Разделы сайта
Выбор редакции:
- Лицо зимы поэтические цитаты для детей
- Урок русского языка "мягкий знак после шипящих у существительных"
- Щедрое дерево (притча) Как придумать счастливый конец сказки щедрое дерево
- План-конспект урока по окружающему миру на тему "Когда наступит лето?
- Восточная Азия: страны, население, язык, религия, история Являясь противником лженаучных теорий деления человеческих рас на низшие и высшие, он доказал справед
- Классификация категорий годности к военной службе
- Неправильный прикус и армия Неправильный прикус не берут в армию
- К чему снится умершая мама живой: толкования сонников
- Под какими знаками зодиака рождаются в апреле
- К чему снится шторм на море волны
Реклама
Галогенные металлы. Химические свойства галогенов |
Подгруппу галогенов составляют элементы фтор, хлор, бром и иод. Электронные конфигурации внешнего валентного слоя галогенов относятся к типу соответственно у фтора, хлора, брома и иода). Такие электронные конфигурации обусловливают типичные окислительные свойства галогенов - способностью присоединять электроны обладают все галогены, хотя при переходе к иоду окислительная способность галогенов ослабляется. При обычных условиях галогены существуют в виде простых веществ, состоящих из двухатомных молекул типа с ковалентными связями. Физические свойства галогенов существенно различаются: так, при нормальных условиях фтор - газ, который трудно сжижается, хлор - также газ, но сжижается легко, бром - жидкость, иод - твердое вещество. Химические свойства галогенов.В отличие от всех других галогенов фтор во всех своих соединениях проявляет только одну степень окисления 1- и не проявляет переменной валентности. Для других галогенов наиболее характерной степенью окисления также является 1-, однако благодаря наличию свободных -орбиталей на внешнем уровне они могут проявлять и другие нечетные степени окисления от до за счет частичного или полного распаривания валентных электронов. Наибольшей активностью обладает фтор. Большинство металлов даже при комнатной температуре загорается в его атмосфере, выделяя большое количество теплоты, например: Без нагревания фтор реагирует и со многими неметаллами (водородом - см. выше, ), выделяя при этом также большое количество теплоты: При нагревании фтор окисляет все другие галогены по схеме: где , причем в соединениях степени окисления хлора, брома и иода равны . Наконец, при облучении фтор реагирует даже с инертными газами: Взаимодействие фтора со сложными веществами также протекает очень энергично. Так, он окисляет воду, при этом реакция носит взрывной характер: 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, например: Для этих реакций, как и для всех других, очень важны условия их протекания. Так, при комнатной температуре хлор с водородом не реагирует; при нагревании эта реакция протекает, но оказывается сильно обратимой, а при мощном облучении протекает необратимо (со взрывом) по цепному механизму. Хлор вступает в реакции со многими сложными веществами, например замещения и присоединения с углеводородами: Хлор способен при. нагревании вытеснять бром или иод из их соединений с водородом или металлами: а также обратимо реагирует с водой: Хлор, растворяясь в воде и частично реагируя с ней, как это показано выше, образует равновесную смесь веществ, называемую хлорной водой. Заметим также, что хлор в левой части последнего уравнения имеет степень окисления 0. В результате реакции у одних атомов хлора степень окисления стала 1- (в ), у других (в хлорноватистой кислоте ). Такая реакция - пример реакции самоокисления-самовосстановления, или диспропорционирования. Напомним, что хлор может таким же образом реагировать (диспропорционировать) с щелочами (см. раздел «Основания» в § 8). Химическая активность брома меньше, чем фтора и хлора, но все же достаточно велика в связи с тем, что бром обычно используют в жидком состоянии и поэтому его исходные концентрации при прочих равных условиях больше, чем у хлора. Являясь более «мягким» реагентом, бром находит широкое применение в органической химии. Отметим, что бром, так же, как и хлор, растворяется в воде, и, частично реагируя с ней, образует так называемую «бромную воду», тогда как иод практически в воде не растворим и не способен ее окислять даже при нагревании; по этой причине не существует «йодной воды». Получение галогенов.Наиболее распространенным технологическим методом получения фтора и хлора является электролиз расплавов их солей (см. § 7). Бром и иод в промышленности, как правило, получают химическим способом. В лаборатории хлор получают действием различных окислителей на соляную кислоту, например: Еще более эффективно окисление проводится перманганатом калия - см. раздел «Кислоты» в § 8. Галогеноводороды и галогеноводородные кислоты.