Запишем уравнение реакции взаимодействия хлора с йодидом калия:
Cl 2 + 2KI = I 2 + 2KCl
Молярная масса йода, рассчитанная с использованием таблицы химических элементов Д.И. Менделеева, равна – 254 г/моль. Найдем количество вещества образовавшегося йода:
v(I 2) = m(I 2)/M(I 2)
Атом водорода имеет электронную формулу внешнего (и единственного) электронного уровня 1s
1 . С одной стороны, по наличию одного электрона на внешнем электронном уровне атом водорода похож на атомы щелочных металлов. Однако, ему, так же как и галогенам не хватает до заполнения внешнего электронного уровня всего одного электрона, поскольку на первом электронном уровне может располагаться не более 2-х электронов. Выходит, что водород можно поместить одновременно как в первую, так и в предпоследнюю (седьмую) группу таблицы Менделеева, что иногда и делается в различных вариантах периодической системы: С точки зрения свойств водорода как простого вещества, он, все-таки, имеет больше общего с галогенами. Водород, также как и галогены, является неметаллом и образует аналогично им двухатомные молекулы (H 2). В обычных условиях водород представляет собой газообразное, малоактивное вещество. Невысокая активность водорода объясняется высокой прочностью связи между атомами водорода в молекуле, для разрыва которой требуется либо сильное нагревание, либо применение катализаторов, либо и то и другое одновременно. Взаимодействие водорода с простыми веществами с металлами Из металлов водород реагирует только с щелочными и щелочноземельными! К щелочным металлам относятся металлы главной подгруппы I-й группы (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr), а к щелочно-земельным — металлы главной подгруппы II-й группы, кроме бериллия и магния (Ca, Sr, Ba, Ra)
При взаимодействии с активными металлами водород проявляет окислительные свойства, т.е. понижает свою степень окисления. При этом образуются гидриды щелочных и щелочноземельных металлов, которые имеют ионное строение. Реакция протекает при нагревании: Следует отметить, что взаимодействие с активными металлами является единственным случаем, когда молекулярный водород Н 2 является окислителем. с неметаллами Из неметаллов водород реагирует только c углеродом, азотом, кислородом, серой, селеном и галогенами!
Под углеродом следует понимать графит или аморфный углерод, поскольку алмаз — крайне инертная аллотропная модификация углерода. При взаимодействии с неметаллами водород может выполнять только функцию восстановителя, то есть только повышать свою степень окисления: Взаимодействие водорода со сложными веществами с оксидами металлов Водород не реагирует с оксидами металлов, находящихся в ряду активности металлов до алюминия (включительно), однако, способен восстанавливать многие оксиды металлов правее алюминия при нагревании: c оксидами неметаллов Из оксидов неметаллов водород реагирует при нагревании с оксидами азота, галогенов и углерода. Из всех взаимодействий водорода с оксидами неметаллов особенно следует отметить его реакцию с угарным газом CO. Смесь CO и H 2 даже имеет свое собственное название – «синтез-газ», поскольку из нее в зависимости от условий могут быть получены такие востребованные продукты промышленности как метанол, формальдегид и даже синтетические углеводороды: c кислотами С неорганическими кислотами водород не реагирует!
