Галогены и их соединения.

---

📘 Тема 4 : Галогены и их соединения

---

🔷 1. Общие сведения о галогенах

• Группа: VIIA (17 группа ПСХЭ)
• Элементы: F, Cl, Br, I, At.
• Электронная конфигурация внешнего слоя: ns²np⁵ (7 электронов).
• Степени окисления: –1 (в соединениях с менее электроотрицательными элементами), +1, +3, +5, +7 (в кислородсодержащих соединениях).
• Природное состояние: двухатомные молекулы (F₂, Cl₂, Br₂, I₂).

---

🔷 2. Физические свойства

| Элемент | Цвет и агрегатное состояние при н.у. | Запах | | ------- | ------------------------------------ | ------------------- | | F₂ | Светло-жёлтый газ | Резкий, едкий | | Cl₂ | Желто-зелёный газ | Характерный хлорный | | Br₂ | Красно-бурая жидкость | Резкий, неприятный | | I₂ | Тёмно-фиолетовые кристаллы | Йодный |

📌 При увеличении атомной массы: температура плавления и кипения ↑, цвет становится темнее, летучесть ↓.

---

🔷 3. Химические свойства галогенов

1. С металлами — образуют галогениды:

$2Na + Cl_2 \to 2NaCl$

2. С водородом — образуют галогеноводороды:

$H_2 + Cl_2 \xrightarrow{hv} 2HCl$

(Раствор в воде → кислота: HCl(aq) — соляная кислота).

3. С неметаллами:

$Cl_2 + P \to PCl_3 \quad\text{или}\quad PCl_5$

4. С водой (для Cl₂, Br₂, I₂ — диспропорционирование):

$Cl_2 + H_2O \to HCl + HClO$

(соляная кислота + хлорноватистая кислота).

5. Окислительные свойства:

   • F₂ — сильнейший окислитель (вытесняет все остальные галогены из соединений).
   • Cl₂, Br₂, I₂ вытесняют менее активные галогены:

$Cl_2 + 2KBr \to 2KCl + Br_2$

---

🔷 4. Активность галогенов

📌 Убывает сверху вниз в группе: F₂ > Cl₂ > Br₂ > I₂. Причина — увеличение атомного радиуса и уменьшение электроотрицательности.

---

🔷 5. Соединения галогенов

1. Галогеноводороды (HF, HCl, HBr, HI)

• Газы (HF — жидкость при н.у.).
• Хорошо растворимы в воде → кислоты.
• Химические свойства кислот:

$HCl + NaOH \to NaCl + H_2O$

$2HI + Zn \to ZnI_2 + H_2$

2. Соли галогенов (галогениды)

• NaCl, KBr, CaI₂.
• Реакции обмена:

$AgNO_3 + NaCl \to AgCl↓ + NaNO_3$

(AgCl — белый осадок, потемнеет на свету).

3. Кислородсодержащие кислоты и соли

• HClO, HClO₂, HClO₃, HClO₄ (степени окисления Cl: +1, +3, +5, +7).
• Сильнейшая кислота — HClO₄ (перхлорная).

---

🔷 6. Получение галогенов

В лаборатории:

• Хлор:

$MnO_2 + 4HCl \to MnCl_2 + Cl_2↑ + 2H_2O$

• Бром:

$Cl_2 + 2KBr \to 2KCl + Br_2$

• Йод:

$Cl_2 + 2KI \to 2KCl + I_2$

В промышленности:

• Электролиз растворов галогенидов (NaCl — получение Cl₂, NaOH, H₂).

---

🔷 7. Применение галогенов и их соединений

• Cl₂ — дезинфекция воды, отбеливание тканей, производство пластмасс (PVC).
• Br₂ — в органическом синтезе, фотоплёнки.
• I₂ — антисептик, медицина.
• HF — травление стекла.

---

🔷 8. Важные реакции для ОРТ

1. Диспропорционирование Cl₂:

$Cl_2 + H_2O \to HCl + HClO$

2. Вытеснение менее активного галогена:

$Cl_2 + 2KBr \to 2KCl + Br_2$

3. Образование осадков галогенидов Ag⁺:

$AgNO_3 + NaCl \to AgCl↓ + NaNO_3$

(AgCl — белый, AgBr — бледно-жёлтый, AgI — жёлтый).

---