Все галогеноводороды при обычных условиях газообразны. Химическая связь, осуществляемая в их молекулах, - ковалентная полярная, причем полярность связи в ряду падает. Прочность связи также уменьшается в этом ряду. Вследствие своей полярности, все галогеноводороды, в отличие от галогенов, хорошо растворимы в воде. Так, при комнатной температуре в 1 объеме воды можно растворить около 400 объемов объемов и около 400 объемов При растворении галогеноводородов в воде происходит их диссоциация на ионы, и образуются растворы соответствующих галогеноводородных кислот. Причем при растворении и HCI диссоциируют почти полностью, поэтому образующиеся кислоты относятся к числу сильных. В отличие от них, фтороводородная (плавиковая) кислота является слабой. Это объясняется ассоциацией молекул HF вследствие возникновения между ними водородных связей. Таким образом, сила кислот уменьшается от HI к HF. Поскольку отрицательные ионы галогеноводородных кислот могут проявлять только восстановительные свойства, то при взаимодействии этих кислот с металлами окисление последних может происходить только за счет ионов Поэтому кислоты реагируют только с металлами, стоящими в ряду напряжений левее водорода. Все галогениды металлов, за исключением солей Ag и Pb, хорошо растворимы в воде. Малая растворимость галогенидов серебра позволяет использовать обменную реакцию типа как качественную для обнаружения соответствующих ионов. В результате реакции AgCl выпадает в виде осадка белого цвета, AgBr - желтовато-белого, Agl - ярко-желтого цвета. В отличие от других галогеноводородных кислот, плавиковая кислота взаимодействует с оксидом кремния (IV): Так как оксид кремния входит в состав стекла, то плавиковая кислота разъедает стекло, и поэтому в лабораториях ее хранят в сосудах из полиэтилена или тефлона. Все галогены, кроме фтора, могут образовывать соединения, в которых они обладают положительной степенью окисления. Наиболее важными из таких соединений являются кислородсодержащие кислоты галогенов типа и соответствующие им соли и ангидриды. ОБЩАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА Галогены (от греч. halos - соль и genes - образующий) - элементы главной подгруппы VII группы периодической системы: фтор, хлор, бром, йод, астат. Таблица. Электронное строение и некоторые свойства атомов и молекул галогенов
1) Общая электронная конфигурация внешнего энергетического уровня - nS2nP5. ФТОР И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ Фтор F2 - открыл А. Муассан в 1886 г. Физические свойства Газ светло-желтого цвета; t°пл.= -219°C, t°кип.= -183°C. Получение Электролиз расплава гидрофторида калия KHF2: F2 - самый сильный окислитель из всех веществ: 1. 2F2 + 2H2O ® 4HF + O2 Фтористый водород Физические свойства Бесцветный газ, хорошо растворим в воде t°пл. = - 83,5°C; t°кип. = 19,5°C; Получение CaF2 + H2SO4(конц.) ® CaSO4 + 2HF Химические свойства 1) Раствор HF в воде - слабая кислота (плавиковая): HF « H+ + F- Соли плавиковой кислоты - фториды 2) Плавиковая кислота растворяет стекло: SiO2 + 4HF ® SiF4+ 2H2O SiF4 + 2HF ® H2 гексафторкремниевая кислота ХЛОР И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ Хлор Cl2 - открыт К. Шееле в 1774 г. Физические свойства Газ желто-зеленого цвета, t°пл. = -101°C, t°кип. = -34°С. Получение Окисление ионов Cl- сильными окислителями или электрическим током: MnO2 + 4HCl ® MnCl2 + Cl2 + 2H2O электролиз раствора NaCl (промышленный способ): 2NaCl + 2H2O ® H2 + Cl2 + 2NaOH Химические свойства Хлор - сильный окислитель. 1) Реакции с металлами: 2Na + Cl2 ® 2NaCl 2) Реакции с неметаллами: H2 + Cl2 –hn® 2HCl 3) Реакция с водой: Cl2 + H2O « HCl + HClO 4) Реакции со щелочами: Cl2 + 2KOH –5°C® KCl + KClO + H2O 5) Вытесняет бром и йод из галогеноводородных кислот и их солей. Cl2 + 2KI ® 2KCl + I2 Соединения хлора Физические свойства Бесцветный газ с резким запахом, ядовитый, тяжелее воздуха, хорошо растворим в воде (1: 400). Получение 1) Синтетический способ (промышленный): H2 + Cl2 ® 2HCl 2) Гидросульфатный способ (лабораторный): NaCl(тв.) + H2SO4(конц.) ® NaHSO4 + HCl Химические свойства 1) Раствор HCl в воде - соляная кислота - сильная кислота: HCl « H+ + Cl- 2) Реагирует с металлами, стоящими в ряду напряжений до водорода: 2Al + 6HCl ® 2AlCl3 + 3H2 3) с оксидами металлов: MgO + 2HCl ® MgCl2 + H2O 4) с основаниями и аммиаком: HCl + KOH ® KCl + H2O 5) с солями: CaCO3 + 2HCl ® CaCl2 + H2O + CO2 Образование белого осадка хлорида серебра, нерастворимого в минеральных кислотах используется в качестве качественной реакции для обнаружения анионов Cl- в растворе. 2Fe + 3Cl2 ® 2FeCl3 Большинство хлоридов растворимы в воде (за исключением хлоридов серебра, свинца и одновалентной ртути). Хлорноватистая кислота HCl+1O Физические свойства Существует только в виде разбавленных водных растворов. Получение Cl2 + H2O « HCl + HClO Химические свойства HClO - слабая кислота и сильный окислитель: 1) Разлагается, выделяя атомарный кислород HClO –на свету® HCl + O 2) Со щелочами дает соли - гипохлориты HClO + KOH ® KClO + H2O 2HI + HClO ® I2¯ + HCl + H2O Хлористая кислота HCl+3O2 Физические свойства Существует только в водных растворах. Получение Образуется при взаимодействии пероксида водорода с оксидом хлора (IV), который получают из бертоллетовой соли и щавелевой кислоты в среде H2SO4: 2KClO3 + H2C2O4 + H2SO4 ® K2SO4 + 2CO2 + 2СlO2 + 2H2O Химические свойства HClO2 - слабая кислота и сильный окислитель; соли хлористой кислоты - хлориты: HClO2 + KOH ® KClO2 + H2O 2) Неустойчива, при хранении разлагается 4HClO2 ® HCl + HClO3 + 2ClO2 + H2O Хлорноватая кислота HCl+5O3 Физические свойства Устойчива только в водных растворах. Получение Ba (ClO3)2 + H2SO4 ® 2HClO3 + BaSO4¯ Химические свойства HClO3 - Сильная кислота и сильный окислитель; соли хлорноватой кислоты - хлораты: 6P + 5HClO3 ® 3P2O5 + 5HCl KClO3 - Бертоллетова соль; ее получают при пропускании хлора через подогретый (40°C) раствор KOH: 3Cl2 + 6KOH ® 5KCl + KClO3 + 3H2O Бертоллетову соль используют в качестве окислителя; при нагревании она разлагается: 4KClO3 –без кат® KCl + 3KClO4 Хлорная кислота HCl+7O4 Физические свойства Бесцветная жидкость, t°кип. = 25°C, t°пл.