Из органических кислот водород реагирует только с непредельными, а также с кислотами, содержащими функциональные группы способные к восстановлению водородом, в частности альдегидные, кето- или нитрогруппы. c солями В случае водных растворов солей их взаимодействие с водородом не протекает. Однако при пропускании водорода над твердыми солями некоторых металлов средней и низкой активности возможно их частичное или полное восстановление, например: Химические свойства галогенов Галогенами называют химические элементы VIIA группы (F, Cl, Br, I, At), а также образуемые ими простые вещества. Здесь и далее по тексту, если не сказано иное, под галогенами будут пониматься именно простые вещества. Все галогены имеют молекулярное строение, что обусловливает низкие температуры плавления и кипения данных веществ. Молекулы галогенов двухатомны, т.е. их формулу можно записать в общем виде как Hal 2 . Следует отметить такое специфическое физическое свойство йода, как его способность к сублимации
или, иначе говоря, возгонке
. Возгонкой
, называют явление, при котором вещество, находящееся в твердом состоянии, при нагревании не плавится, а, минуя жидкую фазу, сразу же переходит в газообразное состояние. Электронное строение внешнего энергетического уровня атома любого галогена имеет вид ns 2 np 5 , где n – номер периода таблицы Менделеева, в котором расположен галоген. Как можно заметить, до восьмиэлектронной внешней оболочки атомам галогенов не хватает всего одного электрона. Из этого логично предположить преимущественно окисляющие свойства свободных галогенов, что подтверждается и на практике. Как известно, электроотрицательность неметаллов при движении вниз по подгруппе снижается, в связи с чем активность галогенов уменьшается в ряду: F 2 > Cl 2 > Br 2 > I 2 Взаимодействие галогенов с простыми веществами Все галогены являются высокоактивными веществами и реагируют с большинством простых веществ. Однако, следует отметить, что фтор из-за своей чрезвычайно высокой реакционной способности может реагировать даже с теми простыми веществами, с которыми не могут реагировать остальные галогены. К таким простым веществам относятся кислород, углерод (алмаз), азот, платина, золото и некоторые благородные газы (ксенон и криптон). Т.е. фактически, фтор не реагирует лишь с некоторыми благородными газами.
Остальные галогены, т.е. хлор, бром и йод, также являются активными веществами, однако менее активными, чем фтор. Они реагируют практически со всеми простыми веществами, кроме кислорода, азота, углерода в виде алмаза, платины, золота и благородных газов. Взаимодействие галогенов с неметаллами водородом При взаимодействии всех галогенов с водородом образуются галогеноводороды
с общей формулой HHal. При этом, реакция фтора с водородом начинается самопроизвольно даже в темноте и протекает со взрывом в соответствии с уравнением: Реакция хлора с водородом может быть инициирована интенсивным ультрафиолетовым облучением или нагреванием. Также протекает со взрывом: Бром и йод реагируют с водородом только при нагревании и при этом, реакция с йодом является обратимой: фосфором Взаимодействие фтора с фосфором приводит к окислению фосфора до высшей степени окисления (+5). При этом происходит образование пентафторида фосфора: При взаимодействии хлора и брома с фосфором возможно получение галогенидов фосфора как в степени окисления + 3, так и в степени окисления +5, что зависит от пропорций реагирующих веществ: При этом в случае белого фосфора в атмосфере фтора, хлора или жидком броме реакция начинается самопроизвольно. Взаимодействие же фосфора с йодом может привести к образованию только триодида фосфора из-за существенно меньшей, чем у остальных галогенов окисляющей способности: серой Фтор окисляет серу до высшей степени окисления +6, образуя гексафторид серы: Хлор и бром реагируют с серой, образуя соединения, содержащие серу в крайне не свойственных ей степенях окисления +1 и +2. Данные взаимодействия являются весьма специфичными, и для сдачи ЕГЭ по химии умение записывать уравнения этих взаимодействий не обязательно. Поэтому три нижеследующих уравнения даны скорее для ознакомления: Взаимодействие галогенов с металлами Как уже было сказано выше, фтор способен реагировать со всеми металлами, даже такими малоактивными как платина и золото: Остальные галогены реагируют со всеми металлами кроме платины и золота: Реакции галогенов со сложными веществами Реакции замещения с галогенами Более активные галогены, т.е. химические элементы которых расположены выше в таблице Менделеева, способны вытеснять менее активные галогены из образуемых ими галогеноводородных кислот и галогенидов металлов: Аналогичным образом, бром и йод вытесняют серу из растворов сульфидов и или сероводорода: Хлор является более сильным окислителем и окисляет сероводород в его водном растворе не до серы, а до серной кислоты: Взаимодействие галогенов с водой Вода горит во фторе синим пламенем в соответствии с уравнением реакции: Бром и хлор реагируют с водой иначе, чем фтор. Если фтор выступал в роли окислителя, то хлор и бром диспропорционируют в воде, образуя смесь кислот. При этом реакции обратимы: Взаимодействие йода с водой протекает в настолько ничтожно малой степени, что им можно пренебречь и считать, что реакция не протекает вовсе. Взаимодействие галогенов с растворами щелочей Фтор при взаимодействии с водным раствором щелочи опять же выступает в роли окислителя: Умение записывать данное уравнение не требуется для сдачи ЕГЭ. Достаточно знать факт о возможности такого взаимодействия и окислительной роли фтора в этой реакции. В отличие от фтора, остальные галогены в растворах щелочей диспропорционируют, то есть одновременно и повышают и понижают свою степень окисления. При этом, в случае хлора и брома в зависимости от температуры возможно протекание по двум разным направлениям. В частности, на холоду реакции протекают следующим образом: а при нагревании: Йод реагирует с щелочами исключительно по второму варианту, т.е. с образованием йодата, т.к. гипоиодит не устойчив не только при нагревании, но также при обычной температуре и даже на холоду.
