Галогены
ОБЩАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА Из-за высокой
реакционной способности галогены в свободном состоянии в природе не встречаются.
Они существуют в виде солей в земной коре или в виде ионов в морской воде. Реакционная способность
галогенов по отношению к металлам и водороду снижается от F к I. Более
реакционноспособный галоген замещает менее реакционноспособнный в
соединениях, например: Таблица. Электронное
строение и некоторые свойства атомов и молекул галогенов Символ элемента F Cl Br I At Порядковый номер 9 17 35 53 85 Строение внешнего
электронного слоя 2s22p5 3s23p5 4s24p5 5s25p5 6s26p5 Энергия
ионизации, эВ 17,42 12,97 11,84 10,45 ~9,2 Сродство атома к
электрону, эв 3,45 3,61 3,37 3,08 ~2,8 Относительная
электроотрицательность (ЭО) 4,0 3,0 2,8 2,5 ~2,2 Радиус атома, нм 0,064 0,099 0,114 0,133 – Межъядерное
расстояние в молекуле Э2, нм 0,142 0,199 0,228 0,267 – Энергия связи в
молекуле Э2 (25°С), кДж/моль 159 243 192 157 109 Степени окисления -1 -1, +1, +3, -1, +1, +4, -1, +1, +3, – Агрегатное
состояние Бледно-зел. Зел-желт. Бурая Темн-фиол. Черные t°пл.(°С) -219 -101 -8 114 227 t°кип.(°С) -183 -34 58 185 317 (г*см-3
) 1,51 1,57 3,14 4,93 – Растворимость в
воде (г / 100 г воды) реагирует 2,5 : 1 3,5 0,02 – 1) Общая
электронная конфигурация внешнего энергетического уровня - nS2nP5. ФТОР И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ Физические
свойства Газ светло-желтого
цвета; t°пл.= -219C, t°кип.= -183C. Получение 2F- - 2e
F20 1.
2F2 + 2H2O 4HF + O2 Фтористый водород Физические
свойства 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 ХЛОР И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ Физические
свойства Получение MnO2 +
4HCl MnCl2 + Cl2 + 2H2O 2NaCl + 2H2O
H2 + Cl2 + 2NaOH Химические
свойства 1)Реакции с металлами: 2Na + Cl2
2NaCl 2)Реакции с неметаллами: H2 + Cl2
–h 2HCl 3)Реакция с водой: Cl2 + H2O
HCl + HClO 4)Реакции со щелочами: Cl2 +
2KOH –5CKCl + KClO + H2O 5)Вытесняет бром и йод из галогеноводородных
кислот и их солей. Cl2 + 2KI 2KCl + I2 Физические
свойства Получение 1)Синтетический способ (промышленный): H2 + Cl2
2HCl 2)Гидросульфатный способ (лабораторный): NaCl(тв.) + H2SO4(конц.)
NaHSO4 + HCl 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 2Fe + 3Cl2
2FeCl3 Кислородсодержащие кислоты хлора Физические
свойства Получение Cl2 + H2O
HCl + HClO Химические
свойства 1)Разлагается, выделяя атомарный кислород HClO –на
светуHCl + O 2)Со щелочами дает соли - гипохлориты HClO + KOH
KClO + H2O 3)2HI + HClO I2 +
HCl + H2O Физические
свойства Получение 2KClO3 + H2C2O4
+ H2SO4 K2SO4 + 2CO2 + 2СlO2
+ 2H2O Химические
свойства 1) HClO2 + KOH KClO2
+ H2O
2)Неустойчива,
при хранении разлагается 4HClO2
HCl + HClO3 + 2ClO2 + H2O Физические
свойства Получение Ba (ClO3)2
+ H2SO4 2HClO3 + BaSO4 Химические
свойства 6P + 5HClO3
3P2O5 + 5HCl 3Cl2 +
6KOH 5KCl + KClO3 + 3H2O 4KClO3
–без катKCl + 3KClO4 Получение KClO4 +
H2SO4 KHSO4 + HClO4 Химические
свойства 1)HClO4 + KOH KClO4
+ H2O 2)При нагревании хлорная кислота и ее соли
разлагаются: 4HClO4
–t° 4ClO2 + 3O2 + 2H2O БРОМ И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ Физические
свойства Получение MnO2 +
4HBr MnBr2 + Br2 + 2H2O Химические
свойства 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 Получение 1)2NaBr + H3PO4 –t
Na2HPO4 + 2HBr 2)PBr3 + 3H2O H3PO3
+ 3HBr Химические
свойства 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 6) HBr - сильный
восстановитель: 2HBr + H2SO4(конц.)