= -101°C. Получение KClO4 + H2SO4 ® KHSO4 + HClO4 Химические свойства HClO4 - очень сильная кислота и очень сильный окислитель; соли хлорной кислоты - перхлораты. HClO4 + KOH ® KClO4 + H2O 2) При нагревании хлорная кислота и ее соли разлагаются: 4HClO4 –t°® 4ClO2 + 3O2 + 2H2O БРОМ И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ Бром Br2 - открыт Ж. Баларом в 1826 г. Физические свойства Бурая жидкость с тяжелыми ядовитыми парами; имеет неприятный запах; r= 3,14 г/см3; t°пл. = -8°C; t°кип. = 58°C. Получение Окисление ионов Br - сильными окислителями: MnO2 + 4HBr ® MnBr2 + Br2 + 2H2O Химические свойства В свободном состоянии бром - сильный окислитель; а его водный раствор - "бромная вода" (содержащий 3,58% брома) обычно используется в качестве слабого окислителя. 1) Реагирует с металлами: 2Al + 3Br2 ® 2AlBr3 2) Реагирует с неметаллами: H2 + Br2 « 2HBr 3) Реагирует с водой и щелочами: Br2 + H2O « HBr + HBrO 4) Реагирует с сильными восстановителями: Br2 + 2HI ® I2 + 2HBr Бромистый водород HBr Физические свойства Бесцветный газ, хорошо растворим в воде; t°кип. = -67°С; t°пл. = -87°С. Получение 2NaBr + H3PO4 –t°® Na2HPO4 + 2HBr PBr3 + 3H2O ® H3PO3 + 3HBr Химические свойства Водный раствор бромистого водорода - бромистоводородная кислота еще более сильная, чем соляная. Она вступает в те же реакции, что и HCl: 1) Диссоциация: HBr « H+ + Br - 2) С металлами, стоящими в ряду напряжения до водорода: Mg + 2HBr ® MgBr2 + H2 3) с оксидами металлов: CaO + 2HBr ® CaBr2 + H2O 4) с основаниями и аммиаком: NaOH + HBr ® NaBr + H2O 5) с солями: MgCO3 + 2HBr ® MgBr2 + H2O + CO2 Соли бромистоводородной кислоты называются бромидами. Последняя реакция - образование желтого, нерастворимого в кислотах осадка бромида серебра служит для обнаружения аниона Br - в растворе. 6) HBr - сильный восстановитель: 2HBr + H2SO4(конц.) ® Br2 + SO2 + 2H2O Из кислородных кислот брома известны слабая бромноватистая HBr+1O и сильная бромноватая HBr+5O3. Йод I2 - открыт Б. Куртуа в 1811 г. Физические свойства Кристаллическое вещество темно-фиолетового цвета с металлическим блеском. Получение Окисление ионов I- сильными окислителями: Cl2 + 2KI ® 2KCl + I2 Химические свойства 1) c металлами: 2Al + 3I2 ® 2AlI3 2) c водородом: 3) с сильными восстановителями: I2 + SO2 + 2H2O ® H2SO4 + 2HI 4) со щелочами: 3I2 + 6NaOH ® 5NaI + NaIO3 + 3H2O Иодистый водород Физические свойства Бесцветный газ с резким запахом, хорошо растворим в воде, t°кип. = -35°С; t°пл. = -51°С. Получение I2 + H2S ® S + 2HI 2P + 3I2 + 6H2O ® 2H3PO3 + 6HI Химические свойства 1) Раствор HI в воде - сильная йодистоводородная кислота: HI « H+ + I- Соли йодистоводородной кислоты - йодиды (др. реакции HI см. св-ва HCl и HBr) 2) HI - очень сильный восстановитель: 2HI + Cl2 ® 2HCl + I2 3) Идентификация анионов I- в растворе: NaI + AgNO3 ® AgI¯ + NaNO3 Образуется темно-желтый осадок йодида серебра, нерастворимый в кислотах. Кислородные кислоты йода Йодноватая кислота HI+5O3 Бесцветное кристаллическое вещество, t°пл.= 110°С, хорошо растворимое в воде. Получают: 3I2 + 10HNO3 ® 6HIO3 + 10NO + 2H2O HIO3 - сильная кислота (соли - йодаты) и сильный окислитель. Йодная кислота H5I+7O6 Кристаллическое гигроскопичное вещество, хорошо растворимое в воде, t°пл.= 130°С. Физические свойства галогенов При обычных условиях F2 и С12-газы, Вr2-жидкость, I2 и At2- твердые вещества. В твердом состоянии галогены образуют молекулярные кристаллы. Жидкие галогены-диэлектрики. Все галогены, кроме фтора, растворяются в воде; йод растворяется хуже, чем хлор и бром, зато хорошо растворимы в спирте. 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, иода и астата равны +1. Наконец, при облучении фтор реагирует даже с инертными (благородными) газами: Хе + F2 = XeF2 + 152 кДж. 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. Особый интерес представляет реакция с водородом. Так, при комнатной температуре, без освещения хлор практически не реагирует с водородом, тогда как при нагревании или при освещении (например, на прямом солнечном свету) эта реакция протекает со взрывом по приведенному ниже цепному механизму: Cl2 + hν → 2Cl, Cl + Н2 → HCl + Н, Н + Cl2 → HCl + Cl, Cl + Н2 → HCl + Н и т. д. Возбуждение этой реакции происходит под действием фотонов (hν), которые вызывают диссоциацию молекул Cl2 на атомы - при этом возникает цепь последовательных реакций, в каждой из которых появляется частица, инициирующая начало последующей стадии. Реакция между Н2 и Cl2 послужила одним из первых объектов исследования цепных фотохимических реакций. Наибольший вклад в развитие представлений о цепных реакциях внёс русский учёный, лауреат