Галогены

 


ОБЩАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА

 
Галогены (от греч. halos - соль и genes - образующий) - элементы главной подгруппы VII группы периодической системы: фтор, хлор, бром, йод, астат.

 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.
В свободном состоянии галогены состоят из двухатомных молекул F2, Cl2, Br2, I2. Атомы в этих молекулах связаны между собой неполярной ковалентной связью.

Реакционная способность галогенов по отношению к металлам и водороду снижается от F к I. Более реакционноспособный галоген замещает менее реакционноспособнный в соединениях, например:
2KI + Cl2 = 2KCl + I2
2I- + Cl2 = 2Cl- + I2

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,
+4, +5, +7

-1, +1, +4,
+5, +7

-1, +1, +3,
+5, +7

Агрегатное состояние

Бледно-зел.
газ

Зел-желт.
газ

Бурая
жидкость

Темн-фиол.
 кристаллы

Черные
кристаллы

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
с водой

2,5 : 1
по объему

3,5

0,02


1) Общая электронная конфигурация внешнего энергетического уровня - nS2nP5.
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 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:
 

2F- - 2e  F20
 
Химические свойства

 
F2 - самый сильный окислитель из всех веществ:
 

1.   2F2 + 2H2O  4HF + O2
2.   H2 + F2  2HF (со взрывом)
3.   Cl2 + F2  2ClF

 

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[SiF6] 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
2KMnO4 + 16HCl  2MnCl2 + 5Cl2­ + 2KCl + 8H2O
K2Cr2O7 + 14HCl  2CrCl3 + 2KCl + 3Cl2­ + 7H2O

 
электролиз раствора NaCl (промышленный способ):
 

2NaCl + 2H2O  H2­ + Cl2­ + 2NaOH

 

Химические свойства

 
Хлор - сильный окислитель.
 

1)Реакции с металлами:

2Na + Cl2  2NaCl
Ni + Cl2  NiCl2
2Fe + 3Cl2  2FeCl3
 

2)Реакции с неметаллами:

H2 + Cl2  –h 2HCl
2P + 3Cl2  2PClЗ
 

3)Реакция с водой:

Cl2 + H2O  HCl + HClO

 

4)Реакции со щелочами:

Cl2 + 2KOH  –5CKCl + KClO + H2O
3Cl2 + 6KOH  –40C5KCl + KClOЗ + 3H2O
Cl2 + Ca(OH)2  CaOCl2(хлорная известь) + H2O

 

5)Вытесняет бром и йод из галогеноводородных кислот и их солей.

 

Cl2 + 2KI  2KCl + I2
Cl2 + 2HBr  2HCl + Br2
 
Хлористый водород

 

Физические свойства

 
Бесцветный газ с резким запахом, ядовитый, тяжелее воздуха, хорошо растворим в воде (1 : 400).
t°пл. = -114C, t°кип. = -85°С.
 

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
3HCl + Al(OH)3  AlCl3 + 3H2O
HCl + NH3  NH4Cl

 

5)с солями:

CaCO3 + 2HCl  CaCl2 + H2O + CO2­
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
 

2Fe + 3Cl2  2FeCl3
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).
 

Кислородсодержащие кислоты хлора


Хлорноватистая кислота  HCl+1O
H–O–Cl

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

 

3)2HI + HClO  I2 + HCl + H2O


Хлористая кислота HCl+3O2
H–O–Cl=O

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
2ClO2 + H2O2  2HClO2 + O2­

 

Химические свойства

 
HClO2 - слабая кислота и сильный окислитель; соли хлористой кислоты - хлориты:
 

1) 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
HClO3 + KOH  KClO3 + H2O

 
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
2KClO3  –MnO2 кат2KCl + 3O2­


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.
 

1)HClO4 + KOH  KClO4 + H2O

 

2)При нагревании хлорная кислота и ее соли разлагаются:

 

4HClO4  – 4ClO2­ + 3O2­ + 2H2O
KClO4  – KCl + 2O2­


БРОМ И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ

 
Бром Br2 - открыт Ж. Баларом в 1826 г.
 