1.
Общая характеристика галогенов
.
Строение атомов и степени окисления
галогенов в соединениях. Характер
изменения атомных радиусов, энергий
ионизации, сродства к электрону и
электроотрицательности в ряду F - At.
Характер химических связей галогенов
с металлами и неметаллами. Устойчивость
высших валентных состояний галогенов.
Особенности фтора.
1.
с. 367-371; 2.
с. 338-347; 3.
с. 415-416; 4.
с. 270-271; 7.
с. 340-345. 2.
Строение
молекул и физические свойства простых
веществ галогенов
.
Характер химической связи в молекулах
галогенов. Физические свойства галогенов:
агрегатное состояние, температуры
плавления и кипения в ряду фтор – астат,
растворимость в воде и в органических
растворителях.
1.
с. 370-372; 2.
с. 340-347; 3.
с. 415-416; 4.
с. 271-287; 8.
с. 367-370. 3.
Химические
свойства галогенов
.
Причины высокой химической активности
галогенов и её изменение по группе.
Отношение к воде, растворам щелочей, к
металлам и неметаллам. Влияние температуры
на состав продуктов диспропорционирования
галогенов в растворах щелочей. Особенности
химии фтора. Природные соединения
галогенов. Принципы промышленных и
лабораторных способов получения
галогенов. Применение галогенов.
Физиологическое и фармакологическое
действие галогенов и их соединений на
живые организмы. Токсичность галогенов
и меры предосторожности при работе с
ними.
1.
с. 372-374, с. 387-388; 2.
с. 342-347; 3.
с. 416-419; 4.
с. 276-287; 7.
с.340-345, с. 355; 8.
с. 380-382.
Простые
вещества галогены, в отличие от водорода,
очень активны. Для них наиболее характерны
окислительные свойства, которые в ряду
F 2
– At 2
постепенно ослабевают. Самый активный
из галогенов - фтор: в его атмосфере
самовоспламеняются даже вода и песок! Галогены энергично реагируют с
большинством металлов, с неметаллами,
со сложными веществами. 4.
Получение
и применение галогенов
.
1.
с. 371-372; 2.
с. 345-347; 3.
с. 416-419; 4.
с. 275-287; 7.
с.340-345; 8.
с. 380-382. Все
способы получения галогенов основаны
на реакциях окисления галогенид-анионов
различными окислителями: 2Гал -1
-2е -
= Гал Галогены
в промышленности получают электролизом
расплавов (F 2
и Cl 2)
или водных растворов (Cl 2)
галогенидов; вытеснением менее активных
галогенов более активными из соответствующих
галогенидов (I 2
- бромом; I 2
или Br 2
- хлором) Галогены
в лаборатории получают окислением
галогеноводородов (HCl, HBr) в растворах
сильными окислителями (KMnO 4 ,
K 2 Cr 2 O 7 ,
PbO 2 ,
MnO 2 ,
KClO 3);
окислением галогенидов (NaBr, KI) указанными
окислителями в кислой среде (H 2 SO 4). Бинарные соединения галогенов1.
Соединения
с водородом (галогеноводороды)
.
Характер химической связи в молекулах.
Полярность молекул. Физические свойства,
агрегатное состояние, растворимость в
воде. Характер изменения температур
плавления и кипения в ряду HF – HI.