Br2 + SO2
+ 2H2O ИОД И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ Физические
свойства Получение Cl2 + 2KI
2KCl + I2 1)
c металлами: 2Al + 3I2
2AlI3 2)
c водородом: H2 + I2
2HI 3)
с сильными восстановителями: I2 + SO2
+ 2H2O H2SO4 + 2HI 4)
со щелочами: 3I2 +
6NaOH 5NaI + NaIO3 + 3H2O Иодистый водород Физические
свойства Получение 1)
I2 + H2S
S + 2HI 2)
2P + 3I2 + 6H2O
2H3PO3 + 6HI Химические
свойства 1)
Раствор HI в воде - сильная йодистоводородная кислота: HI H+
+ I- 2)
HI - очень сильный восстановитель: 2HI + Cl2
2HCl + I2 3)
Идентификация анионов I- в растворе: NaI + AgNO3
AgI + NaNO3 Кислородные кислоты йода 3I2 + 10HNO3
6HIO3 + 10NO + 2H2O Йодная кислота H5I+7O6 АСТАТ АСТАТ (лат.
Astatium), астатин, Аt - радиоактивный химический элемент VII группы периодической
системы Менделеева, атомный номер 85. Стабильных изотопов у астата
нет; известно не менее 20 радиоактивных изотопов астата, из которых наиболее долгоживущий
210At имеет период полураспада T1/2 8,3 ч. Многократные попытки
ученых разных стран открыть элемент № 85 всевозможными химическими и
физическими способами в природных объектах были неудачны. В 1940 Э. Сегре, Т.
Корсон и У. Мак-Кензи получили на циклотроне в Беркли (США) первый изотоп
211At, бомбардируя висмут (-частицами. Название "астат" дано от
греческого astatos - неустойчивый. Лишь после этого искусственного получения
астата было показано, что 4 его изотопа (215At, 216At, 218At и 219At) образуются
в очень маловероятных (5*10-5 - 0,02%) ответвлениях трех природных рядов
радиоактивного распада урана и тория. Астат хорошо адсорбируется
на металлах (Ag, Au, Pt), легко испаряется в обычных условиях и в вакууме.
Благодаря этому удается выделить астат (до 85%) из продуктов облучения висмута
путем их вакуумной дистилляции с поглощением астата серебром или платиной.
Химические свойства астата очень интересны и своеобразны; он близок как к иоду,
так и к полонию, т. е. проявляет свойства и неметалла (галогена) и металла.
Такое сочетание свойств обусловлено положением астата в периодической системе:
он является наиболее тяжелым (и следовательно, наиболее
"металлическим") элементом группы галогенов. Подобно галогенам астат
дает нерастворимую соль AgAt; подобно иоду окисляется до 5-валентного состояния
(соль AgAtO3 аналогична AgJO3). Однако, как и
типичные металлы, астат осаждается сероводородом даже из сильно кислых
растворов, вытесняется цинком из сернокислых растворов, а при электролизе
осаждается на катоде. Список литературы
Галогены (от греч. halos - соль и genes - образующий) - элементы главной
подгруппы VII группы периодической системы: фтор, хлор, бром, йод, астат.
В свободном состоянии галогены состоят из двухатомных молекул F2,
Cl2, Br2, I2. Атомы в этих молекулах связаны
между собой неполярной ковалентной связью.
