nа—К—Rb—Сs и других А-группах возрастают.
Свойства оксидов, обусловленные изменением характера химической связи, представляют собой периодическую функцию заряда ядра атома элемента. Об этом свидетельствует, например, изменение по периодам и группам температур плавления, энтальпий образования оксидов в зависимости от заряда ядра.
Наиболее распространенный на земле оксид — водород оксид или вода. Достаточно сказать, что она составляет 50—99% массы любого живого существа.
Благодаря своей структуре вода обладает уникальными свойствами. В живом организме она является растворителем органических и неорганических соединений, участвует в процессах ионизации молекул растворенных веществ. Вода является не только средой, в которой протекают биохимические реакции, но и сама интенсивно участвует в гидролитических процессах.
Озон
Одной из аллотропных модификаций кислорода является озон О3. По своим свойствам озон сильно отличается от кислорода О2 — имеет более высокие температуры плавления и кипения, обладает резким запахом (отсюда его название).
Образование озона из кислорода сопровождается поглощением энергии:
3О2 ⇄ 2О3,
Озон получают при действии электрического разряда в кислороде. Образуется озон из О2 и под действием ультрафиолетового излучения. Поэтому при работе бактерицидных и физиотерапевтических ультрафиолетовых ламп чувствуется запах озона.
Озон — сильнейший окислитель. Окисляет металлы, бурно реагирует с органическими веществами, при низкой температуре окисляет соединения, с которыми кислород не реагирует:
О3+ 2Аg= Аg2О + О2
РbS+ 4О3= РbSО4+ 4O2
Широко известна качественная реакция:
2КI+ О3+ Н2О =I2+ 2КОН + О2
Окислительное действие озона на органические вещества связано с образованием радикалов:
RН + О3→RО2∙+ ОН∙
Радикалы инициируют радикально-цепные реакции с биоорганическими молекулами — липидами, белками, ДНК. Такие реакции приводят к повреждению и гибели клеток. В частности, озон убивает микроорганизмы, содержащиеся в воздухе и воде. На этом основано применение озона для стерилизации питьевой воды и воды плавательных бассейнов.
Вопрос 24.
Источник
Галогены (греч. hals – соль + genes – рождающий) – химические элементы VIIa группы: F, Cl, Br, I, At. Реагируют с большинством
других элементов и органических соединений.
Галогены широко распространены в природе. Их химическая активность падает от фтора к астату.
Общая характеристика элементов VIIa группы
От F к At (сверху вниз в периодической таблице) происходит увеличение: атомного радиуса, металлических, основных, восстановительных свойств.
Уменьшается электроотрицательность, энергия ионизация, сродство к электрону.
Все галогены относятся к неметаллам, являются сильными окислителями.
Электронные конфигурации у данных элементов схожи, так как они находятся в одной группе (главной подгруппе!), общая формула ns2np5:
- F – 2s22p5
- Cl – 3s23p5
- Br – 4s24p5
- I – 5s25p5
- At – 6s26p5
Для галогенов характерны нечетные степени окисления: -1, +1, +3, +5, +7. Это связано с электронной конфигурацией атомов
в возбужденном состоянии.
Природные соединения
- NaCl – галит (каменная соль)
- CaF2 – флюорит, плавиковый шпат
- NaCl*KCl – сильвинит
- 3Ca3(PO4)2*CaF2 – фторапатит
- MgCl2*6H2O – бишофит
- KCl*MgCl2*6H2O – карналлит
Простые вещества – F2, Cl2, Br2, I2
Галогены в чистом виде можно получить путем электролиза водных растворов и расплавов их солей. Например, хлор в промышленности получают
электролизом водного раствора хлорида натрия.
NaCl + H2O → (электролиз) NaOH + H2↑ + Cl2↑
Электролизом расплава гидрофторида калия KHF2 в безводной плавиковой кислоте – HF – был впервые получен фтор.
HF → F2 + H2
Более активные галогены способны вытеснять менее активные. Активность галогенов убывает: F → Cl → Br → I.
Cl2 + KBr → Br2 + KCl
Cl2 + KI → I2 + KCl
В лабораторных условиях галогены могут быть получены следующими реакциями.
HCl + MnO2 → MnCl2 + Cl2 + H2O
HCl + KMnO4 → MnCl2 + Cl2 + KCl + H2O
Химические свойства
- Реакции с металлами
- Реакции с неметаллами
- Реакции с водой
- Реакции с щелочами
- Окислительные способности
Для галогенов характерна высокая реакционная способность. Фтор реагирует со всеми металлами без исключения, некоторые из них в атмосфере
фтора самовоспламеняются.