Ассоциация молекул фтороводорода.
Термическая устойчивость галогеноводородов.
Реакционная способность. Кислотные
свойства, особенности плавиковой
кислоты. Восстановительные свойства.
Общие принципы получения галогеноводородов:
синтез из простых веществ и из галогенидов.
Хлороводород и соляная кислота. Физические
и химические свойства. Способы получения.
Применение соляной кислоты. Роль соляной
кислоты и хлоридов в процессах
жизнедеятельности. Галогениды.
1.
с. 375-382; 2.
с. 347-353; 3.
с. 419-420; 4.
с. 272-275, с. 289-292; 7.
с.354-545; 8.
с. 370-373, с. 374-375. 2
.
Соединения
галогенов с кислородом.
1.
с. 377-380; 2.
с. 353-359; 3.
с. 420-423; 4.
с. 292-296; 7.
с.350-354; 8.
с. 375-376, с. 379. 3.
Соединения
с другими неметаллами.
1.
с. 375-381; 2.
с. 342-345; 4.
с. 292-296; 7.
с.350-355. 4
.
Соединения
с металлами
.
2.
с. 342; 4.
с. 292-296; 7.
с.350-355. Многоэлементные
соединения галогенов
1.
Кислородсодержащие
кислоты хлора и их соли.
Хлорноватистая, хлористая, хлорноватая
и хлорная кислоты. Изменение кислотных
свойств, устойчивости и окислительных
свойств в ряду HClO – HClO
4
.
Принципы получения этих кислот.
Гипохлориты, хлориты, хлораты и перхлораты.
Термическая устойчивость и окислительные
свойства. Общие принципы получения
солей. Применение солей. Хлорная известь.
Бертоллетова соль. Перхлорат аммония.
1.
с. 382-387; 2.
с. 353-359; 3.
с. 423; 4.
с. 292-296; 7.
с.350-354; 8.
с. 375-378. 2
.
Кислородсодержащие
кислоты брома и иода и их соли
.
1.
с. 382-387; 2.
с. 353-359; 3.
с. 423; 4.
с. 292-296; 7.
с.350-354; 8.
с. 379-380. 3
.
Применение
галогенов и их важнейших соединений
1.
с. 387-388; 2.
с. 345-347; 3.
с. 419-423; 4.
с. 272-296; 8.
с. 380-382. 4
.
Биологическая
роль соединений галогенов
1.
с. 387-388; 2.
с. 340-347; 3.
с. 419-423; 4.
с. 272-296; 8.
с. 380-382. Взаимосвязь
важнейших соединений хлора:
Галогены – так обозначаются элементы химической таблицы Менделеева, расположенные в семнадцатой группе. Особенность в том, что они вступают в реакцию почти что со всеми веществами простого типа, исключая лишь определенные неметаллы. Так как они выступают в роли энергетических окислителей, в природе они смешиваются с другими веществами. Химическая активность галогенов напрямую зависит от порядкового номера. Общие сведения о галогенах
Галогенами называют данные элементы: фтор, хлор, бром, йод и астат. Все они относятся к ярко выраженным неметаллам. Только лишь в йоде можно при определенных обстоятельствах обнаружить свойства, приписываемые металлам. Изначально был использован термин «галоген» в 1811 году немецким ученым И. Швейггером, который дословно с греческого переводится как «солерод». Будучи в основном состоянии электронная конфигурация атомов галогенов следующая – ns 2 np 5, где буквой n отмечается главное квантовое число или период. Если сравнить атом хлора с остальными галогенами, будет заметно, что его электроны слабо экранированы от ядра, из-за чего тот характеризуется высокой удельной электронной плотностью и меньшим радиусом, а также имеет большие значения энергии ионизации и электроотрицательности. Фтор (F) – элемент, доступный в виде солей, которые рассеяны по разным горным породам. Наиболее важное соединение – минерал флюорит и плавиковый шпат. Также небезызвестен минерал криолит. Хлор (Cl) – является наиболее распространенным галогеном. Его важнейшим природным соединением считается хлорид натрия, который применяется в качестве основного сырья, если нужно получить другие хлористые соединения. Хлорид натрия в большей массе распространен в водах морей и океанов, но встретить его можно и в некоторых озерах. Отыскать данный галоген можно и в твердом виде, так называемой каменной соли. Бром (Br) – в условиях природы имеет вид солей натрия и калия в паре с хлористыми солями. Как правило, встречается в соленых озерах и морях. Йод (J) – химический элемент, который также нередко встречается в морской воде, но в очень малых количествах, поэтому выделение его из влаги – процедура достаточно затруднительная. Заметим, что существует определенный вид морских водорослей – ламинарии, в их тканях происходит накопление йода. Из золы этих водорослей и добывается йод. Встретить йод можно и в буровых водах, пролегающих под землей. Астат (At) – практически не встречаемый в условиях природы химический элемент. Чтобы его добыть, искусственно осуществляются ядерные реакции. У астата имеется самый долгоживущий изотоп, период полураспада которого составляет 8.3 часа. Химические особенности галогенов