2KI + Cl2 = 2KCl + I2
2I- + Cl2 = 2Cl- + I2
+4, +5, +7
+5, +7
+5, +7
газ
газ
жидкость
кристаллы
кристаллы
с водой
по объему
2)С возрастанием порядкового номера элементов увеличиваются радиусы атомов,
уменьшается электроотрицательность, ослабевают неметаллические свойства
(увеличиваются металлические свойства); галогены - сильные окислители,
окислительная способность элементов уменьшается с увеличением атомной массы.
3)Молекулы галогенов состоят из двух атомов.
4)С увеличением атомной массы окраска становится более темной, возрастают
температуры плавления и кипения, а также плотность.
5)Сила галогеноводородных кислот возрастает с увеличением атомной массы.
6)Галогены могут образовывать соединения друг с другом (например, BrCl)
Фтор F2 - открыл А. Муассан в 1886 г.
Электролиз расплава гидрофторида калия KHF2:
Химические свойства
F2 - самый сильный окислитель из всех веществ:
2. H2 + F2 2HF
(со взрывом)
3. Cl2 + F2 2ClF
Бесцветный газ, хорошо растворим в воде t°пл. = - 83,5C; t°кип. =
19,5C;
SiF4 + 2HF H2[SiF6]
гексафторкремниевая кислота
Хлор Cl2 - открыт К. Шееле в 1774 г.
Газ желто-зеленого цвета, t°пл. = -101C, t°кип. = -34°С.
Окисление ионов Cl- сильными окислителями или электрическим током:
2KMnO4 + 16HCl 2MnCl2 + 5Cl2 +
2KCl + 8H2O
K2Cr2O7 + 14HCl 2CrCl3 +
2KCl + 3Cl2 + 7H2O
электролиз раствора NaCl (промышленный способ):
Хлор - сильный окислитель.
Ni + Cl2 NiCl2
2Fe + 3Cl2 2FeCl3
2P + 3Cl2 2PClЗ
3Cl2 + 6KOH –40C5KCl +
KClOЗ + 3H2O
Cl2 + Ca(OH)2 CaOCl2(хлорная
известь) + H2O
Cl2 + 2HBr 2HCl + Br2
Хлористый водород
Бесцветный газ с резким запахом, ядовитый, тяжелее воздуха, хорошо растворим
в воде (1 : 400).
t°пл. = -114C, t°кип. = -85°С.
Химические свойства
3HCl + Al(OH)3 AlCl3 + 3H2O
HCl + NH3 NH4Cl
HCl + AgNO3 AgCl + HNO3
Образование белого осадка хлорида серебра, нерастворимого в минеральных
кислотах используется в качестве качественной реакции для обнаружения анионов
Cl- в растворе.
Хлориды металлов - соли соляной кислоты, их получают взаимодействием металлов
с хлором или реакциями соляной кислоты с металлами, их оксидами и
гидроксидами; путем обмена с некоторыми солями
Mg + 2HCl MgCl2 + H2
CaO + 2HCl CaCl2 + H2O
Ba(OH)2 + 2HCl BaCl2 + 2H2O
Pb(NO3)2 + 2HCl PbCl2 +
2HNO3
Большинство хлоридов растворимы в воде (за исключением хлоридов серебра,
свинца и одновалентной ртути).
Хлорноватистая кислота HCl+1O
H–O–Cl
Существует только в виде разбавленных водных растворов.
HClO - слабая кислота и сильный окислитель:
Хлористая кислота HCl+3O2
H–O–Cl=O
Существует только в водных растворах.
Образуется при взаимодействии пероксида водорода с оксидом хлора (IV),
который получают из бертоллетовой соли и щавелевой кислоты в среде H2SO4:
2ClO2 + H2O2 2HClO2
+ O2
HClO2 - слабая кислота и сильный окислитель; соли хлористой
кислоты - хлориты:
Хлорноватая кислота HCl+5O3
Устойчива только в водных растворах.
