+7 495 120-13-73 | 8 800 500-97-74

(для регионов бесплатно)

Содержание

Химия галогенов | CHEMEGE.RU

 

1. Положение галогенов в периодической системе химических элементов
2. Электронное строение галогенов
3. Физические свойства и нахождение в природе
4. Соединения галогенов
5. Способы получения галогенов
6. Химические свойства
6.1. Взаимодействие с простыми веществами
6.1.1. Взаимодействие с кислородом
6.1.2. Взаимодействие с серой
6.1.3. Взаимодействие с серой и фосфором 
6.1.4. Взаимодействие с металлами
6.1.5. Взаимодействие с водородом
6.1.6. Взаимодействие с галогенами
6.2. Взаимодействие со сложными веществами
6.2.1. Взаимодействие с водой
6.2.2. Взаимодействие с щелочами
6.2.3. Взаимодействие с солями и галогеноводородами
6.2.4. Взаимодействие с восстановителями

Галогеноводороды
1. Строение молекулы и физические свойства 
2. Способы получения
3. Химические свойства
3.1. Кислотные свойства
3.2. Диссоциация
3.3. Взаимодействие с солями
3.4. Восстановительные свойства
3.5. Взаимодействие с оксидом кремния (IV)

Соли-галогениды
Способы получения галогенидов
Химические свойства галогенидов

Кислородсодержащие кислоты галогенов
 1. Хлорноватистая кислота и ее соли 
 2. Хлористая кислота и ее соли 
 3. Хлорноватая кислота и ее соли 
 4. Хлорная кислота и ее соли 

 

Галогены

Положение в периодической системе химических элементов

Галогены расположены в главной подгруппе VII группы  (или в 17 группе в современной форме ПСХЭ) периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.

Электронное строение галогенов

Электронная конфигурация  галогенов в основном состоянии соответствует формуле ns2np5.

Например, электронная конфигурация фтора:

Электронная концигурация хлора:

Атомы галогенов содержат на внешнем энергетическом уровне 1 неспаренный электрон и три неподеленные электронные пары в основном энергетическом состоянии. Следовательно, в основном состоянии атомы галогенов могут образовывать 1 связи по обменному механизму.

При этом у фтора возбужденного состояния нет, т.е. максимальная валентность фтора в соединения равна I.

Однако, в отличие от фтора, за счет вакантной d-орбитали атомы хлора, брома и йода могут переходить в возбужденное энергетическое состояние. 

Таким образом, максимальная валентность галогенов (кроме фтора) в соединениях равна VII. Также для галогенов характерны валентности I, III, V.

Степени окисления атома галогенов – от -1 до +7. Характерные степени окисления -1, 0, +1, +3, +5, +7. Для фтора характерная степень окисления -1 и валентность I.

Физические свойства и закономерности изменения свойств

Галогены образуют двухатомные молекулы состава Hal2. В твёрдом состоянии имеют молекулярную кристаллическую решетку. Плохо растворимы в воде, все имеют запах, летучи.

Галоген  F Cl Br I
Электронная формула … 2s22p5 … 3s23p5 … 4s24p5 … 5s25p5
Электроотрицательность 4,0 3,0 2,8 2,5
Степени окисления -1 -1, +1, +3, +5, +7 -1, +1, +3, +5, +7 -1, +1, +3, +5, +7
Агрегатное состояние Газ Газ Жидкость Твердые кристаллы
Цвет Светло-желтый Жёлто-зелёный Буровато-коричневый Тёмно-серый с металлическим блеском
Запах Резкий Резкий, удушливый Резкий, зловонный Резкий
T плавления –220оС –101оС –7оС 113,5оС
Т кипения –188оС –34оС 58оС 185оС

 

Внешний вид галогенов:

 Фтор            

Хлор              

Бром              

Йод                 

В природе галогены встречаются в виде соединений, в основном, в виде галогенидов.

Соединения галогенов

Типичные соединения хлора:

Степень окисления Типичные соединения
+7 Хлорная кислота  HClO4

Перхлораты MeClO4

+5 Хлорноватая кислота HClO3

Хлораты MeClO3

+3 Хлористая кислота HClO2
+1 Хлорноватистая кислота HClO

Гипохлориты MeClO

–1 Хлороводород HCl, Хлориды MeCl

Бром и йод образуют подобные соединения.

Способы получения галогенов

1. Получение хлора.

В промышленности хлор получают электролизом расплава или раствора хлорида натрия.

Электролиз расплава хлорида натрия.

В расплаве  хлорид натрия диссоциирует на ионы:

NaCl   →  Na+    +    Cl

На катоде восстанавливаются ионы натрия:

K(–):     Na+  +1e  →  Na0      

На аноде окисляются ионы хлора:

A(+):     2Cl−     ̶ 2e   →  Cl20

Ионное уравнение электролиза расплава хлорида натрия:

2Na+    +    2Cl   →     2Na º    +   Cl2º

Суммарное уравнение электролиза  расплава хлорида натрия:

2NaCl   →  2Na    +   Cl2

Электролиз раствора хлорида натрия.

В растворе хлорид натрия диссоциирует на ионы:

NaCl   →  Na+    +    Cl

На катоде восстанавливаются молекулы воды:

K(–):      2H2O   +    2e    →    H2°    +   2OH      

На аноде окисляются ионы хлора:

A(+):     2Cl−     ̶ 2e   →  Cl20

Ионное уравнение электролиза раствора хлорида натрия:

2H2O   +    2Cl  →  H2°↑    +   2OH   +   Cl2°↑

Суммарное уравнение электролиза  раствора хлорида натрия:

2NaCl    +    2H2O   →     H2↑   +   2NaOH    +   Cl2

В лаборатории хлор получают взаимодействием концентрированной соляной кислоты с сильными окислителями.

Например, взаимодействием соляной кислоты с оксидом марганца (IV)

MnO2    +    4HCl     →   MnCl2    +    Cl2↑    +   2H2O

Или перманганатом калия:

2KMnO4    +    16HCl     →   2MnCl2    +   2KCl     +     5Cl2↑    +   8H2O

Бертолетова соль также окисляет соляную кислоту:

KClO3    +    6HCl     →     KCl     +     3Cl2↑    +   3H2O

Бихромат калия окисляет соляную кислоту:

K2Cr2O7    +    14HCl     →   2CrCl3    +   2KCl     +     3Cl2↑    +   7H2O

2. Получение фтора.

Фтор получают электролизом расплава гидрофторида калия.

2KHF2  →  2K + H2 + 2F2

3. Получение  брома. 

Бром можно получить окислением ионов Br сильными окислителями.

Например, бромоводород окисляется хлором:

2HBr +  Cl2   →   Br2   +  2HCl

Соединения марганца также окисляют бромид-ионы.

Например, оксид марганца (IV):

MnO2   +   4HBr   →   MnBr2   +   Br2 + 2H2O

4. Получение йода.

Йод получают окислением ионов I сильными окислителями.

Например, хлор окисляет йодид калия:

2KI +  Cl2   →   I2   +  2KCl

Соединения марганца также окисляют йодид-ионы.

Например, оксид марганца (IV) в кислой среде окисляет йодид калия:

2KI + MnO2 + 2H2SO4   →   I2 + K2SO4 + MnSO4 + 2H2O

Химические свойства галогенов

Химическая активность галогенов увеличивается снизу вверх – от астата к фтору.

1. Галогены проявляют свойства окислителей. Галогены реагируют с металлами и неметаллами.

1.1. Галогены не горят на воздухе. Фтор окисляет кислород с образованием фторида кислорода:

F2  +  O2  →  OF2

1.2. При взаимодействии галогенов с серой образуются галогениды серы:

S   +   Cl2  →  SCl2   (S2Cl2)

S   +  3F2  →   SF6

1.3. При взаимодействии фосфора и углерода с галогенами образуются галогениды фосфора и углерода:

2P    +   5Cl2   →  2PCl5

2P    +   3Cl2   →  2PCl3

2F2  +   C   →   CF4

1.4. При взаимодействии с металлами галогены проявляют свойства окислителей, образуя галогениды.  