Нобелевской премии (1956 год) Н. Н. Семёнов. Хлор вступает в реакцию со многими сложными веществами, например замещения и присоединения с углеводородами: СН3-СН3 + Cl2 → СН3-СН2Cl + HCl, СН2=СН2 + Cl2 → СН2Cl - СН2Cl. Хлор способен при нагревании вытеснять бром или иод из их соединений с водородом или металлами: Cl2 + 2HBr = 2HCl + Br2, Cl2 + 2HI = 2HCl + I2, Cl2 + 2KBr = 2KCl + Br2, а также обратимо реагирует с водой: Cl2 + Н2О = HCl + HClO - 25 кДж. Хлор, растворяясь в воде и частично реагируя с ней, как это показано выше, образует равновесную смесь веществ, называемую хлорной водой. Хлор может таким же образом реагировать (диспропорционировать) со щелочами: Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + Н2О (на холоде), 3Cl2 + 6КОН = 5KCl + KClO3 + 3Н2О (при нагревании). Химическая активность брома меньше, чем у фтора и хлора, но все же достаточно велика в связи с тем, что бром обычно используют в жидком состоянии и поэтому его исходные концентрации при прочих равных условиях больше, чем у хлора. Для примера приведем реакции взаимодействия брома с кремнием и водородом: Si + 2Br2 = SiBr4(ж) + 433 кДж, Н2 + Br2 = 2HBr(г) + 73 кДж. Иод существенно отличается по химической активности от остальных галогенов. Он не реагирует с большинством неметаллов, а с металлами медленно реагирует только при нагревании. Взаимодействие же иода с водородом происходит только при сильном нагревании, реакция является эндотермической и сильно обратимой: Н2 + I2 = 2HI - 53 кДж. Астат ещё менее реакционноспособен, чем иод. Но и он реагирует с металлами (например с литием): 2Li + At2 = 2LiAt - астатид лития. Таким образом, химическая активность галогенов последовательно уменьшается от фтора к астату. Каждый галоген в ряду F - At может вытеснять последующий из его соединений с водородом или металлами. Цинк - элемент побочной подгруппы второй группы, четвёртого периода периодической системы, с атомным номером 30. Цинк - хрупкий переходный металл голубовато-белого цвета (тускнеет на воздухе, покрываясь тонким слоем оксида цинка). В природе. Цинк в природе как самородный металл не встречается. Из 27 минералов цинка практически важным являются цинковая обманка ZnS и цинковый шпат ZnCO3. Получение. Цинк добывают из полиметаллических руд, содержащих Zn в виде сульфида. Руды обогащают, получая цинковые концентраты и одновременно свинцовые и медные концентраты. Цинковые концентраты обжигают в печах, переводя сульфид цинка в оксид ZnO: 2ZnS + 3O2 = 2ZnO = 2SO2 Чистый цинк из оксида ZnO получают двумя способами. По пирометаллургическому способу, существующему издавна, обожженный концентрат подвергают спеканию для придания зернистости и газопроницаемости, а затем восстанавливают углем или коксом при 1200-1300 °C: ZnO + С = Zn + CO. Основной способ получения цинка - электролитический (гидрометаллургический). Обожженные концентраты обрабатывают серной кислотой; получаемый сульфатный раствор очищают от примесей (осаждением их цинковой пылью) и подвергают электролизу в ваннах, плотно выложенных внутри свинцом или винипластом. Цинк осаждается на алюминиевых катодах. Физические свойства . В чистом виде - пластичный серебристо-белый металл. При комнатной температуре хрупок, при 100-150 °C цинк пластичен. Температура плавления = 419,6 °C, температура кипения= 906,2 °C. Химические свойства. Типичный пример металла, образующего амфотерные соединения. Амфотерными являются соединения цинка ZnO и Zn(OH)2. Стандартный электродный потенциал −0,76 В, в ряду стандартных потенциалов расположен до железа. На воздухе цинк покрывается тонкой пленкой оксида ZnO. При сильном нагревании сгорает с образованием амфотерного белого оксида ZnO: Оксид цинка реагирует как с растворами кислот: так и щелочами: Цинк обычной чистоты активно реагирует с растворами кислот: и растворами щелочей: образуя гидроксоцинкаты. С растворами кислот и щелочей очень чистый цинк не реагирует. Взаимодействие начинается при добавлении нескольких капель раствора сульфата меди CuSO4. При нагревании цинк реагирует с галогенами с образованием галогенидов ZnHal2. С фосфором цинк образует фосфиды Zn3P2 и ZnP2. С серой и её аналогами - селеном и теллуром - различные халькогениды, ZnS, ZnSe, ZnSe2 и ZnTe. С водородом, азотом, углеродом, кремнием и бором цинк непосредственно не реагирует. Нитрид Zn3N2 получают реакцией цинка с аммиаком при 550-600 °C. В водных растворах ионы цинка Zn2+ образуют аквакомплексы 2+ и 2+. Химия Элементов Неметаллы VIIА-подгруппы Элементы VIIА-подгруппы являются типичными неметаллами с высокой электротрицательностью, они имеют групповое название – «галогены». Основные вопросы, рассматриваемые в лекции Общая характеристика неметаллов VIIА-подгруппы. Электронное строение, важнейшие характеристики атомов. Наиболее характерные сте- пени окисления. Особенности химии галогенов. Простые вещества. Природные соединения. Соединения галогенов Галогенводородные кислоты и их соли. Соляная и плавиковая ки- слота, получение и применение. Галогенидные комплексы. Бинарные кислородные соединения галогенов. Неустойчивость ок- Окислительно-восстановительные свойства простых веществ и со- единений. Реакции диспропорционирования. Диаграммы Латимера.
