5 Властивості Брому, Йоду та їх сполук

За фізичним станом простих речовин бром - темно - бура рідина, йод – темно – фіолетові кристали. Бром і йод менше поширені речовини в природі, ніж хлор. Вони не мають своїх мінералів і належать до розсіяних елементів та знаходяться у морській воді.

Вільні I₂ та Вr₂ можна отримати аналогічно хлору: окисненням бромідів і йодидів сильними окисниками:

K₂Cr₂O₇ + 6KI + 7 H₂SO₄ = 4K₂SO₄ + Cr₂(SO₄)₃ + 3I₂ + 7H₂.

Бром був відкритий за такою реакцією:

2КВr + Сl₂ 2КСl + Вr₂.

Хімічна активність брому і йоду значно менша, ніж хлору і фтору. З багатьма металами і неметалами (наприклад, з фосфором) вони реагують за звичайних умов, а з деякими (наприклад, з воднем) лише при нагріванні. Всі бромо- та йодоводні – безкольорові гази з різким запахом.

Окиснювальна здатність галогенів в ряду фтор - йод зменшується, більш легкі галогени можуть окиснювати галогенід іони більш важких галогенів. Наприклад:

Сl₂^- + 2Вr → 2Cl^- + Вr₂.

Бромід та йодид - іони, за винятком флуорид-іона, мають відновлювальні властивості, які збільшуються в ряду Сl^-- Br^-- J^- .

Наприклад:

KBr + H₃PO₄ = KH₂PO₄ + HBr.

НВr і HJ не можна одержати при дії концентрованої H₂SO₄ на відповідні галогеніди:

2NaBr + 2H₂SO₄ = Na₂ SO₄ + SO₂ + Br₂ + 2H₂O,

8KJ + 9H₂SО₄ = 8KHSO₄ + 4J₂ + 4H₂O + H₂S.

Тому ці галогеноводні одержують гідролізом сполук Брому та Йоду з Фосфором:

РВr₃ + 3Н₂О = Н₃РО₃ + 3НВr.

Солі йодо- і бромоводневих кислот мають назву бромидів та йодидів.

Розчинність AgI нижча, ніж AgCl, тоді розчинні йодиди взаємодіють з AgCl:

AgCl + KI = AgI + KCl.

HJ, НВr – гази, які при розчиненні у воді є сильними кислотами. В ряду НF  НCl НВr НІ сила кислот зростає, збільшується довжина зв’язків, зменшується стійкість молекул та збільшується активність.

Кислоти НВrО та НІО (бромнуватиста та йоднуватиста) є нестійкими, легко диспропорціонують, є сильними окиснювачами, але в ряду НClО  НВrО  НІО окиснювальна здатність послаблюється. Практичне значення мають солі елементів: броміди, йодиди, бромати та йодати.

6 Завдання для самостійної роботи та самоконтролю

1 Чому Флуор має ступінь окиснення тільки -1, тоді як інші галогени проявляють різні ступені окиснення від -1 до +7?

2 Які ви знаєте найважливіші сполуки галогенів у природі?

3 Якими способами можна отримати вільні галогени з їх сполук?

4 Напишіть рівняння реакцій, що демонструють одержання галогеноводнів з відповідних сполук.

5 Закінчіть рівняння реакцій, складіть схему електронного балансу методом іонно-електронного балансу:

FeCl₃ + НІ = FеС1₂ + …

KMnO₄ + HBr = Вr₂+ …

NaBrO₃ + F₂ + NaOH = NaBrO₄ + …

I₂ + HNO₃ = HIO₃ + NO+ …

6 Чому йодид-іони окиснюються концентрованою сульфатною кислотою до вільного йоду, а хлорид-іони не окиснюються?

7 Назвіть сполуки галогенів, що застосовуються в піротехніці та медицині, фотографії та інших галузях господарства.

8 Ознайомтеся з історією відкриття галогенів та найбільш поширених сполук.

7 Узагальнення за темою «Галогени»

• Атоми всіх галогенів мають у зовнішній оболонці 7 електронів.

• Для отримання галогенів у промисловості використовують електроліз, а в лабораторії – окиснення відповідних галогеноводневих кислот.

• Галогени є окисниками, здатність проявляти окиснювальні властивості зменшується в ряду F₂ < Cl₂ < Br₂ < I₂, окисляють метали, неметали та вуглеводні.

• Галогени (крім флуору) диспропорціонують у воді та лугах, утворюючи галогенід – іони (І) та галогенат-іони (V).

• В ряду від флуору до йоду збільшуються атомний та іонний радіуси, зменшується реакційна здатність, електронегативність, окиснювальна здатність, ступінь диспропорціювання у воді.

• Флуор відрізняється від інших галогенів, маючи високу реакційну здатність, низьку енергію дисоціації зв’язку, єдиний ступінь окиснення (-1), його реакції з водою та лугами відрізняються від реакцій інших галогенів.

• Деякі сполуки флуору мають аномальні властивості: AgF – розчинний, CaF₂ – нерозчинний.

• Кислота HF має аномально високі значення Т_пл та Т_кип, та слабку кислотність, зважаючи на наявність досить сильного водневого зв’язку.