Например, железо реагирует с галогенами с образованием галогенидов. При этом фтор, хлор и бром образуются галогениды железа (III), а c йодом — соединение железа (II):

3Cl2   +   2Fe   →  2FeCl3

I2   +   Fe   →  FeI2

Аналогичная ситуация с медью: фтор, хлор и бром окисляют медь до галогенидов меди (II),а йод до йодида меди (I):

Cl2   +   Cu   →  2CuCl2

I2   +   2Cu   →  2CuI

Активные металлы бурно реагируют с галогенами, особенно с фтором и хлором (горят в атмосфере фтора или хлора).

Еще пример: алюминий взаимодействует с серой с образованием сульфида алюминия:

3Cl2   +  2Al   →  2AlCl3

1.5. Водород горит в атмосфере фтора:

F2  +  H2  →  2HF

С хлором водород реагирует только при нагревании или освещении. При этом реакция протекает со взрывом:

Cl2  +  H2  →  2HCl

Бром также реагирует с водородом с образованием бромоводорода:

Br2  +  H2  →  2HBr

Взаимодействие йода с водородом происходит только при сильном нагревании, реакция  протекает обратимо, с поглощением теплоты (эндотермическая):

Br2  +  H2  ↔   2HBr

1.6. Галогены реагируют с галогенами. Более активные галогены окисляют менее активные.

Например, фтор окисляет хлор, бром и йод:

Cl2  +  F2  →  2ClF

2. Со сложными веществами галогены реагируют, также проявляя преимущественно окислительные свойства. Галогены охотно диспропорционируют при растворении в воде или в щелочах.

2.1. При растворении в воде хлор и бром частично диспропорционируют, повышая и понижая степень окисления. Фтор окисляет воду.

Например, хлор при растворении в холодной  воде диспропорционирует до ближайших стабильных степеней окисления (+1 и -1), образует  при этом соляную кислоту и хлорноватистую кислоту (хлорная вода):

Cl2    +   H2O   ↔  HCl   +  HClO  

При растворении в горячей воде хлор диспропорционирует до  степеней окисления -1 и +5, образуя соляную кислоту и хлорную кислоту:

Cl2    +   6H2O   ↔  5HCl   +  HClO3  

Фтор реагирует с водой со взрывом:

2F2   +   2H2O   →    4HF   +   O2

2.2. При растворении в щелочах хлор, бром и йод диспропорционируют с образованием различных солей. Фтор окисляет щелочи.

Например, хлор реагирует с холодным раствором гидроксидом натрия:

Сl2    +   2NaOH (хол.)  →  NaCl   +   NaClO   +   H2O

При взаимодействии с горячим раствором гидроксида натрия образуются хлорид и хлорат:

3Cl2   +   6NaOH (гор.)  →  5NaCl   +   NaClO3   +    3H2O

Еще пример: хлор растворяется в холодном растворе гидроксида кальция:

2Сl2    +   2Са(OH)2(хол.)  →  СaCl2   +   Сa(ClO)2   +   2H2O

2.3. Более активные галогены вытесняют менее активные галогены из солей и галогеноводородов.

Например, хлор вытесняет йод  и бром из раствора йодида калия и бромида калия соответственно:

Cl2    +   2NaI   →   2NaCl   +   I2

Cl2    +   2NaBr   →  2NaCl   +   Br2

Еще одно свойство: более активные галогены окисляют менее активные.

Например, фтор окисляет хлор с образованием фторида хлора (I):

Cl2   +   F2    →   2Cl+F

В свою очередь, хлор окисляет йод. При этом в растворе образуется соляная кислота и йодная кислота:

Cl2   +   I2   +  H2O   →   HCl   +   HIO3

2.4. Галогены проявляют окислительные свойства, взаимодействуют с восстановителями.

Например, хлор окисляет сероводород:

Cl2    +    H2S   →    S    +   2HCl

Хлор также окисляет сульфиты:

Cl2     +     H2O     +     Na2SO3    →   2HCl   +   Na2SO4

Также галогены окисляют пероксиды:

Cl +   3H2O2   →  2HCl   +   2H2O   +   O2

Или, при нагревании или на свету, воду:

2Cl2    +   2H2O   →  4HCl   +  O (на свету или кип.)

Галогеноводороды

Строение молекулы и физические свойства

Галогеноводороды HHal – это бинарные соединения водорода с галогенами, которые относятся к летучим водородным соединениям. Галогеноводороды – бесцветные ядовитый газы, с резким запахом, хорошо растворимые в воде.

В ряду HCl – HBr – HI увеличивается длина связи и ковалентности связи уменьшается полярность связи H – Hal.

Растворы галогеноводородов в воде (за исключением фтороводорода) – сильные кислоты. Водный раствор фтороводорода – слабая кислота. 

Способы получения галогеноводородов

В лаборатории галогеноводороды получают действием нелетучих кислот на хлориды металлов.

Например, действием концентрированной серной кислоты на хлорид натрия:

H2SO4(конц.)     +    NaCl(тверд.)    →   NaHSO4    +   HCl↑

Галогеноводороды получают также прямым взаимодействием простых веществ:

Cl +   H2    →    2HCl

Химические свойства галогеноводородов

1. В водном растворе галогеноводороды проявляют кислотные свойства. Взаимодействуют с основаниями, основными оксидами, амфотерными гидроксидами, амфотерными оксидами. Кислотные свойства в ряду HF – HCl – HBr – HI возрастают.

Например, хлороводород реагирует с оксидом кальция, оксидом алюминия, гидроксидом натрия, гидроксидом меди (II), гидроксидом цинка (II), аммиаком:

2HCl    +    CaO    →   CaCl2    +   H2O

 6HCl     +     Al2O3     →   2AlCl3    +    3H2O

HCl    +    NaOH   →    NaCl   +  H2O

2HCl     +     Cu(OH)2    →     CuCl2    +   2H2O

2HCl     +     Zn(OH)2    →     ZnCl2    +   2H2O

HCl     +     NH3    →     NH4Cl

Как типичные минеральные кислоты, водные растворы галогеноводородов реагируют с металлами, расположенными в ряду активности металлов до водорода. При этом образуются соль металла и водород.

Например, соляная кислота растворяет железо. При этом образуется водород и хлорид железа (II):

Fe    +   2HCl      →     FeCl2   + H2

2. В водном растворе галогеноводороды диссоциируют, образуя кислоты. Водный раствор фтороводорода (плавиковая кислота) – слабая кислота:

HF    ↔   H+    +    F

Водные растворы хлороводорода (соляная кислота), бромоводорода и йодоводорода – сильные кислоты, в разбавленном растворе диссоциируют практически полностью:

HCl    ↔   H+    +    Cl

3. Водные растворы галогеноводородов взаимодействуют с солями более слабых кислот и с некоторыми растворимыми солями (если образуется газ, осадок, вода или слабый электролит).

Например, соляная кислота реагирует с карбонатом кальция:

2HCl     +     CaCO3    →     CaCl2    +   2H2O   +  CO2

Качественная реакция на галогенид-ионы – взаимодействие с растворимыми солями серебра.

При взаимодействии соляной кислоты с нитратом серебра (I) образуется белый осадок хлорида серебра:

HCl   +    AgNO3    =    AgCl↓    +    HNO3 

Осадок бромида серебра – бледно-желтого цвета:

HBr    +   AgNO3    =    AgBr↓   +    HNO3

Осадок иодида серебра – желтого цвета:

HI    +    AgNO3    =    AgI↓   +    HNO3

Фторид серебра – растворимая соль, поэтому реакция плавиковой кислоты и ее солей с нитратом серебра не является качественной.

Видеоопыты качественных реакций на хлорид-, бромид- и йодид-ионы (взаимодействие с нитратом серебра) можно посмотреть здесь.

4. Восстановительные свойства галогеноводородов усиливаются в ряду HF – HCl – HBr – HI.

Галогеноводороды реагируют с галогенами. При этом более активные галогены вытесняют менее активные.

Например, бром вытесняет йод из йодоводорода:

Br2   +   2HI   →  I2   +   2HBr

А вот хлор не может вытеснить фтор из фтороводорода.

Фтороводород практически невозможно окислить.

Концентрированная соляная кислота окисляется соединениями марганца с валетностью выше II или соединениями хрома (VI).