Химия элементов VIIA-подгруппы Общая характеристика
VIIА-группу образуют р-элементы: фтор F, хлор Cl, бром Br, иод I и астат At. Общая формула валентных электронов – ns 2 np 5 . Все элементы VIIА-группы – типичные неметаллы.
для формирования устойчивой восьмиэлектронной обо- лочки, поэтому у них сильно выражена тенденция к присоединению электрона. Все элементы легко образуют простые однозаряд- ные анионы Г – . В форме простых анионов элементы VIIА-группы находятся в природной воде и в кристаллах природных солей, например, галита NaCl, сильвина KCl, флюорита CaF2 . Общее групповое название элементов VIIА- группы «галогены» , т. е. «рождающие соли», связано с тем, что большинство их соединений с металлами пред- ставляет собой типичные соли (CaF2 , NaCl, MgBr2 , KI), ко- торые могут быть получены при непосредственном взаи- модействии металла с галогеном. Свободные галогены получают из природных солей, поэтому название «галогены» также переводят, как «рожденные из солей».
Минимальная степень окисления (–1) является наиболее устойчивой у всех галогенов. Некоторые характеристики атомов элементов VIIА-группы приведены в Важнейшие характеристики атомов элементов VIIА-группы
Галогены отличаются высоким сродством к электрону (максимальным у Cl) и очень большой энергией ионизации (максимальной у F) и максимально возможной в каждом из периодов электроотрицательностью. Фтор – самый электроотрицательный из всех химических элементов. Наличие одного неспаренного электрона в атомах галогенов обуславли- вает объединение атомов в простых веществах в двухатомные молекулы Г2 . Для простых веществ галогенов наиболее характерны окислитель- ные свойства , наиболее сильные у F2 и ослабевающие при переходе к I2 . Галогены характеризуются наибольшей реакционной способностью из всех неметаллических элементов. Фтор даже среди галогенов выделя- ется чрезвычайно высокой активностью. Элемент второго периода – фтор наиболее сильно отличается от дру- гих элементов подгруппы . Это общая закономерность для всех неметаллов.
Фтор , как самый электроотрицательный элемент,не проявляет поло- жительных степеней окисления . В любых соединениях, в том числе с ки- слородом, фтор находится в степени окисления (-1). Все остальные галогены проявляют положительные степени окис- ления вплоть до максимальной +7. Наиболее характерные степени окисления галогенов: F : -1, 0; Cl, Br, I: -1, 0, +1, +3, +5, +7. У Cl известны оксиды, в которых он находится в степенях окисления: +4 и +6. Наиболее важными соединениями галогенов, в положительных сте- пенях окисления, являются кислородсодержащие кислоты и их соли. Все соединения галогенов в положительных степенях окисления яв- ляются сильными окислителями. жуточную степень окисления. Диспропорционированию способствует щелочная среда. Практическое применение простых веществ и кислородных соедине- ний галогенов связано главным образом с их окислительным действием. Самое широкое практическое применение находят простые вещества Cl2 и F2 . Наибольшее количество хлора и фтора расходуется в промышленном ор- ганическом синтезе: в производстве пластмасс, хладоагентов, растворителей, ядохимикатов, лекарств. Значительное количество хлора и йода используется для получения металлов и для их рафинирования. Хлор используется также для отбеливания целлюлозы, для обеззараживания питьевой воды и в произ- водстве хлорной извести и соляной кислоты. Соли оксокислот используются в производстве взрывчатых веществ.
