2. Химические свойства галогенов

Все галогены проявляют высокую окислительную активность, которая уменьшается при переходе от фтора к астату. Фтор— самый активный из галогенов, реагирует со всеми металлами без исключения, многие из них в атмосфере фтора самовоспламеняются, выделяя большое количество теплоты, например:

2Al + 3F₂ = 2AlF₃ + 2989 кДж,

2Fe + 3F₂ = 2FeF₃ + 1974 кДж.

Без нагревания фтор реагирует и со многими неметаллами (H₂, S, С, Si, Р)— все реакции при этом сильно экзотермические, например:

Н₂ + F₂ = 2HF + 547 кДж,

Si + 2F₂ = SiF₄(г) + 1615 кДж.

При нагревании фтор окисляет все другие галогены по схеме

Hal₂ + F₂ = 2НalF

где Hal = Cl, Br, I, At, причем в соединениях HalF степени окисления хлора, брома, йода и астата равны +1.

Взаимодействие фтора со сложными веществами также протекает очень энергично. Так, он окисляет воду, при этом реакция носит взрывной характер:

3F₂ + ЗН₂О = OF₂↑ + 4HF + Н₂О₂.

Свободный хлор также очень реакционноспособен, хотя его активность и меньше, чем у фтора. Он непосредственно реагирует со всеми простыми веществами, за исключением кислорода, азота и благородных газов. Для сравнения приведем уравнения реакций хлора с теми же простыми веществами, что и для фтора:

2Al + 3Cl₂ = 2AlCl₃(кр) + 1405 кДж,

2Fe + ЗCl₂ = 2FeCl₃(кр) + 804 кДж,

Si + 2Cl₂ = SiCl₄(Ж) + 662 кДж,

Н₂ + Cl₂ = 2HCl(г)+185кДж.

СН₃-СН₃ + Cl₂ → СН₃-СН₂Cl + HCl,

СН₂=СН₂ + Cl₂ → СН₂Cl — СН₂Cl.:

Cl₂ + 2HBr = 2HCl + Br₂,

Cl₂ + 2HI = 2HCl + I₂,

Cl₂ + 2KBr = 2KCl + Br₂,

Cl₂ + Н₂О = HCl + HClO — 25 кДж.:

Cl₂ + 2NaOH = NaCl + NaClO + Н₂О (на холоде),

3Cl₂ + 6КОН = 5KCl + KclO₃ + 3Н₂О (при нагревании).

Si + 2Br₂ = SiBr₄(ж) + 433 кДж,

3. Хлороводород и соляная кислота

Хлороводород – это одно из важнейших соединений хлора. Это бесцветный газ с резким запахом. В 1,3 раза тяжелее воздуха. Во влажном воздухе «дымит», т.е. с водяными парами образует мельчайшие капельки тумана. Водный раствор хлороводорода называется соляной или хлороводородной кислотой.

В лабораторных условиях хлороводород получают при взаимодействии хлорида натрия с концентрированной серной кислотой. При этом образуется хлороводород и кислая соль – гидросульфат натрия:

NaCl + H₂SO₄ = HCl + NaHSO₄

Соляная кислота – бесцветная жидкость. Концентрированная содержит до 37% хлороводорода и во влажном воздухе «дымит». Будучи сильной кислотой, она обладает всеми свойствами кислот. Многие металлы, основные оксиды, основания и некоторые соли и газы взаимодействуют с соляной кислотой.

2HCl + Zn = ZnCl₂ + H₂

2HCl + CuO = CuCl₂ + H₂O

3HCl + Al(OH)₃ = AlCl₃ + 3H₂O

HCl + AgNO₃ = AgCl↓ + HNO₃

HCl + NH₃ = NH₄Cl

Соляная кислота применяется для получения ее солей, при травлении металлов, а также в пищевой промышленности и медицине.

4. Соли соляной кислоты

Хлорид натрия (другие названия: каменная соль, поваренная соль, галит) NaCl является приправой к пище, служит сырьем для получения гидроксида натрия, хлора, соляной кислоты, соды и др.; используется для консервирования пищевых продуктов.

Хлорид калияKCl – ценное калийное удобрение.

Хлорид цинкаZnCl₂ – используется для пропитки древесины в целях предохранения от гниения; применяется при паянии для смачивания поверхности металла (устраняет пленку оксида и припой хорошо пристает к металлу);

Хлорид барияBaCl₂ – ядовитое вещество, применяемое для борьбы с вредителями с/хозяйства (свекловичным долгоносиком, луговым мотыльком и др.)

Хлорид кальцияCaCl₂ – безводный широко применяется для осушки газов (при этом образуется кристаллогидрат соли CaCl₂*6H₂O) и в медицине.

Хлорид ртути (II), или сулема, HgCl₂ – сильный яд; очень разбавленные растворы соли применяются как сильнодействующие дезинфицирующее средство; для протравливания семян, дубления кожи, в органическом синтезе.

Качественная реакция на хлорид-анион. Нитрат серебра является реагентом на соляную кислоту и ее соли, точнее, ион серебра – реагент на хлорид-ион выпадает белый творожистый осадок хлорида серебра, нерастворимый в азотной кислоте. По этому признаку можно сделать заключение о присутствии в растворе хлорид-аниона.