Например: концентрированная соляная кислота окисляется оксидом марганца (IV):

4HCl    +    MnO2    →   MnCl2   +    Cl2   +   2H2O

Бромоводород – сильный восстановитель и окисляется соединениями марганца, хрома (VI),  концентрированной серной кислотой и другими сильными окислителями:

Например, бромоводород окисляется концентрированной серной кислотой:

2HBr   +   H2SO4(конц.)  →   Br2    +   SO2   +  2H2O

Бромоводород реагирует с бихроматом калия с образованием молекулярного брома:

14HBr      +    K2Cr2O7   →    2KBr  +    2CrBr  +    3Br2    +    7H2O

Или с оксидом марганца (IV):

 4HBr    +  MnO2   →   MnBr2   +   Br2   +   2H2O

Пероксид водорода также окисляет бромоводород до молекулярного брома:

2HBr   +   H2O2   →   Br2   +   2H2O

Йодоводород – еще более сильный восстановитель, и окисляется другими неметаллами и даже такими окислителями, как соединения железа (III) и соединения меди (II).

Например, йодоводород реагирует с хлоридом железа (III) с образованием молекулярного йода:

2HI    +   2FeCl3  →   I2   +   2FeCl2   +  2HCl

или с сульфатом железа (III):

2HI    +   Fe2(SO4)3    →   2FeSO4   +   I2   +   H2SO4

Йодоводород легко окисляется соединениями азота, например, оксидом азота (IV):

2HI   +  NO2  →   I2   +   NO   +    H2O

или молекулярной серой при нагревании:

2HI    +   S     →   I2     +    H2S

5. Плавиковая кислота реагирует с оксидом кремния (IV) (растворяет стекло):

SiO2   +   4HF   →   SiF4  +  2H2O

SiO2   +   6HF(изб)  →  H2[SiF6]  +   H2O

Галогениды металлов

Галогениды – это бинарные соединения галогенов и металлов или некоторых неметаллов, соли галогеноводородов.

Способы получения галогенидов

1. Галогениды металлов получают при взаимодействии галогенов с металлами

chemege.ru

Общая характеристика галогенов — урок. Химия, 8–9 класс.

Общая характеристика элементов

Галогены — элементы \(VIIA\) группы периодической системы: фтор F, хлор Cl, бром Br, иод I  и астат At.

 

Астат является радиоактивным элементом и встречается в природе редко.

 

Все галогены относятся к неметаллам.

 

В атомах галогенов на внешнем энергетическом уровне находится по \(7\) электронов:

 

F   +9)2)7

 

Cl  +17)2)8)7

 

Br  +35)2)8)18)7

 

I     +53)2)8)18)18)7

 

Валентные электроны галогенов образуют три электронные пары, а один электрон внешнего энергетического уровня остаётся неспаренным.

 

С возрастанием порядкового номера от фтора к иоду увеличиваются радиусы атомов, снижается их электроотрицательность. Значит, неметаллические свойства галогенов по группе сверху вниз ослабевают.

 

До завершения внешнего электронного слоя атомам галогенов не хватает только одного электрона, поэтому им наиболее характерна степень окисления \(–1\).

 

У фтора электроотрицательность больше, чем у остальных элементов, и поэтому степень окисления \(–1\) — его единственная возможная степень окисления в соединениях.

 

Атомы других галогенов способны также и отдавать валентные электроны, проявляя при этом положительные степени окисления \(+1\), \(+3\), \(+5\), \(+7\). Так, положительные степени окисления атомы хлора проявляют в соединениях с более электроотрицательными фтором, кислородом и азотом.

 

Галогены образуют с металлами соединения с ионной связью, а с другими неметаллами — соединения с ковалентной полярной связью.

Общая характеристика простых веществ

Атомы галогенов соединяются попарно и образуют двухатомные молекулы: F2, Cl2, Br2, I2. Связь в молекулах ковалентная неполярная, одинарная. Кристаллическая решётка — молекулярная. Поэтому у галогенов невысокие температуры кипения и плавления. При обычных условиях фтор представляет собой светло-жёлтый газ, хлор — жёлто-зелёный газ, бром — красно-коричневую жидкость, иод — тёмно-фиолетовые кристаллы.

 

Фтор

  

Хлор

  

Бром

 

Иод

 

Твёрдый иод при нагревании легко возгоняется (переходит в газообразное состояние и обратно в твёрдое, не превращаясь в жидкость).

 

Возгонка иода

  

У всех галогенов — резкий неприятный запах, и они очень токсичны.

 

В ряду галогенов с увеличением относительной молекулярной массы возрастают температуры кипения и плавления, увеличивается плотность, более интенсивной становится окраска.

 

В воде галогены растворяются слабо.

Фтор с водой вступает в химическую реакцию и вытесняет из неё кислород:

 

2F2+2h3O=4HF+O2↑.

www.yaklass.ru

физические свойства, химические свойства. Применение галогенов и их соединений

Галогены в периодической таблице расположены слева от благородных газов. Эти пять токсических неметаллических элементов входят в 7 группу периодической таблицы. К ним относятся фтор, хлор, бром, йод и астат. Хотя астат радиоактивен и имеет только короткоживущие изотопы, он ведет себя, как йод, и его часто причисляют к галогенам. Поскольку галогенные элементы имеют семь валентных электронов, им необходим лишь один дополнительный электрон для образования полного октета. Эта характеристика делает их более активными, чем другие группы неметаллов.

Общая характеристика

Галогены образуют двухатомные молекулы (вида Х2, где Х обозначает атом галогена) – устойчивую форму существования галогенов в виде свободных элементов. Связи этих двухатомных молекул являются неполярными, ковалентными и одинарными. Химические свойства галогенов позволяют им легко вступать в соединение с большинством элементов, поэтому они никогда не встречаются в несвязанном виде в природе. Фтор – наиболее активный галоген, а астат – наименее.

Все галогены образуют соли I группы с похожими свойствами. В этих соединениях галогены присутствуют в виде галоидных анионов с зарядом -1 (например, Cl, Br). Окончание -ид указывает на наличие галогенид-анионов; например Cl называется «хлорид».

Кроме того, химические свойства галогенов позволяют им действовать в качестве окислителей – окислять металлы. Большинство химических реакций, в которых участвуют галогены – окислительно-восстановительные в водном растворе. Галогены образуют одинарные связи с углеродом или азотом в органических соединениях, где степень их окисления (СО) равна -1. Когда атом галогена замещён ковалентно-связанным атомом водорода в органическом соединении, префикс гало- может быть использован в общем смысле, или префиксы фтор-, хлор-, бром- , йод- – для конкретных галогенов. Галогенные элементы могут иметь перекрёстную связь с образованием двухатомных молекул с полярными ковалентными одинарными связями.

Хлор (Cl2) стал первым галогеном, открытым в 1774 г., затем были открыты йод (I2), бром (Br2), фтор (F2) и астат (At, обнаружен последним, в 1940 г.). Название «галоген» происходит от греческих корней hal- («соль») и -gen («образовывать»). Вместе эти слова означают «солеобразующий», подчёркивая тот факт, что галогены, вступая в реакцию с металлами, образуют соли. Галит – это название каменной соли, природного минерала, состоящего из хлорида натрия (NaCl). И, наконец, галогены используются в быту – фторид содержится в зубной пасте, хлор обеззараживает питьевую воду, а йод содействует выработке гормонов щитовидной железы.

Химические элементы

Фтор – элемент с атомным номером 9, обозначается символом F. Элементарный фтор впервые был обнаружен в 1886 г. путем выделения его из плавиковой кислоты. В свободном состоянии фтор существует в виде двухатомной молекулы (F2) и является наиболее распространенным галогеном в земной коре. Фтор – наиболее электроотрицательный элемент в периодической таблице. При комнатной температуре является бледно-жёлтым газом. Фтор также имеет относительно небольшой атомный радиус. Его СО – -1, за исключением элементарного двухатомного состояния, в котором его степень окисления равна нулю. Фтор чрезвычайно химически активен и непосредственно взаимодействует со всеми элементами, кроме гелия (He), неона (Ne) и аргона (Ar). В растворе H2O, плавиковой кислоты (HF) является слабой кислотой. Хотя фтор сильно электроотрицателен, его электроотрицательность не определяет кислотность; HF является слабой кислотой в связи с тем, что ион фтора основной (рН> 7). Кроме того, фтор производит очень мощные окислители. Например, фтор может вступать в реакцию с инертным газом ксеноном и образует сильный окислитель дифторид ксенона (XeF2). У фтора множество применений.