Широкое практическое применение находят кислоты – соляная и плави- Фтор и хлор принадлежат к двадцати самым распространенным элемен- там, значительно меньше в природе брома и иода. Все галогены находятся в природе в степени окисления (–1). Лишь йод встречается в виде соли KIO3 , которая как примесь входит в чилийскую селитру (KNO3 ). Астат – искусственно полученный радиоактивный элемент (его нет в природе). Неустойчивость At отражается в названии, которое происходит от греч. «астатос» – «неустойчивый». Астат является удобным –излучателем для радиотерапии раковых опухолей. Простые вещества Простые вещества галогенов образованы двухатомными молекулами Г2 . В простых веществах при переходе от F2 к I2 с увеличением числа элек- тронных слоев и возрастанием поляризуемости атомов происходит усиление межмолекулярного взаимодействия, приводящее к изменению агрегатного со- стояния при стандартных условиях. Фтор (при обычных условиях) – желтый газ, при –181о С переходит в жидкое состояние. Хлор – желто-зеленый газ, переходит в жидкость при –34о С. С цветом га- за связано название Cl, оно происходит от греческого «хлорос» – «желто– зеленый». Резкое повышение температуры кипения у Cl2 по сравнению с F2 , указывает на усиление межмолекулярного взаимодействия. Бром – темно-красная, очень летучая жидкость, кипит при 58,8о С. На- звание элемента связано с резким неприятным запахом газа и образовано от «бромос» – «зловонный». Йод – темно-фиолетовые кристаллы, со слабым «металлическим» бле- ском, которые при нагревании легко возгоняется, образуя фиолетовые пары;
кипения йода равна 183о С. От цвета паров йода происходит его название – «иодос» – «фиолетовый». Все простые вещества имеют резкий запах и являются ядовитыми. Вдыхание их паров вызывает раздражение слизистых оболочек и дыхательных органов, а при больших концентрациях – удушье. Во время первой мировой войны хлор применяли в качестве отравляющего вещества. Газообразный фтор и жидкий бром вызывают ожоги кожи. Работая с га- логенами, следует соблюдать меры предосторожности. Поскольку простые вещества галогенов образованы неполярными моле- кулами, они хорошо растворяются в неполярных органических растворителях: спирте, бензоле, четыреххлористом углероде и т. п. В воде хлор, бром и иод ограниченно растворимы, их водные растворы называют хлорной, бромной и иодной водой. Лучше других растворяется Br2 , концентрация брома в насы- щенном растворе достигает 0,2 моль/л, а хлора – 0,1 моль/л. Фтор разлагает воду: 2F2 + 2H2 O = O2 + 4HF Галогены проявляют высокую окислительную активность и перехо- дят в галогенидные анионы. Г2 + 2e– 2Г– Особенно высокой окислительной активностью обладает фтор. Фтор окисляет благородные металлы (Au, Pt). Pt + 3F2 = PtF6 Взаимодействует даже с некоторыми инертными газами (криптоном, ксеноном и радоном), например, Xe + 2F2 = XeF4 В атмосфере F2 горят многие очень устойчивые соединения, например, вода, кварц (SiO2 ). SiO2 + 2F2 = SiF4 + O2
В реакциях с фтором даже такие сильные окислители, как азотная и сер- ная кислота, выступают в роли восстановителей, при этом фтор окисляет вхо- дящий в их состав О(–2). 2HNO3 + 4F2 = 2NF3 + 2HF + 3O2 H2 SO4 + 4F2 = SF6 + 2HF + 2O2 Высокая реакционная способность F2 создает трудности с выбором кон- струкционных материалов для работы с ним. Обычно для этих целей использу- ют никель и медь, которые, окисляясь, образуют на своей поверхности плотные защитные пленки фторидов. Название F связано с его агрессивным действи- ем, оно происходит от греч. «фторос» – «разрушающий». В ряду F2 , Cl2 , Br2 , I2 окислительная способность ослабевает из-за уве- личения размера атомов и уменьшения электроотрицательности. В водных растворах окислительные и восстановительные свойства ве- ществ обычно характеризуют с помощью электродных потенциалов. В таблице приведены стандартные электродные потенциалы (Ео , В) для полуреакций вос- становления галогенов. Для сравнения также приведено значение Ео для ки- слорода – самого распространенного окислителя. Стандартные электродные потенциалы для простых веществ галогенов
Уменьшение окислительной активности Как видно из таблицы, F2 – окислитель значительно более сильный, чем О2 , поэтому F2 в водных растворах не существует, он окисляет воду, восстанавливаясь до F– . Судя по значению Eо окислительная способность Cl2
также выше, чем у О2 . Действительно при длительном хранении хлорной воды происходит ее разложение с выделением кислорода и с образованием HCl. Но реакция идет медленно (молекула Cl2 заметно прочнее, чем молекула F2 и энергия активации для реакций с хлором выше), быстрее происходит диспро- порционирование: Cl2 + H2 O HCl + HOCl В воде оно не доходит до конца (К = 3,9 . 10–4 ), поэтому Cl2 существует в водных растворах. Еще большей устойчивостью в воде характеризуются Br2 и I2 . Диспропорционирование это очень характерная окислительно- восстановительная реакция для галогенов. Диспропорционирование уси- ливается в щелочной среде. Диспропорционирование Cl2 в щелочи приводит к образованию анионов Cl– и ClO– . Константа диспропорционирования равна 7,5. 1015 . Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H2 O При диспропорционировании йода в щелочи образуются I– и IO3 – . Ана- логично йоду диспропорционирует Br2 . Изменение продукта диспропорцио- нирования обусловлено тем, что анионы ГО– и ГО2 – у Br и I неустойчивы. Реакция диспропорционирования хлора используется в промышленно- сти для получения сильного и быстро действующего окислителя гипохлорита, белильной извести, бертолетовой соли. 3Cl2 + 6 KOH = 5KCl + KClO3 + 3H2 O
