Общая характеристика углерода.

3 6 1 5 3

OCl

1 2 3

4H₂O

Наиболее энергетично галогены взаимодействуют с металлами, образуя соли (при этом выделяется большое количество тепла).

В атмосфере фтора многие металлы и неметаллы самопроизвольно загораются на свету. Даже Аu и Pt горят в атмосфере фтора при нагревании до 300-400⁰С.

В атмосфере хлора реакции идут менее энергично. Натрий горит в атмосфере хлора ослепительно ярким пламенем:

2Na+Cl₂ →2NaCl

Соединения галогенов с водородом

Все галогены способны непосредственно соединяться с водородом, образуя галогеноводороды общей формулы ННal, где Нal – галоген.

Молекулы полярны, т.к. связь осуществляется связывающей парой электронов (ковалентная связь), смещенной к более электроотрицательному атому галогена.

Условия течения реакции различны:

так, фтор взаимодействует с водородом со взрывом даже при охлаждении и в темноте:

F₂+H₂→2HF

Хлор при обычных условиях медленно реагирует с водородом, но при нагревании и на прямом солнечном свету процесс ускоряется, т.к. под действием квантов света начинается цепная реакция, которая протекает до тех пор, пока не прореагирует вся масса хлора и водорода.

hυ

Cl₂→2Cl⁰

Cl⁰+H₂→HCl+H⁰

H⁰+Cl₂→HCl+Cl⁰ и т.д.

Бром взаимодействует с водородом при нагревании:,

Br₂+H₂→2HBr

а йод – при сильном нагревании, реакция обратима:

I₂+H₂↔2HI

Все галогеноводороды являются газообразными веществами с резким запахом, раздражают слизистые оболочки, хорошо растворимы в воде. Растворы галогеноводородов в воде являются сильными кислотами (исключение HF -плавиковая кислота, относительно слабая).

HF -плавиковая (фторидная)

HCl-хлороводородная

HBr-бромоводородная

HI -йодоводородная

Плавиковая (фторидная кислота) – молекулы фторида водорода сильно полярны (F имеет наибольшую электроотрицательность из всех элементов). Поэтому у молекул HF сильно выражена склонность к ассоциации за счет водородных связей (образуются зигзагообразные цепи):

_δ+ _δ_-.. ..

H :F: . . . .H :F: или H-F . . . H-F

^{• • • •}

Даже в газовом состоянии фтористый водород состоит из смеси полимеров H₂F₂, H₃F₃и др.

Для плавиковой кислоты характерны кислые и средние соли:

KHF₂ CaF₂

гидрофторид калия фторид кальция

Большинство кристаллических фторидов не растворимо в воде, хорошо растворимы лишь фториды s-элементов I группы иAgF, HgF₂

Характерная особенность плавиковой кислоты – ее особенность взаимодействовать с SiO₂

SiO₂+4HF→SiF₄+2H₂O

Эта реакция носит название реакции травления стекла и используется для нанесения надписей и меток на стекле.

Хранят HFв сосудах из свинца, каучука, полиэтилена или в стеклянной посуде, покрытой изнутри парафином.

Способы получения:

При действии концентрированной серной кислоты на плавиковый шпат в пластмассовых или свинцовых сосудах:

CaF₂+H₂SO₄→CaSO₄+2HF

Применение: а) для травления стекла;

б) удаления песка с чугунного литья;

в) как реактив.

Хлористоводородная (хлоридная, соляная) кислота

Хлористый водород (HCl-газ) очень хорошо растворим в воде (1 объем воды поглощает около 500 объемов HCl) – образованием сильной хлористоводородной кислоты

HCl+H₂O→H₃O⁺+Cl^-

При обычных условиях хлористоводородная кислота растворяет почти все металлы, за исключением благородных и полублагородных.

Соли – хлориды – хорошо растворимы в воде, за исключением AgCl, Hg₂Cl₂, PbCl₂ (AuCl, CuCl).

Способы получения:

1. Прямым синтезом из элементов

H₂+Cl₂→2HCl

2. Действием концентрированной серной кислоты на натрия хлорид

NaCl+H₂SO₄→NaHSO₄+HCl

NaCl+NaHSO₄→NaSO₄+HCl

Применение: почти во всех химических процессах на производстве и в химических лабораториях.

Главнейшие соли:

NaCl -натрия хлорид, широко применяется как пищевая соль; в медицинской практике для приготовления изотонических и физиологических растворов; как сырье в химической промышленности.

CaCl₂∙6H₂O - в медицине при легочных кровотечениях; безводный – как осушающее средство.

HgCl₂- сулема. Сильный яд! Дезинфицирующее средство (наружное)!

Бромистоводородная (бромидная) кислота

Газообразный HBr хорошо растворим в воде ( в 1 объеме воды растворяется около 600 объемов HBr) с образованием сильной бромистоводородной кислоты.