Al + F2 → AlF3
Cu + Cl2 → CuCl2
Na + Br2 → NaBr
Хлор, как и фтор, химически весьма активен. Не реагирует только с кислородом, азотом и благородными газами.
Cl2 + Si → SiCl4
Cl2 + H2 → HCl (на свету)
F2 + H2 → HF (в темноте со взрывом)
Галогены вступают в реакцию друг с другом. Чтобы определить степени окисления в получающихся соединениях, вспомните электроотрицательность 😉
Br2 + F2 → BrF (фтор более электроотрицателен, чем бром – F-)
Br2 + I2 → IBr3 (бром более электроотрицателен, чем йод – Br-)
Реакция фтора с водой протекает очень энергично, носит взрывной характер.
H2O + F2 → HF + O2
Хлор реагирует с водой обратимо, образуя хлорную воду – смесь хлорноватистой и соляной кислоты. Бром вступает в те же реакции, что и хлор.
Cl2 + H2O → HCl + HClO
H2O + Br2 → HBr + HBrO
Замечу, что активность йода существенно ниже, чем у остальных галогенов. С неметаллами йод почти не реагирует, а с металлами – только при
нагревании.
Cl2 + NaOH → NaCl + NaClO + H2O
Cl2 + NaOH → (t) NaCl + NaClO3 + H2O
Галогены способны вытеснять друг друга из солей. Более активные вытесняют менее активные.
KCl + F2 → KF + Cl2
KBr + Cl2 → KCl + Br2
KBr + I2 ⇸ (реакция не идет, так как йод менее активен, чем бром)
Галогеноводороды
Соединения, образованные из галогенов и водорода. К галогеноводородам относятся следующие вещества:
- HF – фтороводород (газ), фтороводородная (плавиковая) кислота (жидкость)
- HCl – хлороводород (газ), соляная кислота (жидкость)
- HBr – бромоводород, бромоводородная кислота
- HI – йодоводород, йодоводородная кислота
- HAt – астатоводород, астатоводородная кислота
При н.у. HCl, HBr, HI – газы, хорошо растворимые в воде.
Получение
В промышленности применяют получение прямым методом: реакцией водорода с галогенами.
H2 + Cl2 → HCl
В лабораторных условиях галогеноводороды можно получить в реакциях обмена между галогенсодержащими солями и сильными кислотами.
NaCl + H2SO4 → NaHSO4 + HCl↑
CaF2 + H2SO4 → CaSO4 + HF
PBr3 + H2O → HBr↑ + H3PO3
H2S + I2 → S + HI
Химические свойства
- Кислотные свойства
- С солями
- Восстановительные свойства
- Реакция с оксидом кремния
HF – является слабой кислотой, HCl, HBr, HI – сильные кислоты. Металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода, способны вытеснить
водород из кислоты.
Mg + HBr → MgBr2 + H2↑
Zn + HCl → ZnCl2 + H2↑
Галогеноводороды реагируют с основными, амфотерными оксидами и основаниями с образованием соответствующих солей.
Na2O + HCl → NaCl + H2O
ZnO + HI → ZnI2 + H2O
KOH + HCl → KCl + H2O (реакция нейтрализации)
Cr(OH)3 + HCl → CrCl3 + H2O
Реакции протекают в тех случаях, если в результате выпадает осадок, выделяется газ или образуется слабый электролит (вода).
AgNO3 + HCl → AgCl + HNO3
Li2CO3 + HBr → LiBr + H2CO3
В некоторых реакциях проявляют себя как сильные восстановители, особенно HI.
HI + MnO2 → I2 + MnI2 + H2O
HI + H2SO4 → I2 + H2S + H2O
HI + O2 → H2O + I2
HI + Br2 → HBr + I2
HCl + H2SO4 → Cl2 + SO2 + H2O
В целом взаимодействие галогеноводородов с оксидами неметаллов нехарактерно. В этой связи важно выделить реакцию SiO2 с
плавиковой кислотой.
SiO2 + HF → SiF4 + H2O
© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2020
Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение
(в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов
без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования,
обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.
