Какой из галогенов наиболее проявляет окислительные свойства
Почему галогены сильные окислители
При повторении подгруппы седьмой группы периодической системы «Галогены», как и последующих групп и подгрупп, целесообразно начинать с общей характеристики группы и подгруппы.
Общую характеристику галогенов мы обычно начинаем с положения их в периодической системе и со схем строения их атомов:
F0• + 9 )—2 )—7 Сl 0• + 17 )—2 )—8 )—7 Вr0• + 35 )—2 )—8 )—18 )—7 J0 • + 53 )—2 )—8 )—18 )—18 )—7
На основе этих схем делается ряд важных выводов:
1. До устойчивого положения во внешнем слое атомам галогенов не хватает только 1-го электрона. Поэтому в реакциях атомы этих элементов обычно присоединяют по одному электрону — восстанавливаются. Следовательно, группа галогенов в целом является по сравнению с элементами других групп одного и того же периода окислительной группой.
2. Но окислительные свойства у галогенов выражены неодинаково: наиболее энергично присоединяется электрон к атому фтора, потому что расстояние между ядром и внешним слоем электронов, куда принимается восьмой электрон, меньше, чем у атомов остальных галогенов. За фтором в этой последовательности идёт хлор и т. д.
3. Из предшествующего положения становится ясным вывод, что галогены окислители с меньшим атомным весом и порядковым номером вытесняет всех остальных галогенов с большими атомными весами из их соединений с водородом и металлами.
4. Но в некоторых реакциях атомы галогенов, кроме фтора, могут отдавать электроны из внешнего слоя , т. е. они могут окисляться и проявлять восстановительные свойства. Легче всех галогенов может отдавать электроны атом йода, потому что его валентные электроны удалены от ядра значительно дальше, чем у атомов остальных галогенов. Однако потеря электронов галогенами осуществляется значительно труднее, чем их присоединение; образующиеся при этом вещества (кислородные соединения галогенов) в общем менее прочны, чем соединения галогенов, где они проявляют отрицательную валентность.
Изложенное можно иллюстрировать схемой рисунок выше.
5. Отрицательно заряженные ионы галогенов Сl‘, Вr‘, J‘ могут быть в окислительно-восстановительных реакциях только восстановителями. Но это свойство у них проявляется различно: если через растворы солей бромистого калия и йодистого калия пропускать хлор, то прежде всего будет протекать реакция:
Следовательно, можно сделать вывод, что восстановительные свойства анионов галогенов увеличиваются с увеличением их порядковых номеров:
восстановительные свойства нарастают →
Сl‘ Вr‘ J‘
В отношении фтора следует сделать замечание, что его анион F‘ химическим путём до сих пор окислить не удалось.
6. В общей характеристике галогенов можно отметить, что сущность получения галогенов в свободном виде сводится к их окислению:
Уравнение реакции получения хлора при взаимодействии соляной кислоты с перманганатом калия целесообразнее писать в две фазы:
Это равенство реакции с образованием атомарного хлора, а потом делается переход к молекулярному хлору и коэффициенты везде удваиваются:
б) 6НСl + 2KMnO4 + 10НСl =2КСl + 2MnCl2 + 8Н2O +5Сl2
При повторении химических свойств хлора подчёркивается его окислительная роль в реакциях с водородом и металлами.
Полезно в порядке демонстрации вспомнить соответствующие опыты: 1) горение водорода в хлоре, 2) горение железа и сурьмы в хлоре.
Написать уравнения этих окислительно-восстановительных реакций.
Из кислородных соединений хлора заслуживают внимания хлорноватистая кислота и её соли и хлорная известь. Хлорноватистая кислота стоит в тесной связи с окислительными свойствами хлорной воды, в которой происходит реакция:
Так можно получить хлор и бром путём электролиза их расплавленных солей.
При получении хлора в лабораторных условиях обычно пользуются реакцией взаимодействия соляной кислоты с двуокисью марганца или с перманганатом калия.
В таких случаях следует рекомендовать учащимся соляную кислоту в уравнении писать два раза:
Можно представить, что при взаимодействии молекулы воды с молекулой хлора происходит вначале распад молекулы последнего на атомы и один из атомов хлора играет роль окислителя, а другой — роль восстановителя. Хлорноватистая кислота, как очень неустойчивое соединение, постепенно распадается по уравнению:
НСlO = НСl + О.
В бытовой жизни чаще используются окислительные свойства жавелевой воды, которая, как известно, получается при взаимодействии холодного водного раствора едкого калия с хлором. Можно представить себе, что вначале образуются опять две кислоты при взаимодействии хлора с водой:
а потом получившиеся кислоты нейтрализуются едким калием:
б) HCl + HClO +2КОН = KCl+KClO.
В суммарном виде уравнение реакции и будет:
Отмечается, что отбеливающим веществом в жавелевой воде является хлорноватистокислый калий, или гипохлорит калия, точнее, хлорноватистая кислота, которая получается при разложении гипохлорита калия, например, под влиянием углекислого газа:
КСlO + СO2 + Н2O = KHCO3 + HClO
По фазам из хлорной воды можно выводить и состав хлорной извести:
Подчёркивается, что хлорная известь является смешанной солью: при катионе одного металла кальция имеются кислотные остатки двух кислот: хлорноватистой и соляной.
При действии углекислого газа на белильную известь в отсутствие влаги происходит постепенное выделение хлора:
СаОСl2 + СO2 = СаСO3 + Сl2.
Этой реакцией и объясняется своеобразный запах от хлорной извести.
При кратком повторении фтора, брома и йода внимание учащихся фиксируется на окислительно-восстановительных реакциях, связанных с получением этих галогенов в свободном виде и с их химическими свойствами.
Водород как восстановитель окислитель
При повторении способов получения водорода подчёркивается окислительно-восстановительный характер их. В связи со способом получения водорода путём взаимодействия кислот с металлами внимание учащихся фиксируется на вопросах: какими металлами, руководствуясь рядом активности их, можно воспользоваться для вытеснения водорода из кислот и какие кислоты можно брать для этой цели. Следует подчеркнуть, что азотной кислотой, ввиду её окислительных свойств, пользоваться для указанной цели нельзя.
Если раньше лишь отмечалось, что при помощи электричества можно из подкисленной серной кислотой воды выделить водород, то теперь надо разобрать электролиз водного раствора серной кислоты и установить, что действительно при получении водорода этим способом расходуется не серная кислота, а вода.
В большинстве случаев при получении водорода происходит присоединение электронов к положительно заряженным ионам водорода, т. е. водород восстанавливается. Следует изучить, что в некоторых случаях получение водорода сводится к его окислению:
1) электролиз гидридов металлов, например: 2NaH = 2Na + H2;
2) взаимодействие гидридов с водой:
СаН2 + 2НОН→ Са(ОН)2 + 2Н2.
Следует отметить оригинальный характер последней окислительно-восстановительной реакции: два аниона водорода окисляются, а два катиона водорода восстанавливаются, т. е. один и тот же элемент в условиях одной реакции и восстанавливается, и окисляется.
При повторении химических свойств водорода вспоминаются его восстановительные свойства. Но теперь уже, о чём раньше не говорилось, нужно отметить, что особенно сильно восстановительные свойства проявляет атомарный водород (водород in statu nascendi). В связи с этим положением можно продемонстрировать опыты: восстановление катиона трёхвалентного железа и перманганата калия атомарным водородом.
Статья на тему Галогены окислители
Источник
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
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