Хлор – элемент с атомным номером 17 и химическим символом Cl. Обнаружен в 1774 г. путём выделения его из соляной кислоты. В своём элементарном состоянии он образует двухатомную молекулу Cl2. Хлор имеет несколько СО: -1, +1, 3, 5 и 7. При комнатной температуре он является светло-зеленым газом. Так как связь, которая образуется между двумя атомами хлора, является слабой, молекула Cl2 обладает очень высокой способностью вступать в соединения. Хлор реагирует с металлами с образованием солей, которые называются хлориды. Ионы хлора являются наиболее распространенными ионами, они содержатся в морской воде. Хлор также имеет два изотопа: 35Cl и 37Cl. Хлорид натрия является наиболее распространенным соединением из всех хлоридов.

Бром – химический элемент с атомным номером 35 и символом Br. Впервые был обнаружен в 1826 г. В элементарной форме бром является двухатомной молекулой Br2. При комнатной температуре представляет собой красновато-коричневую жидкость. Его СО – -1, + 1, 3, 4 и 5. Бром более активен, чем йод, но менее активен, чем хлор. Кроме того, бром имеет два изотопа: 79Вг и 81Вг. Бром встречается в виде солей бромида, растворённых в морской воде. За последние годы производство бромида в мире значительно увеличилось благодаря его доступности и продолжительному времени жизни. Как и другие галогены, бром является окислителем и очень токсичен.

Йод – химический элемент с атомным номером 53 и символом I. Йод имеет степени окисления: -1, +1, +5 и +7. Существует в виде двухатомной молекулы, I2. При комнатной температуре является твёрдым веществом фиолетового цвета. Йод имеет один стабильный изотоп — 127I. Впервые обнаружен в 1811 г. с помощью морских водорослей и серной кислоты. В настоящее время ионы йода, могут быть выделены в морской воде. Несмотря на то что йод не очень хорошо растворим в воде, его растворимость может возрасти при использовании отдельных йодидов. Йод играет важную роль в организме, участвуя в выработке гормонов щитовидной железы.

Астат – радиоактивный элемент с атомным номером 85 и символом At. Его возможные степени окисления: -1, +1, 3, 5 и 7. Единственный галоген, не являющийся двухатомной молекулой. В нормальных условиях является металлическим твёрдым веществом чёрного цвета. Астат является очень редким элементом, поэтому о нём известно немного. Кроме того, астат имеет очень короткий период полураспада, не дольше нескольких часов. Получен в 1940 г. в результате синтеза. Полагают, что астат похож на йод. Отличается металлическими свойствами.

В таблице ниже показано строение атомов галогенов, структура внешнего слоя электронов.

Галоген

Конфигурация электронов

Фтор

1s2 2s2 2p5

Хлор

3s2 3p5

Бром

3d10 4s2 4p5

Иод

4d10 5s2 5p5

Астат

4f14 5d10 6s2 6p5

Подобное строение внешнего слоя электронов обусловливает то, что физические и химические свойства галогенов похожи. Вместе с тем при сопоставлении этих элементов наблюдаются и различия.

Периодические свойства в группе галогенов

Физические свойства простых веществ галогенов изменяются с повышением порядкового номера элемента. Для лучшего усвоения и большей наглядности мы предлагаем вам несколько таблиц.

Точки плавления и кипения в группе возрастают по мере роста размера молекулы (F <Cl <Br <I <At). Это увеличение означает увеличение силы Ван-дер-Ваальса.

Таблица 1. Галогены. Физические свойства: точки плавления и кипения

Галоген

Т плавления (˚C)

Т кипения (˚C)

Фтор

-220

-188

Хлор

-101

-35

Бром

-7.2

58.8

Иод

114

184

Астат

302

337

  • Атомный радиус увеличивается.

Размер ядра увеличивается (F < Cl < Br < I < At), так как увеличивается число протонов и нейтронов. Кроме того, с каждым периодом добавляется всё больше уровней энергии. Это приводит к большей орбитали, и, следовательно, к увеличению радиуса атома.

Таблица 2. Галогены. Физические свойства: атомные радиусы

Галоген

Ковалентный радиус (пм)

Ионный (X) радиус (пм)

Фтор

71

133

Хлор

99

181

Бром

114

196

Иод

133

220

Астат

150

  • Энергия ионизации уменьшается.

Если внешние валентные электроны не находятся вблизи ядра, то для их удаления от него не потребуется много энергии. Таким образом, энергия, необходимая для выталкивания внешнего электрона не столь высока в нижней части группы элементов, так как здесь больше энергетических уровней. Кроме того, высокая энергия ионизации заставляет элемент проявлять неметаллические качества. Йод и дисплей астат проявляют металлические свойства, потому что энергия ионизации снижается (At < I < Br < Cl < F).

Таблица 3. Галогены. Физические свойства: энергия ионизации

Галоген

Энергия ионизации (кДж/моль)

фтор

1681

хлор

1251

бром

1140

йод

1008

астат

890±40

  • Электроотрицательность уменьшается.

Число валентных электронов в атоме возрастает с увеличением уровней энергии при прогрессивно более низких уровнях. Электроны прогрессивно дальше от ядра; Таким образом, ядро ​​и электроны не как притягиваются друг к другу. Увеличение экранирования наблюдается. Поэтому Электроотрицательность уменьшается с ростом периода (At < I < Br < Cl < F).

Таблица 4. Галогены. Физические свойства: электроотрицательность

Галоген

Электроотрицательность

фтор

4.0

хлор

3.0

бром

2.8

иод

2.5

астат

2.2

  • Сродство к электрону уменьшается.

Так как размер атома увеличивается с увеличением периода, сродство к электрону, как правило, уменьшается (В < I < Br < F < Cl). Исключение – фтор, сродство которого меньше, чем у хлора. Это можно объяснить меньшим размером фтора по сравнению с хлором.

Таблица 5. Сродство галогенов к электрону

Галоген

Сродство к электрону (кДж/моль)

фтор

-328.0

хлор

-349.0

бром

-324.6

иод

-295.2

астат

-270.1

  • Реактивность элементов уменьшается.

Реакционная способность галогенов падает с ростом периода (At <I <Br <Cl <F). Это связано с увеличением радиуса атома с возрастанием уровней энергии электронов. Это снижает притяжение валентных электронов других атомов, снижая реакционную способность. Это уменьшение также происходит из-за падения электроотрицательности с увеличением периода, что также снижает притяжение электронов. Кроме того, с увеличением размера атома снижается и окислительная способность.

Галогенид образуется, когда галоген реагирует с другим, менее электроотрицательным элементом с образованием бинарного соединения. Водород реагирует с галогенами, образуя галогениды вида НХ:

  • фтороводород HF;
  • хлороводород HCl;
  • бромоводород HBr;
  • иодоводород HI.

Галогениды водорода легко растворяются в воде с образованием галогенводородной (плавиковой, соляной, бромистоводородной, иодистоводородной) кислоты. Свойства этих кислот приведены ниже.

Кислоты образуются следующей реакцией: HX (aq) + H2O (l) → Х (aq) + H3O+ (aq).

Все галоидоводороды образуют сильные кислоты, за исключением HF.

Кислотность галогеноводородных кислот увеличивается: HF <HCl <HBr <HI.

Плавиковая кислота способна гравировать стекло и некоторые неорганические фториды длительное время.

Может показаться нелогичным, что HF является самой слабой галогенводородной кислотой, так как фтор обладает самой высокой электроотрицательностью. Тем не менее связь Н-F очень сильна, в результате чего кислота очень слабая. Сильная связь определяется короткой длиной связи и большой энергией диссоциации. Из всех галогенидов водорода HF имеет самую короткую длину связи и самую большую энергию диссоциации связи.

Галогенные оксокислоты

Галогенные оксокислоты представляют собой кислоты с атомами водорода, кислорода и галогена. Их кислотность может быть определена с помощью анализа структуры. Галогенные оксокислоты приведены ниже:

  • Хлорноватистая кислота HOCl.
  • Хлористая кислота HClO2.
  • Хлорноватая кислота HClO3.
  • Хлорная кислота HClO4.
  • Бромноватистая кислота HOBr.
  • Бромноватая кислота HBrO3.
  • Бромная кислота HBrO4.
  • Иодноватистая кислота HOI.
  • Йодноватая кислота HIO3.
  • Метайодная кислота HIO4, H5IO6.

