Химия
НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ. ЭЛЕМЕНТЫ И ИХ СОЕДИНЕНИЯ
2. Галогены
Свойства элементов VII A группы.
| Свойства | 9 F |
17 Cl |
35 Br |
53 I |
85 At |
Атомная масса |
18,998 |
35,453 |
79,909 |
126,904 |
[210] |
Электронная конфигурация* |
 |
 |
 |
 |
 |
|
0,071 |
0,99 |
0,114 |
0,133 |
- |
|
0,133 |
0,181 |
0,196 |
0,220 |
0,230 |
Энергия ионизации
|
17,43 |
13,01 |
11,84 |
10,45 |
9,50 |
Относительная электроотри- |
4,00 |
3,00 |
2,80 |
2,60 |
2,20 |
Возможные степени окисления |
-1 |
-1, +1, +3, +5, +7 |
|||
кларк, ат.% (распространненость в природе) |
0,02 |
0,02 |
3*10-5 |
4*10-6 |
следы |
Агрегатное состояние (н. у.), цвет |
газ сетло-зеленый |
газ желто-зеленый |
жидкость красно-коричневая |
тв. вещество черно-фиолетовое |
тв. вещество |
|
-223 |
-100,98 |
-7,2 |
311,5 |
227 |
|
-187 |
-34,5 |
58,75 |
184,5 |
317 |
Плотность |
1,108 ж. |
1,57 ж. |
3,187 |
4,942 |
- |
Стандартный электродный потенциал
|
2,87 |
1,36 |
1,07 |
0,54 |
- |
*Приведены конфигурации внешних электронных уровней атомов соответствующих элементов. Конфигурации остальных электронных уровней совпадают с таковыми для благородных газов, завершающих предыдущий период и указанных в скобках.
Электронные конфигурации внешнего валентного слоя галогенов относятся к типу
ns2np5 (n == 2, 3, 4 и 5 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 Hal
2 с ковалентными связями.Физические свойства галогенов существенно различаются: при нормальных условиях фтор — газ, который трудно сжижается, хлор — также газ, но сжижается легко, бром — жидкость, иод — твердое вещество.
Химические свойства. 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 d-орбиталей на внешнем уровне они могут проявлять и другие нечетные степени окисления от 1+ до 7+ 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, S, С, Si, P), выделяя при этом также большое количество теплоты:
При нагревании фтор окисляет все другие галогены
по схеме:
где Hal = Cl, Br, I, причем в соединениях HalF степени окисления хлора, брома и иода равны 1+.
Наконец, при облучении фтор реагирует даже с инертными газами:
Взаимодействие фтора со сложными веществами также протекает очень энергично. 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.
Хлор в левой части последнего уравнения имеет степень окисления 0. В результате реакции у одних атомов хлора степень окисления стала
1- (в НС1), у других 1+ (в хлорноватистой кислоте НОС1). Такая реакция — пример реакции самоокисления-самовосстановления, или диспропорционирования.Хлор может таким же образом реагировать (диспропорционировать) со щелочами.
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 нерастворим 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. 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.
Галогеноводороды. Все галогеноводороды при обычных условиях газообразны. Химическая связь, осуществляемая
в их молекулах, — ковалентная полярная, причем полярность связи в ряду HF — НС1 — HBr — HI 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 НСl, 530 объемов HBr и около 400 объемов HI.При растворении галогеноводородов в воде происходит их диссоциация на ионы и образуются растворы соответствующих галогеноводородных кислот. Причем при растворении HI, HBr и НС1 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 НF.
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 Н
+. Поэтому кислоты HHal реагируют только с металлами, стоящими в ряду напряжений левее водорода.Все галогениды металлов, за исключением солей Ag и РЬ, 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,
AgI — 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.
Кислородсодержащие соединения галогенов. Все галогены, кроме фтора, могут образовывать соединения, в которых они обладают положительной степенью окисления. Наиболее важными из таких соединений являются кислородсодержащие кислоты галогенов типа НСlO
n (n = 1— 4) и соответствующие им соли и ангидриды.Рассмотрим структурные формулы этих кислот:
Хлорноватистая
Хлористая
Хлорноватая
Хлорная
Для диссоциации по кислотному типу необходим разрыв связи О—Н. Как можно объяснить уменьшение прочности этой связи в ряду НСlO — HClO
2 — НClO3 — НClO4? В этом ряду увеличивается число атомов кислорода, связанных с центральным атомом хлора. Каждый раз, когда образуется новая связь кислорода с хлором, от атома хлора, а следовательно, и от первичной связи О—С1 оттягивается некоторая доля электронной плотности. В результате этого часть электронной плотности оттягивается и от связи О—Н, которая за счет этого ослабляется.Такая закономерность — усиление кислотных свойств с возрастанием степени окисления центрального атома — характерна не только для хлора, но и для других элементов. Например, азотная кислота HNO
3, в которой степень окисления азота равна 5+, является более сильной кислотой, чем азотистая кислота HNO2 (степень окисления азота 3+); серная кислота H2SO4 (S6+) — более сильная, чем сернистая кислота Н2SО3 (S4+).Из солей кислородсодержащих кислот хлора наибольшее значение имеют бертолетова соль (хлорат калия) КсlO
3 и хлорная (“белильная”) известь. В лабораторной практике КClO3 широко используется для получения О2 (в присутствии MnO2 в качестве катализатора).Хлорную известь получают действием хлора на гидроксид кальция (“гашеную известь”):
Получаемую смесь называют хлорной известью. Если формально просуммировать состав хлорной извести, то его можно выразить как CaOCl
2. Таким образом, хлорная известь представляет собой смешанную соль — хлорид-гипохлорит кальция.Галогениды.
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 калия КСl — ценное калийное удобрение. Хлорид цинка ZnCl2 используется для пропитки древесины в целях предохранения от гниения; применяется также при паянии для смачивания поверхности металла (устраняет пленку оксида и припой хорошо пристает к металлу); известны кристаллогидраты ZnCl2 Ч nН2О. Хлорид бария BaCl2 — ядовитое вещество, применяемое для борьбы с вредителями сельского хозяйства (свекловичным долгоносиком, луговым мотыльком и др.). Хлорид кальция CaCl2 (безводный) — широко применяется для осушки газов (при этом образуется кристаллогидрат соли СаСl2 Ч 6Н2O) и в медицине. Хлорид алюминия АlCl3 (безводный) часто используется как катализатор при органических синтезах. Хлорид ртути (II), или сулема, HgCl2 — сильный яд; очень разбавленные растворы соли применяются как сильнодействующее дезинфицирующее средство; используется также для протравливания семян, дубления кожи, в органическом синтезе. Хлорид серебра AgCl — малорастворимая соль, используется в фотографии.| Вернуться в главное меню | |
|
Если Вам нужно решить задачи по химии, выполнить контрольную работу, написать реферат..., то Вам сюда |
Опыты для дома Химические опыты дома. Всем юным химикам рекомендуется. |
Поддержите сайт, поставте на нас ссылку. | |
| Пример ссылки | Код ссылки |
| Мир химии | |
| Выбрать другой баннер... | |