Взаимодействие галогенов с металлами Галогены энергично взаимодействуют со многими металлами, например: Mg + Cl2 = MgCl2 Ti + 2I2 TiI4 ГалогенидыNa + , в которых металл имеет низкую степень окисления (+1, +2), – это солеобразные соединения с преимущественно ионной связью. Как прави- ло, ионные галогениды – это твердые вещества с высокой температурой плав- Галогениды металлов, в которых металл имеет высокую степень окисле- ния, – это соединения с преимущественно ковалентной связью. Многие из них при обычных условиях являются газами, жидкостями или легкоплавкими твердыми веществами. Например, WF6 – газ, MoF6 – жидкость, TiCl4 – жидкость. Взаимодействие галогенов с неметаллами Галогены непосредственно взаимодействуют со многими неметаллами: водородом, фосфором, серой и др. Например: H2 + Cl2 = 2HCl 2P + 3Br2 = 2PBr3 S + 3F2 = SF6 Связь в галогенидах неметаллов преимущественно ковалентная. Обычно эти соединения имеют невысокие температуры плавления и кипения. При переходе от фтора к йоду ковалентный характер галогенидов усиливается. Ковалентные галогениды типичных неметаллов являются кислотными соединениями; при взаимодействии с водой они гидролизуются с образованием кислот. Например: PBr3 + 3H2 O = 3HBr + H3 PO3 PI3 + 3H2 O = 3HI + H3 PO3 PCl5 + 4H2 O = 5HCl + H3 POинтерга- лиды . В этих соединениях более легкий и более электроотрицательный галоген находится в степени окисления (–1), а более тяжелый – в положительной сте- пени окисления. За счет непосредственного взаимодействия галогенов при нагревании получаются: ClF, BrF, BrCl, ICl. Существуют и более сложные интергалиды: ClF3 , BrF3 , BrF5 , IF5 , IF7 , ICl3 . Все интергалиды при обычных условиях – жидкие вещества с низкими температурами кипения. Интергалиды имеют высокую окислительную ак- тивность . Например, в парах ClF3 горят такие химически устойчивые вещества, как SiO2 , Al2 O3 , MgO и др. 2Al2 O3 + 4ClF3 = 4 AlF3 + 3O2 + 2Cl2 Фторид ClF 3 – агрессивный фторирующий реагент, действующий быст- рее F2 . Его применяют в органических синтезах и для получения защитных пленок на поверхности никелевой аппаратуры для работы с фтором. В воде интергалиды гидролизуются с образованием кислот. Например, ClF5 + 3H2 O = HClO3 + 5HF Галогены в природе. Получение простых веществ В промышленности галогены получают из их природных соединений. Все процессы получения свободных галогенов основаны на окислении галоге- нид-ионов. 2Г – Г2 + 2e– Значительное количество галогенов находится в природных водах в виде анионов: Cl– , F– , Br – , I– . В морской воде может содержаться до 2,5 % NaCl. Бром и иод получают из воды нефтяных скважин и морской воды.
Галогены – так обозначаются элементы химической таблицы Менделеева, расположенные в семнадцатой группе. Особенность в том, что они вступают в реакцию почти что со всеми веществами простого типа, исключая лишь определенные неметаллы. Так как они выступают в роли энергетических окислителей, в природе они смешиваются с другими веществами. Химическая активность галогенов напрямую зависит от порядкового номера. Общие сведения о галогенахГалогенами называют данные элементы: фтор, хлор, бром, йод и астат. Все они относятся к ярко выраженным неметаллам. Только лишь в йоде можно при определенных обстоятельствах обнаружить свойства, приписываемые металлам. Изначально был использован термин «галоген» в 1811 году немецким ученым И. Швейггером, который дословно с греческого переводится как «солерод». Будучи в основном состоянии электронная конфигурация атомов галогенов следующая – ns 2 np 5, где буквой n отмечается главное квантовое число или период. Если сравнить атом хлора с остальными галогенами, будет заметно, что его электроны слабо экранированы от ядра, из-за чего тот характеризуется высокой удельной электронной плотностью и меньшим радиусом, а также имеет большие значения энергии ионизации и электроотрицательности. Фтор (F) – элемент, доступный в виде солей, которые рассеяны по разным горным породам. Наиболее важное соединение – минерал флюорит и плавиковый шпат. Также небезызвестен минерал криолит. Хлор (Cl) – является наиболее распространенным галогеном. Его важнейшим природным соединением считается хлорид натрия, который применяется в качестве основного сырья, если нужно получить другие хлористые соединения. Хлорид натрия в большей массе распространен в водах морей и океанов, но встретить его можно и в некоторых озерах. Отыскать данный галоген можно и в твердом виде, так называемой каменной соли. Бром (Br) – в условиях природы имеет вид солей натрия и калия в паре с хлористыми солями. Как правило, встречается в соленых озерах и морях. Йод (J) – химический элемент, который также нередко встречается в морской воде, но в очень малых количествах, поэтому выделение его из влаги – процедура достаточно затруднительная. Заметим, что существует определенный вид морских водорослей – ламинарии, в их тканях происходит накопление йода. Из золы этих водорослей и добывается йод. Встретить йод можно и в буровых водах, пролегающих под землей. Астат (At) – практически не встречаемый в условиях природы химический элемент. Чтобы его добыть, искусственно осуществляются ядерные реакции. У астата имеется самый долгоживущий изотоп, период полураспада которого составляет 8.3 часа. Химические особенности галогеновЗадавая вопрос, галогены – что это такое, следует ответить, что это все элементы Менделеевской таблицы, где у каждого есть свой собственный показатель химической активности. При рассмотрении последней у фтора следует отметить, что она максимально высокая. Академик А.