В каждой из этих кислот протон связан с атомом кислорода, поэтому сравнение длин связей протонов здесь бесполезно. Доминирующую роль здесь играет электроотрицательность. Активность кислотны возрастает с увеличением числа атомов кислорода, связанный с центральным атомом.

Внешний вид и состояние вещества

Основные физические свойства галогенов кратко можно выразить в следующей таблице.

Состояние вещества (при комнатной температуре)

Галоген

Внешний вид

твёрдое

йод

фиолетовый

астат

чёрный

жидкое

бром

красно-коричневый

газообразное

фтор

бледно-жёлто-коричневый

хлор

бледно-зелёный

Объяснение внешнего вида

Цвет галогенов является результатом поглощения видимого света молекулами, что вызывает возбуждение электронов. Фтор поглощает фиолетовый свет, и, следовательно, выглядит светло-жёлтым. Йод, наоборот, поглощает жёлтый свет и выглядит фиолетовым (жёлтый и фиолетовый – дополняющие цвета). Цвет галогенов становится темнее с ростом периода.

В закрытых ёмкостях жидкий бром и твёрдый йод находятся в равновесии со своими парами, которые можно наблюдать в виде цветного газа.

Хотя цвет астата неизвестен, предполагается, что он должен быть темнее йода (т. е. черным) в соответствии с наблюдаемой закономерностью.

Теперь, если вас попросят: «Охарактеризуйте физические свойства галогенов», вам будет что сказать.

Степень окисления галогенов в соединениях

Степень окисления часто используется вместо понятия «валентность галогенов». Как правило, степень окисления равна -1. Но если галоген связан с кислородом или другим галогеном, он может принимать другие состояния: СО кислорода -2 имеет приоритет. В случае двух различных атомов галогена, соединенных вместе, более электроотрицательный атом превалирует и принимает СО -1.

Например, в хлориде йода (ICl) хлор имеет СО -1, и йод +1. Хлор является более электроотрицательным, чем йод, поэтому его СО равна -1.

В бромной кислоте (HBrO4) кислород обладает СО -8 (-2 х 4 атома = -8). Водород имеет общую степень окисления +1. Сложение этих значений даёт СО -7. Так как конечное СО соединения должно быть нулевым, то СО брома равна +7.

Третьим исключением из правила является степень окисления галогена в элементарной форме (X2), где его СО равна нулю.

Галоген

СО в соединениях

фтор

-1

хлор

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

бром

-1, +1, +3, +4, +5

йод

-1, +1, +5, +7

астат

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

Почему СО фтора всегда -1?

Электроотрицательность увеличивается с ростом периода. Поэтому фтор имеет самую высокую электроотрицательность из всех элементов, что подтверждается его положением в периодической таблице. Его электронная конфигурация 1s2 2s2 2p5. Если фтор получает еще один электрон, крайние р-орбитали полностью заполнены и составляют полный октет. Поскольку фтор имеет высокую электроотрицательность, он может легко отобрать электрон у соседнего атома. Фтор в этом случае изоэлектронен инертному газу (с восемью валентными электронами), все его внешние орбитали заполнены. В таком состоянии фтор гораздо более стабилен.

Получение и применение галогенов

В природе галогены находятся в состоянии анионов, поэтому свободные галогены получают методом окисления путём электролиза или с помощью окислителей. Например, хлор вырабатывается гидролизом раствора поваренной соли. Применение галогенов и их соединений многообразно.

  • Фтор. Несмотря на то что фтор очень реактивен, он используется во многих областях промышленности. Например, он является ключевым компонентов политетрафторэтилена (тефлона) и некоторых других фторполимеров. Хлорфторуглероды представляют собой органические химические вещества, которые ранее использовались в качестве хладагентов и пропеллентов в аэрозолях. Их применение прекратилось из-за возможного их воздействия на окружающую среду. Их заменили гидрохлорфторуглероды. Фтор добавляют в зубную пасту (SnF2) и питьевую воду (NaF) для предотвращения разрушения зубов. Этот галоген содержится в глине, используемой для производства некоторых видов керамики (LiF), используется в ядерной энергетике (UF6), для получения антибиотика фторхинолона, алюминия (Na3AlF6), для изоляции высоковольтного оборудования (SF6).
  • Хлор также нашёл разнообразное применение. Он используется для дезинфекции питьевой воды и плавательных бассейнов. Гипохлорит натрия (NaClO) является основным компонентом отбеливателей. Соляная кислота широко используется в промышленности и лабораториях. Хлор присутствует в поливинилхлориде (ПВХ) и других полимерах, которые используются для изоляции проводки, труб и электроники. Кроме того, хлор оказался полезен и в фармацевтической промышленности. Лекарственные средства, содержащие хлор, используются для лечения инфекций, аллергии и диабета. Нейтральная форма гидрохлорида – компонент многих препаратов. Хлор используется также для стерилизации больничного оборудования и дезинфекции. В сельском хозяйстве хлор является компонентом многих коммерческих пестицидов: ДДТ (дихлородифенилтрихлорэтан) использовался в качестве сельскохозяйственного инсектицида, но его использование было прекращено.

  • Бром, благодаря своей негорючести, применяется для подавления горения. Он также содержится в бромистом метиле, пестициде, используемом для хранения урожая и подавления бактерий. Однако чрезмерное использование бромистого метила было прекращено из-за его воздействия на озоновый слой. Бром применяют при производстве бензина, фотоплёнки, огнетушителей, лекарств для лечения пневмонии и болезни Альцгеймера.
  • Йод играет важную роль в надлежащем функционировании щитовидной железы. Если организм не получает достаточного количества йода, происходит увеличение щитовидной железы. Для профилактики зоба данный галоген добавляют в поваренную соль. Йод также используется в качестве антисептического средства. Йод содержится в растворах, используемых для очистки открытых ран, а также в дезинфицирующих спреях. Кроме того, йодид серебра имеет важное значение в фотографии.
  • Астат – радиоактивный и редкоземельный галоген, поэтому ещё нигде не используется. Тем не менее полагают, что этот элемент может помочь йоду в регуляции гормонов щитовидной железы.

fb.ru

Химические свойства галогенов — урок. Химия, 8–9 класс.

Галогены относятся к химически активным веществам. В реакциях с металлами и большинством неметаллов, а также со сложными веществами галогены проявляют сильные окислительные свойства. Наиболее активен в химических реакциях фтор. С увеличением молекулярной массы активность галогенов снижается.

Взаимодействие с металлами

При взаимодействии галогенов с металлами образуются соли: фториды, хлориды, бромиды, иодиды.

 

Фтор реагирует со всеми металлами (даже с золотом и платиной), с большинством — при обычных условиях:

 

Ca+F2=CaF2,

 

2Au&plus;3F2=t2AuF3.

 

Остальные галогены реагируют с металлами при нагревании:

 

2Fe&plus;3Cl2=t2FeCl3,

 

Cu+Br2=tCuBr2,

 

2Al+3I2=t2AlI3.

Взаимодействие с водородом

В реакциях галогенов с водородом образуются газообразные галогеноводороды.

Фтор взаимодействует с водородом со взрывом с образованием фтороводорода:

 

h3&plus;F2=2HF.

 

Смесь хлора с водородом взрывается только при поджигании или освещении. В результате реакции образуется хлороводород:

 

h3&plus;Cl2=t2HCl.

 

Бром начинает реагировать с водородом только при нагревании, и реакция происходит без взрыва. Продукт реакции — бромоводород:

h3&plus;Br2=t2HBr.

 

Реакция иода с водородом идёт медленно даже при нагревании. Иод с водородом образуют газ иодоводород:

 

h3&plus;I2=t2HI.

 

На примере этих реакций прослеживается снижение химической активности веществ в ряду:  фтор хлор — бром — иод.

 

Все галогеноводороды хорошо растворяются в воде. Их растворы представляют собой кислоты:

HF — плавиковая, HCl — соляная, HBr — бромоводородная, HI — иодоводородная.

 

Сила кислот в этом ряду увеличивается. Самая слабая из них — плавиковая кислота, самая сильная — иодоводородная.

Вытеснение галогенов друг другом из солей

В реакциях галогенов с галогенидами проявляется следующая закономерность: более активный галоген вытесняет менее активный из его солей. Так, хлор взаимодействует с водными растворами бромидов и иодидов, выступая в этих реакциях окислителем:

 

2KBr−1+Cl02=Br02&plus;2KCl−1,

 

2NaI−1&plus;Cl02=I02&plus;2NaCl−1.