Физические свойства

 
Бурая жидкость с тяжелыми ядовитыми парами; имеет неприятный запах; = 3,14 г/см3; t°пл. = -8C; t°кип. = 58C.
 

Получение

 
Окисление ионов Br -  сильными окислителями:
 

MnO2 + 4HBr  MnBr2 + Br2 + 2H2O
Cl2 + 2KBr  2KCl + Br2

 

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
2P + 5Br2  2PBr5

 

3)Реагирует с водой и щелочами :

Br2 + H2O  HBr + HBrO
Br2 + 2KOH  KBr + KBrO + H2O

 

4)Реагирует с сильными восстановителями:

Br2 + 2HI  I2 + 2HBr
Br2 + H2S  S + 2HBr

 

Бромистый водород HBr

 

Физические свойства

 
Бесцветный газ, хорошо растворим в воде; t°кип. = -67°С; t°пл. = -87°С.
 

Получение

 

1)2NaBr + H3PO4  –t  Na2HPO4 + 2HBr­
 

2)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
Fe(OH)3 + 3HBr  FeBr3 + 3H2O
NH3 + HBr  NH4Br

 

5) с солями:

MgCO3 + 2HBr  MgBr2 + H2O + CO2­
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.
 

6) HBr - сильный восстановитель:

 

2HBr + H2SO4(конц.)  Br2 + SO2­ + 2H2O
2HBr + Cl2  2HCl + Br2

 
Из кислородных кислот брома известны слабая бромноватистая HBr+1O и сильная бромноватая HBr+5O3.

ИОД И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ

 
Йод I2 - открыт Б. Куртуа в 1811 г.
 

Физические свойства

 
Кристаллическое вещество темно-фиолетового цвета с металлическим блеском.
= 4,9 г/см3; t°пл.= 114C; t°кип.= 185C. Хорошо растворим в органических растворителях (спирте, CCl4).
 

Получение

 
Окисление ионов I- сильными окислителями:
 

Cl2 + 2KI  2KCl + I2
2KI + MnO2 + 2H2SO4  I2 + K2SO4 + MnSO4 + 2H2O
 
Химические свойства

 

1) c металлами:

2Al + 3I2  2AlI3

 

2) c водородом:

H2 + I2  2HI

 

3) с сильными восстановителями:

I2 + SO2 + 2H2O  H2SO4 + 2HI
I2 + H2S  S + 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

 

1)    

I2 + H2S  S + 2HI

 

2)    

2P + 3I2 + 6H2O  2H3PO3 + 6HI­

 

Химические свойства

 

1) Раствор HI в воде - сильная йодистоводородная кислота:

 

HI  H+ + I-
2HI + Ba(OH)2  BaI2 + 2H2O

 
Соли йодистоводородной кислоты - йодиды (др. реакции HI см. св-ва HCl и HBr)
 

2) HI - очень сильный восстановитель:

 

2HI + Cl2  2HCl + I2
8HI + H2SO4(конц.)  4I2 + H2S + 4H2O
5HI + 6KMnO4 + 9H2SO4  5HIO3 + 6MnSO4 + 3K2SO4 + 9H2O

 

3) Идентификация анионов I- в растворе:

 

NaI + AgNO3  AgI + NaNO3
HI + AgNO3  AgI + HNO3

 
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.
Слабая кислота (соли - перйодаты); сильный окислитель.

 

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

















     







ОБЩАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА   Галогены (от греч. halos - соль и genes - образующий) - элементы главной подгруппы VII группы периодической

Больше работ по теме:

КОНТАКТНЫЙ EMAIL: [email protected]

Скачать реферат © 2019 | Пользовательское соглашение

Скачать      Реферат

ПРОФЕССИОНАЛЬНАЯ ПОМОЩЬ СТУДЕНТАМ