Так какBr^- более сильный восстановитель, чем Cl^- , то растворы HBr постепенно окисляются на воздухе:

4HBr+O2→2Br2+2H2O

2Br^--2e↔Br₂ O₂+4H⁺+4e↔2H₂O

Получение. Фтористоводородная и хлористоводородная кислоты с концентрированной серной кислотой не взаимодействуют, однако бромистоводородная кислота восстанавливает H₂SO₄ доSO₂:

H2SO4+2HBr↔Br2+SO2+2H2O

^конц

SO₄^2-+4H⁺+2e↔SO₂+2H₂O 2Br^- -2e↔Br₂

Поэтому получить бромистоводородную кислоту по реакции:

NaBr+H2SO4↛ нельзя

т.к. она будет содержать примесь Br₂. Получают ее обычно гидролитическим разложением галогенангидридов фосфора:

PBr₃+3H₂O→H₃PO₃+3HBr

фосфористая

кислота

Йодистоводородная кислота. Газообразный HI хорошо растворим в воде (1 объем воды растворяет 425 объемов йодводорода) с образованием сильной йодистоводородной кислоты, которая является еще более сильным восстановителем, чем бромистоводородная кислота. Йодистоводородная кислота легко окисляется кислородом:

4HI+O₂→2I₂+2H₂O

Метод получения. Аналогично бромистоводородной кислоте –

PI₃+3H₂O→H₃PO₃+3HI

Йодистоводородная кислота восстанавливает серную кислоту до сероводорода:

H₂SO₄+8HI↔H₂S+4I₂+4H₂O

SO₄^2-+8H⁺+2H⁺+8e↔H₂S+4H₂O 2I^- -2e↔I₂

Применение. Бромистоводородная и йодистоводородная кислоты находят основное применение в органическом синтезе.

Важнейшие соли: KI, NaI, KBr, NaBr, HgI₂ -фармацевтические препараты. AgBr –применяется в фотоделе.

Кислородные соединения галогенов.

Галогены образуют различные кислородсодержащие соединения, но непосредственно с кислородом не соединяются. В этих соединениях связи между атомами ковалентны.

Рассмотрим наиболее важные оксиды галогенов и кислородные кислоты галогенов:

OF₂ -дифторид кислорода – бесцветный газ со специфическим удушливым запахом, с водой не взаимодействуют. Несолеобразующий оксид. Сравнительно устойчивое соединение. Получается при пропускании газообразного фтора через разбавленный раствор едкого натра.

2NaOH+2F₂→2NaF+OF₂+H₂O

F₂+2e↔2F^- F₂+2OH^- -2e↔OF₂+H₂O

Следует заметить, что кислородные соединения галогенов не дают той последовательности изменения свойств как у водородных соединений поэтому эти соединения рассматриваются отдельно.

Cl₂O -оксид хлора (1) – ангидрид хлорноватистой (гипохлоритной) кислоты.

Это соединение представляет собой газ желто-коричневого цвета, неустойчивое соединение, взрывается при нагревании. При растворении в воде образует гипохлоритную (хлорноватистую) кислоту:

Cl₂O+H₂O→2HClO

Оксид хлора (1) получают по реакции:

2Cl₂+HgO→HgCl₂+Cl₂O

ClO₂-оксид хлора (IV); диоксид хлора. Газ зеленовато-желтого цвета, неустойчивое соединение, при нагревании взрывается.

Оксид хлора (IV) представляет собой смешанный кислотный оксид.

2ClO₂+H₂O→HClO₂+HClO₃

хлоритная хлоратная

кислота кислота

ClO₂+1e↔ClO₂^- ClO₂+H₂O-1e↔ClO₃^-+2H⁺

Со щелочами образует соли этих же кислот.

Cl₂O₇ -ангидрид хлорной (перхлоратной) кислоты, более устойчив, чем другие оксиды.

Бесцветная маслянистая жидкость, которая при ударе или при сильном нагревании взрывается.

При растворении в воде образует перхлоратную (хлорную) кислоту:

Cl₂O₇+H₂O→2HClO₄

Это соединение может быть получено при обезвоживании хлорной кислоты оксидом фосфора (V):

2HClO₄+P₂O₅→2HPO₃+Cl₂O₇

Оксиды брома крайне неустойчивы, могут существовать при низких температурах.