 

Бром способен вытеснить иод из иодидов, а с хлоридами не реагирует:

 

2KI−1&plus;Br02=I02&plus;2KBr−1.

 

У иода способность вытеснять другие галогены отсутствует, так как его окислительные свойства в ряду галогенов самые слабые.

 

Реакции фтора с водными растворами солей невозможны по причине его взаимодействия с водой.

www.yaklass.ru

Галогены: характеристика, свойства и примеры

Общая характеристика галогенов

Электронная конфигурация внешнего энергетического уровня галогенов ns2np5. Поскольку, до завершения энергетического уровня галогенам не хватает всего 1-го электрона, в ОВР они чаще всего проявляют свойства окислителей. Степени окисления галогенов: от «-1» до «+7». Единственный элемент группы галогенов – фтор – проявляет только одну степень окисления
«-1» и является самым электроотрицательным элементом.


Молекулы галогенов двухатомны: F2, Cl2, Br2, I2. С ростом заряда ядра атома химического элемента, т.е. при переходе от фтора к йоду окислительная способность галогенов снижается, что подтверждается способностью вытеснения нижестоящих галогенов вышестоящими из галогеноводородных кислот и их солей:


Br2 + 2HI = I2 + 2HBr


Cl2 + 2KBr = Br2 + 2KCl

Физические свойства галогенов


При н.у. фтор – газ светло-желтого цвета, обладающий резким запахом. Ядовит. Хлор – газ светло-зеленого цвета, также как и фтор имеет резкий запах. Сильно ядовит. При повышенном давлении и комнатной температуре легко переходит в жидкое состояние. Бром – тяжелая жидкость красно-бурого цвета с характерным неприятным резким запахом. Жидкий бром, а также его пары сильно ядовиты. Бром плохо растворяется в воде и хорощо в неполярных растворителях. Йод – твердое вещество темно-серого цвета с металлическим блеском. Пары йода имеют фиолетовый цвет. Йод легко возгоняется, т.е. переходит в газообразное состояние из твердого, при этом минуя жидкое состояние.

Получение галогенов


Галогены можно получить при электролизе растворов или расплавов галогенидов:


MgCl2 = Mg + Cl2 (расплав)


Наиболее часто галогены получают по реакции окисления галогенводородных кислот:


MnO2 + 4HCl = MnCl2 + Cl2↑ +2H2O


K2Cr2O7 + 14HCl = 3Cl2↑ + 2KCl +2CrCl3 +7H2O


2KMnO4 +16HCl = 2MnCl2 +5Cl2↑ +8H2O +2KCl

Химические свойства галогенов


Наибольшей химической активностью обладает фтор. Большинство химических элементов даже при комнатной температуре взаимодействует с фтором, выделяя большое количество теплоты. Во фторе горит даже вода:


2H2O + 2F2 =4HF + O2


Свободный хлор менее реакционноспособен, чем фтор. Он непосредственно не реагирует с кислородом, азотом и благородными газами. Со всеми остальными веществами он взаимодействует подобно фтору:


2Fe + Cl2 = 2FeCl3


2P + 5Cl2 = 2PCl5


При взаимодействии хлора с водой на холоде происходит обратимая реакция:


Cl2 + H2O↔HCl +HClO


Смесь, представляющую собой продукты реакции, называют хлорной водой.


При взаимодействии хлора с щелочами на холоде образуются смеси хлоридов и гипохлоритов:


Cl2 + Ca(OH)2 = Ca(Cl)OCl + H2O


При растворении хлора в горячем растворе щелочи происходит реакция:


3Cl2 + 6KOH=5KCl +KClO3+3H2O


Бром, как и хлор растворяется в воде и, частично реагируя с ней, образует так называемую «бромную воду», тогда как йод в воде практически нерастворим.


Йод существенно отличается по химической активности от остальных галогенов. Он не реагирует с большинством неметаллов, а с металлами медленно реагирует только при нагревании. Взаимодействие йода с водородом происходит только при сильном нагревании, реакция является эндотермической и сильно обратимой:


Н2 + I2 = 2HI — 53 кДж.

Примеры решения задач

ru.solverbook.com

Урок 16. Галогены – HIMI4KA

Строение атома и свойства галогенов

Галогены — общее название химических элементов, которые образуют главную подгруппу седьмой группы.

Задание 16.1. Назовите эти химические элементы.

Вопрос. Что общего в строении атомов этих элементов?

Атомы галогенов — F, Cl, Вr, I, At — имеют на внешнем уровне семь электронов:

где n — номер внешнего энергетического уровня (совпадает по величине с номером периода, в котором находится химический элемент), поэтому типичным процессом для всех галогенов в химических реакциях будет приём недостающих электронов до восьми (в данном случае одного электрона):

Таким образом, для этих атомов характерны свойства окислителей, и они легко реагируют с металлами (восстановителями), образуя соли:

Собственно, отсюда и возникло название «галоген»: «галос» — соль, «генес» — рождаю; галогены — образующие соли.

Вопрос. Чем различаются галогены по строению атомов?

Сравнив строение атомов любых двух галогенов:

легко видеть, что чем ниже в Периодической системе Менделеева находится данный галоген, тем дальше от ядра находятся его валентные электроны.

Вопрос. Влияет ли это на активность галогена как неметалла?

Поэтому сверху вниз (от фтора к астату) способность принимать электроны уменьшается, а значит, уменьшается окислительная и неметаллическая активность. В результате более активные галогены могут вытеснять менее активные галогены из их солей:

В таких реакциях атом галогена, входящий в состав соли, должен иметь низшую степень окисления –1.

Молекулы простых веществ-галогенов двухатомны. С увеличением их молярной массы увеличиваются температуры кипения и плавления этих веществ. Поэтому:

  • F2 и Сl2 — газы;
  • Br2 — бурая жидкость;
  • I2 — тёмно-фиолетовые кристаллы, которые легко испаряются, если йод находится в открытой посуде.

Являясь сильными окислителями, все галогены сильно ядовиты. Но в виде соединений некоторые из них полезны. Например, простое вещество бром Br2 — ядовито, а соединения брома (бромиды) успокаивают. Именно их выписывают врачи, чтобы успокоить человека, уменьшить приступ кашля.

Рассмотрим некоторые свойства галогенов на примере хлора.

Задание 16.2. Изобразите строение атома хлора, определите его высшую и низшую степени окисления.

Все галогены, кроме фтора, могут проявлять в соединениях и отрицательные, и положительные степени окисления:

Задание 16.3. Составьте формулы соединений хлора, в которых атом хлора имеет эти степени окисления.

Простое вещество хлор — газ жёлто-зелёного цвета. Очень ядовит. Как и у других галогенов, молекула хлора двухатомна: Cl2. Являясь типичным и очень активным неметаллом, хлор может и принимать, и отдавать электроны, т. е. быть и окислителем, и восстановителем. Но окислительные свойства преобладают. Хлор реагирует с различными металлами и неметаллами:

а также с водой:

Задание 16.4. Определите, какие свойства проявляют атомы хлора в этих окислительно-восстановительных реакциях.

Раствор хлора в воде — хлорная вода — содержит слабую хлорноватистую кислоту НClO, которая довольно быстро разлагается, образуя атомарный кислород:

Хлорноватистая кислота и атомарный кислород — сильнейшие окислители, они разрушают красители, убивают микроорганизмы. Поэтому раствор хлора в воде используют для отбеливания тканей; при помощи хлора дезинфицируют воду.

Аналогичные процессы происходят при пропускании хлора в раствор щёлочи:

Обратите внимание. Щёлочь как бы нейтрализует те кислоты, которые получались в водном растворе в ходе реакции (1).

Если эта же реакция идёт при нагревании, то состав продуктов реакции изменяется:

Полученная соль — хлорат калия (Бертолетова соль) — является сильным окислителем. Так, она окисляет фосфор даже при слабом трении:

Эта реакция происходит всякий раз, когда вы чиркаете спичкой (в состав спичечной «головки» входит Бертолетова соль) о спичечный коробок (в его намазку входит фосфор).

Задание 16.5. Расставьте коэффициенты в последних двух уравнениях реакций методом электронного баланса. (В случае затруднений см. урок 7.)

