Получение галогенов

Лабораторные способы синтеза хлора

В лабораторных условиях хлор ($Cl_2$) традиционно получают окислением соляной кислоты ($HCl$) различными сильными реагентами.

1. Окисление перманганатом калия ($KMnO_4$) Это наиболее простой и распространенный метод. При контакте кристаллических гранул перманганата калия с концентрированной соляной кислотой наблюдается активное вспенивание смеси. В результате выделяется зеленоватый газ, обладающий резким, удушливым запахом. Уравнение: $2KMnO_4 + 16HCl \rightarrow 2MnCl_2 + 5Cl_2\uparrow + 8H_2O + 2KCl$. Модификация: Вместо чистой $HCl$ можно применить смесь раствора хлорида натрия ($NaCl$) и серной кислоты ($H_2SO_4$). Важно помнить, что без добавления серной кислоты реакция между $KMnO_4$ и $NaCl$ не протекает. Безопасность: Хлор крайне токсичен. Эксперимент проводят с использованием микроколичеств реагентов (не более 5 капель) или в специализированной герметичной посуде.

2. Окисление оксидом марганца(IV) ($MnO_2$) Черный порошок диоксида марганца реагирует с соляной кислотой только при нагревании. Уравнение: $MnO_2 + 4HCl \xrightarrow{t^\circ} MnCl_2 + Cl_2\uparrow + 2H_2O$. Огромный плюс этого способа — возможность прервать процесс в любой момент: как только источник тепла убирают, выделение газа прекращается.

3. Окисление дихроматом калия ($K_2Cr_2O_7$) Смешивание оранжевых кристаллов дихромата с кислотой приводит к постепенному появлению запаха хлора. Раствор при этом меняет цвет с оранжевого на зеленый (индикатор образования хлорида хрома(III) — $CrCl_3$). Уравнение: $K_2Cr_2O_7 + 14HCl \rightarrow 2CrCl_3 + 3Cl_2\uparrow + 7H_2O + 2KCl$. Так как окислительные способности продуктов и реагентов близки, реакция является обратимой и протекает медленно. Для ускорения выделения хлора колбу необходимо нагревать.

4. Реакция с хлоратом калия (бертолетовой солью) Пример химического получения, основанный на принципе конпропорционирования (взаимодействие соединений хлора в отрицательной и положительной степенях окисления). Уравнение: $KClO_3 + HCl \rightarrow Cl_2\uparrow + KCl + H_2O$.

Промышленное получение хлора и фтора

Масштабное производство требует экономически выгодных методов, поэтому химические окислители заменяют электрическим током.

Хлор получают электролизом водного раствора хлорида натрия ($NaCl$). В ходе процесса продукты распределяются следующим образом:

• На аноде выделяется целевой газ — хлор ($Cl_2$).
• На катоде образуется газообразный водород ($H_2$).
• В электролите накапливается гидроксид натрия ($NaOH$).

Уравнение: $2NaCl + 2H_2O \xrightarrow{электролиз} H_2\uparrow + Cl_2\uparrow + 2NaOH$. Водород и щелочь не утилизируются, а выступают как ценные побочные продукты химического производства.

Фтор ($F_2$) — самый трудоемкий для получения элемент группы. Будучи сильнейшим окислителем в природе, он не поддается химическому окислению — не существует реагента, способного отнять электрон у фторид-иона. Поэтому единственный доступный метод — электролиз расплавов фторидов. В качестве сырья используют кислый фторид калия ($KF\cdot HF$), процесс ведут при температуре плавления около 240 °C.

Синтез брома и йода методом вытеснения

Бромиды и йодиды окисляются гораздо легче, чем хлориды. В связи с этим бром и йод получают реакцией вытеснения из водных растворов их солей. В качестве окислителя выступает более активный галоген — газообразный хлор. Общее уравнение на примере солей натрия: $2NaBr + Cl_2 \rightarrow Br_2 + 2NaCl$.

Реакции сопровождаются яркими визуальными изменениями:

При получении брома ($Br_2$):

1. Изначально бесцветный раствор окрашивается в желтый, а затем в насыщенный оранжевый цвет (накопление растворенного брома).
2. Если концентрация реагентов велика, на дне сосуда собирается тяжелая красно-бурая жидкость (чистый жидкий бром).
3. В воздухе появляется характерный тяжелый, неприятный запах.

При получении йода ($I_2$):

1. Цвет раствора усиливается от светло-желтого до насыщенного оттенка «крепкого чая».
2. Вскоре начинается выпадение черного осадка (кристаллы йода).
3. После выпадения осадка надосадочная жидкость вновь светлеет до бледно-желтой.

Механизм изменения цвета йодного раствора: Окраска «крепкого чая» обусловлена не самим свободным йодом, а формированием комплекса между йодид-ионами и молекулами йода: $I^- + I_2 \rightleftharpoons I_3^-$. По мере того как хлор вытесняет йод, концентрация исходных ионов $I^-$ в растворе падает. Равновесие реакции смещается влево (в сторону распада комплекса $I_3^-$), и свободный $I_2$, обладающий низкой растворимостью, выпадает в осадок.

Окисление галогенидов кислородом воздуха

Некоторые галогенид-ионы способны окисляться даже под действием обычного атмосферного кислорода ($O_2$), без добавления специализированных реагентов.

• Йодиды: Подвергаются медленному окислению на воздухе. Визуально это проявляется тем, что растворы со временем желтеют. Данному процессу сильно способствует кислая среда. Если же взять раствор йодоводорода ($HI$), то он темнеет очень быстро из-за стремительного образования большого количества свободного $I_2$.
• Хлориды и бромиды: Обладают большей химической стабильностью и с кислородом воздуха не взаимодействуют.

Вопросы с занятий и экзамена

Что ещё разобрать по теме

• Механизм образования и распада комплекса трийодид-иона
• Кинетика окисления соляной кислоты дихроматом калия
• Реакции конпропорционирования галогенов
• Влияние pH среды на скорость окисления йодидов атмосферным кислородом

Другие темы раздела «Глава 9. Элементы группы VIIA — галогены»

Материал подготовлен преподавателями Школы Сеченова по учебной программе медицинских вузов. Носит образовательный характер.