Е. Ферсман называет фтор всесъедающим. Так, если взять комнатную температуру, то в атмосфере фтора будут сгорать железо, свинец и щелочные металлы. Важно! Фтор не оказывает никакого воздействия на определенные металлы (медь, никель), на поверхности которых образуется защитный слой в виде фторида. Но если нагреть фтор, реакция начнет появляться. Отметим реакцию фтора на многие неметаллы, среди которых водород, йод, углерод, бор и другие. В условиях холода образуются соответствующие соединения, которые способны привести к взрыву или образованию пламени. Фтор не способен реагировать лишь на кислород, азот и углерод (последний должен быть в виде алмаза). Очень энергичная реакция замечена на сложные вещества. В атмосфере фтора сгорают даже довольно стойкие вещества в виде стекла (вата) и водяного пара. Следует заметить, что фтор нельзя растворить в воде, так как он способен ее энергично растворять. Обратите внимание! Фтор является самым сильным окислителем. Каждые галогенные соединения имеют свои особенности, так, у хлора также заметна высокая химическая активность, хоть и уступающая фтору. Данный элемент способен оказывать действие на все простые вещества, исключая лишь кислород, азот и благородные газы. В условиях высокой температуры следующие неметаллы: фосфор, мышьяк, кремний и сурьма, вступая в реакцию с хлором, выделяют большое количество тепла. В условиях комнатной температуры и без света хлор почти что не оказывает воздействия на водород, но если его нагреть или добавить яркий солнечный свет, реакция способна привести к взрыву. Реакция хлора на воду следующая: образуется соляная и хлорноватистая кислота. Если в хлор внести фосфор, то последний загорится, в результате чего образуется трех,- и пятихлористый фосфор. Чтобы получить хлор, необходимо осуществить электролиз концентрированных водных растворов NaCl. Со стороны угольного анода начнет выделяться хлор, а на катоде – водород. Используя хлор, получают хлористый водород и соляную кислоту, которая применяется с целью отбеливания бумаги и тканей и, если требуется обеззаразить питьевую воду. Галогенные соединения с бромом имеют более низкую химическую активность, нежели с хлором. Бром с водородом соединяются лишь в условиях нагревания. Для получения брома необходимо окислить HBr. В промышленных условиях используются бромиды и хлористый раствор. На территории России основной источник брома – подземные буровые воды и насыщенные растворы определенных соляных озер. У йода еще меньший показатель химической активности, которую имеют другие галогенные соединения. Несмотря на меньшую активность, данный элемент также способен вступать в реакцию со многими неметаллами в обычных условиях, в результате чего образуются соли (если обратить внимание, то слово «галоген» исходит от слов «рождение соли»). Для реакции йода с водородом требуется довольно сильное нагревание. Сама реакция неполная, так как жидкий водород начинает разлагаться. Сравнивая галогенные соединения, отмечается, что их активность становится меньше от фтора к астату. Особенность галогенов в том, что они вступают в реакцию со многими простыми веществами. В случае с металлами наблюдается быстрая реакция, при которой выделяется большое количество тепла. Особенности добычи и использования галогеновВ естественных условиях галогены – анионы, поэтому для получения свободных галогенов применяется метод окисления электролизом или с использованием окислителей. К примеру, чтобы получить хлор, необходимо сделать гидролиз раствора поваренной соли. Галогенные соединения используются во многих отраслях:
Галогены и их физические свойстваНаличие тех или иных химических и физических свойств напрямую зависит от строения атома элемента. По большей части, у всех галогенов схожие свойства, но все же имеются определенные особенности:
Галогенные соединения и их роль в организме человекаПри выборе зубной пасты многие обращают внимание на состав: есть ли в нем фтор. Данный компонент добавляется не просто так, ведь именно он способствует построению зубной эмали и костей, а также способен сделать зубы более стойкими к кариесу. Процессы обмена веществ также не обходятся без помощи фтора. В организме человека немаловажное значение играет также хлор, активно участвующий в сохранении водно-солевого баланса, а также поддерживающий осмотическое давление. Благодаря хлору, эффективнее функционирует обмен веществ, построение тканей. Лучшему пищеварению способствует именно соляная кислота, без которой невозможно было бы переваривать пищу. Хлор обязателен для человеческого организма и должен поступать в него в определенных количествах. Если пренебрегать нормой поступления элемента в организм, можно столкнуться с отеками, головными болями и прочими неприятными ощущениями. Бром в небольших количествах находится в мозге, почках, крови и печени. В медицине бром – отличное средство успокоительного типа. Однако его необходимо давать в строгих пропорциях, так как последствия у передозировки не лучшие: угнетенное состояние нервной системы. Йод строго необходим щитовидной железе, помогая последней активно бороться с поступающими в организм бактериями. Если в организме человека недостаточно йода, может начаться заболевание щитовидной железы. В качестве вывода отметим, что галогены необходимы не только для реализации многих повседневных вещей, но и для эффективного функционирования нашего организма. Данные химические элементы имеют определенные особенности, которые находят свое применение в различных отраслях человеческой жизнедеятельности. Видео
|
Читайте: |
---|
Популярное:
Зодиак убийца. Кто он? Под какими знаками зодиака родилось больше всего серийных маньяков |
Новое
- Урок русского языка "мягкий знак после шипящих у существительных"
- Щедрое дерево (притча) Как придумать счастливый конец сказки щедрое дерево
- План-конспект урока по окружающему миру на тему "Когда наступит лето?
- Восточная Азия: страны, население, язык, религия, история Являясь противником лженаучных теорий деления человеческих рас на низшие и высшие, он доказал справед
- Классификация категорий годности к военной службе
- Неправильный прикус и армия Неправильный прикус не берут в армию
- К чему снится умершая мама живой: толкования сонников
- Под какими знаками зодиака рождаются в апреле
- К чему снится шторм на море волны
- Учет расчетов с бюджетом