HClO3 - Сильная кислота и сильный окислитель; соли
хлорноватой кислоты - хлораты:
HClO3 + KOH KClO3 + H2O
KClO3 - Бертоллетова соль; ее получают при пропускании
хлора через подогретый (40C) раствор KOH:
Бертоллетову соль используют в качестве окислителя; при нагревании она
разлагается:
2KClO3 –MnO2 кат2KCl + 3O2
Хлорная кислота HCl+7O4
Физические свойства
Бесцветная жидкость, t°кип. = 25C, t°пл.= -101C.
HClO4 - очень сильная кислота и очень сильный окислитель;
соли хлорной кислоты - перхлораты.
KClO4 –t° KCl + 2O2
Бром Br2 - открыт Ж. Баларом в 1826 г.
Бурая жидкость с тяжелыми ядовитыми парами; имеет неприятный запах; =
3,14 г/см3; t°пл. = -8C; t°кип. = 58C.
Окисление ионов Br - сильными окислителями:
Cl2 + 2KBr 2KCl + Br2
В свободном состоянии бром - сильный окислитель; а его водный раствор -
"бромная вода" (содержащий 3,58% брома) обычно используется в
качестве слабого окислителя.
2P + 5Br2 2PBr5
Br2 + 2KOH KBr + KBrO + H2O
Br2 + H2S S + 2HBr
Бесцветный газ, хорошо растворим в воде; t°кип. = -67°С; t°пл. = -87°С.
Водный раствор бромистого водорода - бромистоводородная кислота еще более
сильная, чем соляная. Она вступает в те же реакции, что и HCl:
Fe(OH)3 + 3HBr FeBr3 + 3H2O
NH3 + HBr NH4Br
AgNO3 + HBr AgBr + HNO3
Соли бромистоводородной кислоты называются бромидами. Последняя реакция -
образование желтого, нерастворимого в кислотах осадка бромида серебра служит
для обнаружения аниона Br - в растворе.
2HBr + Cl2 2HCl + Br2
Из кислородных кислот брома известны слабая бромноватистая HBr+1O
и сильная бромноватая HBr+5O3.
Йод I2 - открыт Б. Куртуа в 1811 г.
Кристаллическое вещество
темно-фиолетового цвета с металлическим блеском.
= 4,9 г/см3; t°пл.= 114C; t°кип.= 185C.
Хорошо растворим в органических растворителях (спирте, CCl4).
Окисление ионов I- сильными окислителями:
2KI + MnO2 + 2H2SO4 I2
+ K2SO4 + MnSO4 + 2H2O
Химические свойства
I2 + H2S S + 2HI
Бесцветный газ с резким запахом, хорошо растворим в воде, t°кип. = -35°С; t°пл. = -51°С.
2HI + Ba(OH)2 BaI2 + 2H2O
Соли йодистоводородной кислоты - йодиды (др. реакции HI см. св-ва HCl
и HBr)
8HI + H2SO4(конц.) 4I2 + H2S + 4H2O
5HI + 6KMnO4 + 9H2SO4 5HIO3
+ 6MnSO4 + 3K2SO4 + 9H2O
HI + AgNO3 AgI + HNO3
Образуется темно-желтый осадок йодида серебра, нерастворимый в кислотах.
Йодноватая кислота HI+5O3
Бесцветное кристаллическое вещество, t°пл.= 110°С, хорошо
растворимое в воде.
Получают:
HIO3 - сильная кислота (соли - йодаты) и сильный окислитель.
Кристаллическое гигроскопичное вещество, хорошо растворимое в воде, t°пл.=
130°С.
Слабая кислота (соли - перйодаты); сильный окислитель.
Больше работ по теме:
Предмет: Химия
Тип работы: Реферат
Новости образования
КОНТАКТНЫЙ EMAIL: [email protected]
Скачать реферат © 2019 | Пользовательское соглашение
ПРОФЕССИОНАЛЬНАЯ ПОМОЩЬ СТУДЕНТАМ