Источник
Химические свойства водорода
Атом водорода имеет электронную формулу внешнего (и единственного) электронного уровня 1s1. С одной стороны, по наличию одного электрона на внешнем электронном уровне атом водорода похож на атомы щелочных металлов. Однако, ему, так же как и галогенам не хватает до заполнения внешнего электронного уровня всего одного электрона, поскольку на первом электронном уровне может располагаться не более 2-х электронов. Выходит, что водород можно поместить одновременно как в первую, так и в предпоследнюю (седьмую) группу таблицы Менделеева, что иногда и делается в различных вариантах периодической системы:
С точки зрения свойств водорода как простого вещества, он, все-таки, имеет больше общего с галогенами. Водород, также как и галогены, является неметаллом и образует аналогично им двухатомные молекулы (H2).
В обычных условиях водород представляет собой газообразное, малоактивное вещество. Невысокая активность водорода объясняется высокой прочностью связи между атомами водорода в молекуле, для разрыва которой требуется либо сильное нагревание, либо применение катализаторов, либо и то и другое одновременно.
Взаимодействие водорода с простыми веществами
с металлами
Из металлов водород реагирует только с щелочными и щелочноземельными! К щелочным металлам относятся металлы главной подгруппы I-й группы (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr), а к щелочно-земельным — металлы главной подгруппы II-й группы, кроме бериллия и магния (Ca, Sr, Ba, Ra)
При взаимодействии с активными металлами водород проявляет окислительные свойства, т.е. понижает свою степень окисления. При этом образуются гидриды щелочных и щелочноземельных металлов, которые имеют ионное строение. Реакция протекает при нагревании:
Следует отметить, что взаимодействие с активными металлами является единственным случаем, когда молекулярный водород Н2 является окислителем.
с неметаллами
Из неметаллов водород реагирует только c углеродом, азотом, кислородом, серой, селеном и галогенами!
Под углеродом следует понимать графит или аморфный углерод, поскольку алмаз — крайне инертная аллотропная модификация углерода.
При взаимодействии с неметаллами водород может выполнять только функцию восстановителя, то есть только повышать свою степень окисления:
Взаимодействие водорода со сложными веществами
с оксидами металлов
Водород не реагирует с оксидами металлов, находящихся в ряду активности металлов до алюминия (включительно), однако, способен восстанавливать многие оксиды металлов правее алюминия при нагревании:
c оксидами неметаллов
Из оксидов неметаллов водород реагирует при нагревании с оксидами азота, галогенов и углерода. Из всех взаимодействий водорода с оксидами неметаллов особенно следует отметить его реакцию с угарным газом CO.
Смесь CO и H2 даже имеет свое собственное название – «синтез-газ», поскольку из нее в зависимости от условий могут быть получены такие востребованные продукты промышленности как метанол, формальдегид и даже синтетические углеводороды:
c кислотами
С неорганическими кислотами водород не реагирует!
Из органических кислот водород реагирует только с непредельными, а также с кислотами, содержащими функциональные группы способные к восстановлению водородом, в частности альдегидные, кето- или нитрогруппы.
c солями
В случае водных растворов солей их взаимодействие с водородом не протекает. Однако при пропускании водорода над твердыми солями некоторых металлов средней и низкой активности возможно их частичное или полное восстановление, например:
Химические свойства галогенов
Галогенами называют химические элементы VIIA группы (F, Cl, Br, I, At), а также образуемые ими простые вещества. Здесь и далее по тексту, если не сказано иное, под галогенами будут пониматься именно простые вещества.
Все галогены имеют молекулярное строение, что обусловливает низкие температуры плавления и кипения данных веществ. Молекулы галогенов двухатомны, т.е. их формулу можно записать в общем виде как Hal2.
Галоген | Физические свойства |
| F2 | Светло-желтый газ с резким раздражающим запахом |
| Cl2 | Желто-зеленый газ с резким удушливым запахом |
| Br2 | Красно-бурая жидкость с резким зловонным запахом |
| I2 | Твердое вещество с резким запахом, образующее черно-фиолетовые кристаллы |
Следует отметить такое специфическое физическое свойство йода, как его способность к сублимации или, иначе говоря, возгонке. Возгонкой, называют явление, при котором вещество, находящееся в твердом состоянии, при нагревании не плавится, а, минуя жидкую фазу, сразу же переходит в газообразное состояние.