Бертолетова соль входит в состав пиротехнических составов, например бенгальских огней.

Соляная кислота

Водородное соединение хлора — хлороводород — газ с резким запахом, хорошо растворимый в воде. Газ «хлороводород» не проявляет свойств кислоты, например не реагирует с металлами и твёрдыми щелочами. Раствор хлороводорода в воде называется «соляная кислота» и проявляет все свойства сильной кислоты.

Задание 16.6. Составьте уравнения реакций, которые характерны для сильной кислоты.

Поэтому соляная кислота реагирует с металлами, основными оксидами, основаниями, солями слабых кислот, образуя соли хлориды:

Задание 16.7. Закончить эти уравнения реакций.

В реакции с металлами HCl проявляет свойства окислителя, поскольку в процессе окисления участвует атом водорода в высшей степени окисления:

Вопрос. Какие свойства будет проявлять атом хлора, входящий в состав соляной кислоты в окислительно-восстановительных реакциях?

Соляная кислота HCl проявляет свойства восстановителя, если в реакции участвует атом хлора, так как этот атом находится в низшей степени окисления. Это свойство используется для получения хлора в лаборатории:

Сам хлороводород получается в больших количествах из газообразных простых веществ:

или в лабораторных условиях — действием концентрированной серной кислоты на сухую поваренную соль NaСl:

В данном случае при минимальном содержании влаги в смеси хлороводород выделяется в виде газа, и поэтому эта реакция возможна.

Задание 16.8. Составьте ионно-молекулярное уравнение аналогичной реакции, происходящей в растворе, и установите, возможна ли она.

В растворе реакция невозможна, поскольку все вещества — сильные и растворимые электролиты.

Качественной реакцией на хлорид-анион является взаимодействие растворов хлоридов, соляной кислоты с нитратом серебра:

Выпадает белый творожистый осадок AgCl.

Задание 16.9. Составьте краткое ионно-молекулярное уравнение этой реакции и убедитесь, что в ней участвуют ионы хлора.

Соляная кислота применяется для получения различных солей, для удаления накипи, оксидов и других отложений на различных поверхностях. Хлор и хлороводород широко применяются при синтезе органических соединений (см. следующий раздел).

Выводы

Галогены — сильные окислители, которые окисляют даже воду! Так, в струе фтора она горит синим пламенем. Все галогены реагируют не только с водой, но и с большинством металлов и неметаллов, кроме кислорода. Этот факт ещё раз подтверждает истину: похожие по свойствам вещества не реагируют: галоген (окислитель) + кислород (окислитель) → реакция не идёт. А с восстановителями реагируют очень интенсивно. Такими восстановителями являются органические вещества, свойства которых будут рассмотрены в следующем разделе.

himi4ka.ru

Галогены, молекулярная структура — Знаешь как

Содержание статьи

Рассмотрение элементов мы начнем с главной подгруппы седьмой группы — галогенов, которые являются типичными неметаллами

Особенности атомной и молекулярной структуры галогенов

Элементы группы галогенов очень сходны по свойствам, поэтому рассматриваются вместе. Несколько отличен от других фтор. «Галогены» в переводе означает «солероды». Действительно, все галогены — фтор F, хлор Сl, бром Вr и иод I — при непосредственном взаимодействии с металлами образуют соли. Галогеном является и астат At, открытый в 1940 г.
Электронные конфигурации галогенов: F — 1s22s22p5; Cl — 1s22s22p63s23p5; Br — 1s22s22p63s23p63d104s24p5; I — 1s2s22p63s23p63d104s24p64d105s25p5.

Распределение электронов по энергетическим уровням галогенов в зависимости от заряда ядра Таблица 11

Число электронов

Величина атомного радиуса,Å

Распределение по орбиталям электронов внешнего электронного слоя у всех галогенов однотипное

 

Галогены имеют много общего в строении атомов и молекул. У них завершается застройка р-оболочки внешнего слоя, поэтому все они принадлежат к числу р-элементов. Внешнему электронному слою атомов галогенов недостает до завершения одного электрона, поэтому электроотрицательность у этих элементов выражена ярко и в окислительно-восстановительных реакциях они ведут себя в основном как окислители.
Молекулы галогенов состоят из д вух атомов (F2, Сl2, Вr2, l2), соединенных между собой посредством ковалентной неполярной связи. Между атомами в молекулах галогенов возникает одна общая электронная пара. Это свидетельствует о том, что в простых веществах данные элементы одновалентны. Кристаллическая решетка галогенов молекулярного типа.
Атомы разных галогенов различаются числом электронных слоев, в связи с чем радиусы атомов галогенов различны (табл. 11). С возрастанием зарядов ядер радиусы атомов увеличиваются, что ведет к постепенному уменьшению величины электроотрицательности от фтора к иоду и снижению неметалличности свойств. Наиболее ярко выраженным неметаллом среди галогенов является фтор, наименее ярким — йод.

■ 1. Как меняется величина атомного радиуса в зависимости от возрастания заряда ядра атома?
2. Какого типа химическая связь в молекулах галогенов?
3. Какого типа кристаллическая решетка у галогенов?
4. Какова валентность галогенов в свободном состоянии?
5. Почему при образовании молекулы галогена между атомами возникает лишь одна электронная пара?
6. Как меняется величина электроотрицательности с возрастанием радиусов атомов? (См. Ответ)

Физические свойства галогенов

Все свойства галогенов, как физические, так и химические, зависят от строения атомов элементов. Эти свойства различных галогенов во многом сходны, но в то же время каждому галогену присущ ряд особенностей.
Фтор — газ светло-зеленого цвета, отличающийся чрезвычайно ядовитыми свойствами. Температура кипения фтора —188°, температура затвердевания —218°. Плотность 1,11 г/смъ.
Хлор — газ желто-зеленого цвета. Он также ядовит, имеет резкий, удушливый, неприятный запах. Хлор тяжелее воздуха, сравнительно хорошо растворяется в воде (на 1 объем воды 2 объема хлора), образуя хлорную воду; Cl2agi при температуре— 34° превращается в жидкость, а при— 101° затвердевает. Плотность 1,568 г/см3..
Бром —единственный жидкий неметалл. Это вещество красно-бурого цвета, тяжелое, летучее. Сосуд, в котором находится бром, всегда окрашен его парами в красно-бурый цвет.
Бром имеет тяжелый неприятный запах («бром» в переводе на русский язык значит «зловонный»). В воде растворяется плохо, образуя бромную воду Br2aq. Гораздо лучше бром растворяется в органических растворителях — бензоле, толуоле, хлороформе.
Если к бромной воде прилить небольшое количество бензола и хорошенько взболтать, то после расслаивания жидкостей можно заметить, как окраска бромной воды исчезает, а собравшийся наверху бензол окрашивается растворенным бромом в ярко-оранжевый цвет. Это объясняется тем, что бензол извлек из воды бром вследствие его лучшей растворимости в бензоле.
Хранят бром в склянках с притертыми пробками и притертыми колпаками. Резиновые пробки для работы с бромом, как и для работы с хлором, неприменимы, так-как они быстро разъедаются. Бром намного тяжелее воды (плотность 3,12 г/см3). Температура кипения брома 63°, температура затвердевания —7,3°.
Йод — вещество кристаллическое, темно-серого цвета, в парах — фиолетового. Плотность йода 4,93 г/см3, температура плавления 113°, температура кипения 184°. Довести йод до плавления, а тем более до кипения при обычных условиях не удается, так как уже при слабом нагревании он из твердого состояния сразу переходит в пар —возгоняется. Переход вещества из твердого состояния в газообразное, минуя жидкое, и обратно называется возгонкой. Это свойство характерно не только для йода, но и для некоторых других веществ. Его удобно использовать для очистки веществ от примесей.
Иод плохо растворяется в воде. Окраска йодной воды I2aq всегда светло-желтая. Но зато он прекрасно растворяется в спирте. Этим пользуются для приготовления 5—10% раствора иода в спирте, называемого йодной настойкой. Иод растворяется также в бензоле, толуоле, эфире, сероуглероде и других органических растворителях. Интересно, что иод очень хорошо растворяется в растворе собственных солей, например в йодистом калии. Этот раствор, называемый раствором Люголя, широко применяется в клинических лабораториях.
Если в йодную воду I2aq добавить немного бензола, то при встряхивании на поверхности также образуется окрашенное бензольное кольцо, но только малинового цвета.