IO₂ -диоксид йода – желтое кристаллическое вещество, разлагается при нагревании, практического значения не имеет:

IOIO₂→4I₂O₅+I₂

I₂O₅-ангидрид йодатной кислоты. Белое кристаллическое вещество, при растворении в воде образует йодноватую кислоту:

I₂O₅+H₂O→2HIO₃

Кислородсодержащие кислоты галогенов и их соли

Кислоты, соответствующие степени окисления галогенов +1

HClO- гипохлоритная (хлорноватистая)

HBrO - гипобромитная (бромноватистая)

HIO - гипойодитная (йодноватистая)

В свободном виде эти кислоты не выделены, существуют только в растворах. Как кислоты они слабые, однако являются сильными окислителями.

HClO→HBrO→HIO

слева направо уменьшается сила кислот, устойчивость и окислительная способность.

Так, для HClO Ka=3,6.10^-8, т.е. гипохлоритная кислота слабее угольной.

Получение – основано на взаимодействии хлора с водой:

Cl₂+H₂O↔HClO+HCl

Реакция обратима. Равновесие наступает, когда 1/3 часть хлора превратиться в кислоты при комнатной температуре. Данный процесс можно рассматривать как самоокисление-самовосстановление.

Cl₂+2e↔2Cl^- Cl₂+2H₂O-2e↔2ClO^-+4H⁺

2Cl₂+2H₂O↔2ClO^-+2Cl^-+24H⁺

Cl₂+H₂O↔ClO^-+Cl^-+2H⁺

При прибавлении к этой смеси CaCO₃ , который будет взаимодействовать с более сильной кислотой, можно получить раствор гипохлоритной кислоты.

CaCO₃+2HCl→CaCl₂+CO₂↑+H₂O

Аналогично могут быть получены HBrO и HIO

Br₂+H₂O↔HBrO+HBr

I₂+H₂O↔HIO+HI

В последней реакции равновесие смещено больше влево. таким образом при переходе от хлора к йоду равновесие в таких системах смещается все больше влево.

Водные растворы галогенов применяются как реактивы (окислители): хлорная, бромная, йодная вода, представляющие собой смеси свободного галогена и соответствующих кислот.

Соли кислородсодержащих кислот галогенов более устойчивы и являются сильными окислителями.

Наибольшее значение имеют соли гипохлоритной (хлорноватистой) кислоты – гипохлориты, которые получаются при действии хлора на растворы едких щелочей или карбонатов щелочных металлов.

2K₂CO₃+Cl₂+H₂O→KClO+KCl+2KHCO₃

Гипохлориты обладают обесцвечивающим действием, что обусловлено их окислительными свойствами.

Применяются для отбеливания тканей. Так, гипохлорит калия KClO в растворе носит название жавелевой воды (по названию местечка Жавель под Парижем). Раствор, содержащий гипохлорит натрия – называется лаборраковой водой.

2Na₂CO₃+Cl₂+H₂O→NaClO+NaCl+2NaHCO₃

На холоду реакция протекает аналогично с растворами щелочей

2NaOH+Cl₂→NaClO+NaCl+H₂O

Хлорная (белильная) известь – получается при пропускании хлора в гашеную известь и представляет собой смешанную кальциевую соль гипохлоритной и хлоридной кислот.

Ca(OH)₂+Cl₂→Ca +H₂O

Белый порошок с характерным резким запахом. Широко применяется для дезинфекции санузлов, как отбеливающее средство и для дегазации БОВ (боевых отравляющих веществ). Во влажном воздухе при действии диоксида углеродаCO₂ (из воздуха) разлагается

Ca +CO₂+(H₂O)→CaCO₃+Cl₂+(H₂O)

При действии кислот выделяется свободный хлор

Ca 2HCl→CaCl₂+Cl₂+H₂O

Cl^- -e↔Cl⁰ OCl^-+2H⁺+e↔Cl⁰+H₂O

Выделившийся хлор называется активным хлором хлорной извести и по его количественному содержанию судят о качестве хлорной извести.

Аналогично хлору взаимодействуют со щелочами бром и йод:

Br₂+2KOH→KBrO+KBr+H₂O

I₂+2KOH→KIO+KI+H₂O

Гипобромиты и гипойодиты также обладают окислительными и отбеливающими свойствами.

Кислоты, соответствующие степени окисления галогенов 3+

HClO₂ -хлоритная (хлористая) кислота, неустойчивое соединение, разлагается при обычной температуре, практического значения не имеет.

Соли – хлориты – сильные окислители, при ударе и нагревании разлагаются со взрывом.

NaClO₂ - хлорит натрия, применяется как отбеливающее средство для тканей в составе (0,4%) стиральных порошков.