Электронное строение внешнего энергетического уровня атома любого галогена имеет вид ns2np5, где n – номер периода таблицы Менделеева, в котором расположен галоген. Как можно заметить, до восьмиэлектронной внешней оболочки атомам галогенов не хватает всего одного электрона. Из этого логично предположить преимущественно окисляющие свойства свободных галогенов, что подтверждается и на практике. Как известно, электроотрицательность неметаллов при движении вниз по подгруппе снижается, в связи с чем активность галогенов уменьшается в ряду:
F2 > Cl2 > Br2 > I2
Взаимодействие галогенов с простыми веществами
Все галогены являются высокоактивными веществами и реагируют с большинством простых веществ. Однако, следует отметить, что фтор из-за своей чрезвычайно высокой реакционной способности может реагировать даже с теми простыми веществами, с которыми не могут реагировать остальные галогены. К таким простым веществам относятся кислород, углерод (алмаз), азот, платина, золото и некоторые благородные газы (ксенон и криптон). Т.е. фактически, фтор не реагирует лишь с некоторыми благородными газами.
Остальные галогены, т.е. хлор, бром и йод, также являются активными веществами, однако менее активными, чем фтор. Они реагируют практически со всеми простыми веществами, кроме кислорода, азота, углерода в виде алмаза, платины, золота и благородных газов.
Взаимодействие галогенов с неметаллами
водородом
При взаимодействии всех галогенов с водородом образуются галогеноводороды с общей формулой HHal. При этом, реакция фтора с водородом начинается самопроизвольно даже в темноте и протекает со взрывом в соответствии с уравнением:
Реакция хлора с водородом может быть инициирована интенсивным ультрафиолетовым облучением или нагреванием. Также протекает со взрывом:
Бром и йод реагируют с водородом только при нагревании и при этом, реакция с йодом является обратимой:
фосфором
Взаимодействие фтора с фосфором приводит к окислению фосфора до высшей степени окисления (+5). При этом происходит образование пентафторида фосфора:
При взаимодействии хлора и брома с фосфором возможно получение галогенидов фосфора как в степени окисления + 3, так и в степени окисления +5, что зависит от пропорций реагирующих веществ:
При этом в случае белого фосфора в атмосфере фтора, хлора или жидком броме реакция начинается самопроизвольно.
Взаимодействие же фосфора с йодом может привести к образованию только триодида фосфора из-за существенно меньшей, чем у остальных галогенов окисляющей способности:
серой
Фтор окисляет серу до высшей степени окисления +6, образуя гексафторид серы:
Хлор и бром реагируют с серой, образуя соединения, содержащие серу в крайне не свойственных ей степенях окисления +1 и +2. Данные взаимодействия являются весьма специфичными, и для сдачи ЕГЭ по химии умение записывать уравнения этих взаимодействий не обязательно. Поэтому три нижеследующих уравнения даны скорее для ознакомления:
Взаимодействие галогенов с металлами
Как уже было сказано выше, фтор способен реагировать со всеми металлами, даже такими малоактивными как платина и золото:
Остальные галогены реагируют со всеми металлами кроме платины и золота:
Реакции галогенов со сложными веществами
Реакции замещения с галогенами
Более активные галогены, т.е. химические элементы которых расположены выше в таблице Менделеева, способны вытеснять менее активные галогены из образуемых ими галогеноводородных кислот и галогенидов металлов:
Аналогичным образом, бром вытесняет серу из растворов сульфидов и сероводорода:
Хлор является более сильным окислителем и окисляет сероводород в его водном растворе не до серы, а до серной кислоты:
Взаимодействие галогенов с водой
Вода горит во фторе синим пламенем в соответствии с уравнением реакции:
Бром и хлор реагируют с водой иначе, чем фтор. Если фтор выступал в роли окислителя, то хлор и бром диспропорционируют в воде, образуя смесь кислот. При этом реакции обратимы:
Взаимодействие йода с водой протекает в настолько ничтожно малой степени, что им можно пренебречь и считать, что реакция не протекает вовсе.
Взаимодействие галогенов с растворами щелочей
Фтор при взаимодействии с водным раствором щелочи опять же выступает в роли окислителя:
Умение записывать данное уравнение не требуется для сдачи ЕГЭ. Достаточно знать факт о возможности такого взаимодействия и окислительной роли фтора в этой реакции.
В отличие от фтора, остальные галогены в растворах щелочей диспропорционируют, то есть одновременно и повышают и понижают свою степень окисления. При этом, в случае хлора и брома в зависимости от температуры возможно протекание по двум разным направлениям. В частности, на холоду реакции протекают следующим образом:
а при нагревании:
Йод реагирует с щелочами исключительно по второму варианту, т.е. с образованием йодата, т.к. гипоиодит не устойчив не только при нагревании, но также при обычной температуре и даже на холоду:
Источник