■ 7. Как меняется интенсивность окраски галогенов с возрастанием зарядов ядер?
8. Какое название имеют растворы хлора, брома и иода в воде?
9. Как меняется плотность галогенов с возрастанием зарядов ядер? (См. Ответ)

Агрегаторное состояние

Температура

кипения

Температура

плавления

Наилучшие

растворители

Фтор F

Хлор Cl

Бром Br

Йод I

             

10. Составьте и заполните таблицу «Физические свойства галогенов» по следующему образцу:
11. Как объяснить с точки зрения строения кристаллической решетки низкие температуры плавления и кипения галогенов?
12. Какова относительная плотность фтора и хлора по воздуху и водороду? Если вы не знаете, что такое относительная плотность газов, как она определяется и как ею пользоваться при расчетах, обратитесь к приложению II, стр. 387. После этого вы сможете ответить на вопрос.
13. Какой объем займут 20 кг хлора при нормальных условиях? Если вы забыли, как вычислять объем газа при нормальных условиях, обратитесь к приложению. (См. Ответ)

Физиологическое действие галогенов

Все галогены ядовиты по своему физиологическому действию. Особенно ядовит фтор: при вдыхании в небольших количествах он вызывает отек легких, в больших — разрушение легочной ткани и смерть.
Хлор — также вещество очень ядовитое, хотя в несколько меньшей степени. Во время первой мировой войны он применялся как боевое отравляющее вещество, потому что он тяжелее воздуха и хорошо удерживается над поверхностью земли, особенно при безветренной погоде. Предельно допустимая концентрация свободного хлора в воздухе 0,001 мг/л.
Хроническое отравление хлором вызывает изменение цвета лица, легочные и бронхиальные заболевания. При отравлениях хлором в качестве противоядия нужно применять смесь паров спирта с эфиром, а также водяных паров с примесью нашатырного спирта, причем предварительно обязательно вынести пострадавшего на свежий воздух.
В небольших же количествах хлор может излечивать заболевания верхних дыхательных путей, так как губительно действует на бактерии. Благодаря дезинфицирующему действию хлор применяется для обеззараживания водопроводной воды.
Пары брома вызывают удушье. Ядовит и жидкий бром, причиняющий при попадании на кожу сильные ожоги. Переливать бром из одного сосуда в другой рекомендуется в резиновых перчатках и под тягой.
При попадании на кожу бром следует смывать органическим растворителем — бензолом или четыреххлористым углеродом, протирая пораженное место ватой, смоченной этими растворителями. При смывании брома водой нередко ожога избежать не удается.

Иод наименее ядовит из всех галогенов. Вдыхание паров иода при его нагревании может вызвать отравление, но работать с парообразным иодом приходится редко, например при очистке его возгонкой. Кристаллический иод руками брать не следует, так как при попадании на кожу он вызывает появление характерных желтых пятен. Все работы с галогенами следует производить в вытяжном шкафу.
Вместе с тем галогены являются жизненно важными элементами. Хлор в виде поваренной соли постоянно применяется в пищу, а также входит в состав зеленого вещества растений — хлорофилла. Недостаток соединений фтора в питьевой воде вызывает разрушение зубов. Иод необходим всем живым организмам, как растительным, так и животным. Он участвует в регулировании обмена веществ. В организме человека иод сосредоточен главным образом в щитовидной железе и участвует в образовании ее гормона. Недостаток иода вызывает болезненные изменения щитовидной железы. Для предотвращения заболевания в пищу в очень небольших количествах добавляют иод, разводя несколько капель йодной настойки на стакан воды, но чаще в виде иодида натрия и иодида калия.

• Запишите в тетрадь меры техники безопасности в работе с галогенами и первой помощи при отравлениях.

Химические свойства галогенов

По характеру химических свойств, как отмечено выше, все галогены являются типичными неметаллами, обладающими значительной электроотрицательностью. Наиболее электроотрицательным элементом, обладающим наибольшей неметаллической активностью, является фтор, наименее активен иод.

Рис. 21. Горение водорода в хлоре. 1- хлор 2- водород

Взаимодействие галогенов с простыми веществами. Проследить уменьшение химической активности от фтора к хлору можно на примерах разных реакций. Особенно интересно взаимодействие разных галогенов с водородом. Условия реакций у них при этом разные.
Так, фтор реагирует с водородом со вз рывом даже в темноте. При этом образуется фтористый водород по уравнению.
h3 + F2 = 2HF

Фтористый водород является наиболее прочным соединением среди галогеноводородов.
Взаимодействие хлора с водородом происходит со взрывом только на свету:
Сl2+ Н2 = 2НСl
Если же поджечь струю водорода в атмосфере хлора, то он будет сгорать спокойно бесцветным пламенем (рис. 21).

С водородом бром образует бромистый водород.
Вr2 + Н2 = 2НВг
Процесс идет при слабом нагревании.
Иод с водородом реагирует только при нагревании с образованием йодистого водорода:
Н2 + I2 = 2НI
Однако это соединение весьма неустойчивое и легко распадается с образованием водорода и иода. Во всех этих случаях галогены ведут себя как окислители. Галогено-водороды при растворении в воде образуют кислоты.

Окислительные свойства галогены проявляют и при взаимодействии с металлами, которое протекает обычно очень активно.
Фтор реагирует практически почти со всеми металлами. Легко проследить взаимодействие х л о р а с металлами. Многие металлы в хлоре горят, например сурьма самовоспламеняется (рис. 22). Другие металлы реагируют с хлором при нагревании, например натрий (рис. 23).
2Na + Сl2 = 2NaCl
Если металлы могут иметь различную степень окисления, то при реакции с хлором они обычно проявляют высшую.

Рис. 22. Самовоспламенение сурьмы в хлоре

Например.
2Fe + 3Сl2 = 2FeCl3

Сu + Сl2 = СuСl2

Здесь железо в реакции с хлором проявляет степень окисления, равную +3 — Fe+3, а медь равную +2— Cu+2. Во всех приведенных случаях хлор ведет себя как окислитель .

Бурно реагирует с металлами и бром. Если насыпать в пробирку с жидким бромом немного алюминиевых опилок, то они сгорают в броме с образованием бромистого алюминия, что сопровождается выделением бурых паров брома и снопом искр. Реакция идет по следующему уравнению:
2Аl + ЗВr2 = 2АlВr3

Опыт производится в приборе, изображенном на рис. 24. Длинная трубка 1 выполняет роль воздушного холодильника. Горят в броме также олово, сурьма, а калий с бромом дает сильный взрыв.

Рис. 22. Самовоспламенение сурьмы в хлоре

Иод также реагирует с металлами, образуя йодистые соли. Особенно интересно происходит реакция алюминия с иодом. Для этого кристаллы иода растирают в ступке до образования мелкого порошка, а затем на асбестированной сетке смешивают иод с алюминиевой пылью. Смесь, посуда и материалы должны быть совершенно сухими. Если после этого добавить к смеси каплю воды, которая является катализатором в этом процессе, то смесь воспламеняется и горит, выделяя фиолетовые клубы паров иода
2Аl + 3I2 = 2АlI3

Следует отметить, что иод реагирует с металлами труднее, чем хлор и бром.
В отличие от большинства других простых веществ галогены в непосредственное взаимодействие с кислородом не вступают, так как кислород и галогены обладают близкими значениями электроотрицательности. Вместе с тем кислородные соединения галогенов косвенным путем получены и существуют.

Рис. 23. Горение натрия в хлоре.
1- металлический натрий
2- хлоркальцивая трубка
3- хлор
4- едкий калий

■ 14. Докажите путем составления электронного баланса, что в реакциях с водородом и металлами галогены ведут себя как окислители. Обоснуйте такое поведение строением атома галогенов.

15. Какой объем хлористого водорода может быть получен при реакции с водородом 20 л хлора? (эта задача решается целиком в объемах).
16. Для того чтобы образующийся хлористый водород не был загрязнен хлором, при взаимодействии хлора с водородом последнего берут на 5% больше требуемого количества. Рассчитайте, какой объем водорода следует взять для получения 50 л хлористого водорода. (См. Ответ)

14

13 15

znaesh-kak.com

Разное

Отправить ответ

avatar
  Подписаться  
Уведомление о