Кислоты, соответствующие степени окисления галогенов 5+

HClO₃ хлоратная	HBrO₃ броматная		HIO₃ йодатная
известны только в растворах		выделена в виде легкорастворимых кристаллов
по свойствам аналогичны, так HClO₃ - сильная кислота и сильный окислитель		более устойчива, но слабее как кислота и более слабый окислитель

Соли – хлораты, броматы, йодаты – устойчивые соединения, окислители, однако более слабые, чем гипогалогениты:

KClO₃→KBrO₃→KIO₃

устойчивость возрастает

Соли могут быть получены при взаимодействии галогенов с горячими растворами щелочей:

3Cl₂+6KOH↔KClO₃+5KCl+3H₂O

Cl₂+12OH^- -10e↔2ClO₃^-+6H₂O Cl₂+2e↔2Cl^-

6Cl2+12OH^-↔2ClO₃^-+10Cl^-+6H₂O

При охлаждении раствора выпадает менее растворимый хлорат калия. Аналогично получают:

3Br₂+6KOH↔KBrO₃+5KBr+3H₂O

3I₂+6KOH↔KIO₃+5KI+3H₂O

KClO₃-хлорат калия, бертолетова соль. Является соединением которое применяется для получения кислорода в лабораторных условиях:

t⁰C

KClO₃→2KCl+3O₂

MnO₂

с серой, фосфором и углеродом хлорат калия образует сильно взрывчатые смеси (при ударе!), поэтому широко применяется в пиротехнике и спичечном производстве ( в головке спички до 50%KClO₃).

KBrO₃KIO₃- бромат и йодат калия имеют большое значение как реактивы в фармацевтическом анализе.

Самое важное значение имеют следующие реакции, которые протекают только в кислой среде:

5KI+KIO₃+3H₂SO₄↔3I₂+3K₂SO₄+3H₂O

2IO₃^-+12H⁺+10e↔I₂+6H₂O 2I^- -2e↔I₂

2IO₃^-+10I^-+12H⁺↔6I₂+6H₂O

IO₃^-+5I^-+6H₂O↔3I₂+3H₂O

Аналогично протекает реакция:

5KBr+KBrO₃+3H₂SO₄↔3Br₂+3K₂SO₄+3H₂O

Кислоты, соответствующие степени окисления галогенов +7

HClO₄ -хлорная

HIO₄ -йодная

HClO₄ -самая устойчивая из кислородсодержащих кислот хлора и самая сильная из существующих кислот вообще. Сильный окислитель, но слабее, чем хлоратная кислота.

Безводная хлорная кислота – бесцветная сильно дымящая жидкость, при нагревании или иногда при хранении взрывается, особенно при соприкосновении с горючими веществами. Водные растворы этой кислоты устойчивы.

Кислота находит применение в химической практике как реактив.

H₅IO₆ -ортойодная кислота или

IO(OH)₅ -кристаллическое бесцветное гигроскопическое вещество, слабая кислота.

Соли этих кислот называются перхлоратами и перйодатами.

Перхлораты самые устойчивые из кислородных соединений хлора. Все соли хорошо растворимы, как исключение, мало растворим KClO₄ -перхлорат калия.

Перйодаты менее растворимы, чем перхлораты.

Межгалогенные соединения

Все галогены образуют соединения между собой, причем подобных соединений очень много. Чем дальше стоят галогены друг от друга в подгруппе, тем больше образуется соединений. Эти соединения получаются путем непосредственного взаимодействия галогенов, а образующиеся интергалогенные соединения чрезвычайно реакционноспособны. Наиболее ярко эта способность интергалогенных соединений проявляется вClF₃ (трифторид хлора), в атмосфере которого воспламеняется даже стеклянная вата. Большинство полученных соединений неполярны. рядом стоящие галогены чаще всего проявляют одновалентность: ClF, BrCl, IBr,а далеко стоящие – различную: IF₅, IF₇, BrF₃, BrF₅

В химическом и фармацевтическом анализе широко применяется в окислительно-восстановительных методах титриметрического количественного анализа и как электрофильный реагент при взаимодействии с органическими соединениями, в структуре которых имеется бензольный цикл.

Углерод является элементом IV группы второго периода. Электронное строение его атома - 1s²2s²2p². Как видно, число электронов на валентном уровне совпадает с числом валентных орбиталей и это приводит к тому, что в соединениях с ковалентным характером связи атом углерода стремится быть четырехвалентным, образуя четыре ковалентных связи по обменному механизму. Это могут быть и s-, и p-связи, которые весьма прочны, как и у всех элементов II периода. У углерода нет особого предпочтения ни к тем, ни к другим.

У атома углерода среднее значение ЭО, поэтому для него очень характерно образование прочных гомоатомных связей. Эти связи - короткие и не дестабилизируются межэлектронным расталкиванием, как, например, у кислорода или азота. Отсюда - огромное разнообразие органических соединений.

Степени окисления углерода лежат в интервале от – 4 до + 4, и в этом диапазоне для углерода возможны все степени окисления, причем в одном и том же соединении атомы углерода могут иметь разные степени окисления. У углерода, подобно азоту, невозможно выделить самую устойчивую степень окисления.