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