Задавая вопрос, галогены – что это такое, следует ответить, что это все элементы Менделеевской таблицы, где у каждого есть свой собственный показатель химической активности. При рассмотрении последней у фтора следует отметить, что она максимально высокая. Академик А.Е. Ферсман называет фтор всесъедающим. Так, если взять комнатную температуру, то в атмосфере фтора будут сгорать железо, свинец и щелочные металлы. Важно!
Фтор не оказывает никакого воздействия на определенные металлы (медь, никель), на поверхности которых образуется защитный слой в виде фторида. Но если нагреть фтор, реакция начнет появляться. Отметим реакцию фтора на многие неметаллы, среди которых водород, йод, углерод, бор и другие. В условиях холода образуются соответствующие соединения, которые способны привести к взрыву или образованию пламени. Фтор не способен реагировать лишь на кислород, азот и углерод (последний должен быть в виде алмаза). Очень энергичная реакция замечена на сложные вещества. В атмосфере фтора сгорают даже довольно стойкие вещества в виде стекла (вата) и водяного пара. Следует заметить, что фтор нельзя растворить в воде, так как он способен ее энергично растворять. Обратите внимание!
Фтор является самым сильным окислителем. Каждые галогенные соединения имеют свои особенности, так, у хлора также заметна высокая химическая активность, хоть и уступающая фтору. Данный элемент способен оказывать действие на все простые вещества, исключая лишь кислород, азот и благородные газы. В условиях высокой температуры следующие неметаллы: фосфор, мышьяк, кремний и сурьма, вступая в реакцию с хлором, выделяют большое количество тепла. В условиях комнатной температуры и без света хлор почти что не оказывает воздействия на водород, но если его нагреть или добавить яркий солнечный свет, реакция способна привести к взрыву. Реакция хлора на воду следующая: образуется соляная и хлорноватистая кислота. Если в хлор внести фосфор, то последний загорится, в результате чего образуется трех,- и пятихлористый фосфор. Чтобы получить хлор, необходимо осуществить электролиз концентрированных водных растворов NaCl. Со стороны угольного анода начнет выделяться хлор, а на катоде – водород. Используя хлор, получают хлористый водород и соляную кислоту, которая применяется с целью отбеливания бумаги и тканей и, если требуется обеззаразить питьевую воду. Галогенные соединения с бромом имеют более низкую химическую активность, нежели с хлором. Бром с водородом соединяются лишь в условиях нагревания. Для получения брома необходимо окислить HBr. В промышленных условиях используются бромиды и хлористый раствор. На территории России основной источник брома – подземные буровые воды и насыщенные растворы определенных соляных озер. У йода еще меньший показатель химической активности, которую имеют другие галогенные соединения. Несмотря на меньшую активность, данный элемент также способен вступать в реакцию со многими неметаллами в обычных условиях, в результате чего образуются соли (если обратить внимание, то слово «галоген» исходит от слов «рождение соли»). Для реакции йода с водородом требуется довольно сильное нагревание. Сама реакция неполная, так как жидкий водород начинает разлагаться. Сравнивая галогенные соединения, отмечается, что их активность становится меньше от фтора к астату. Особенность галогенов в том, что они вступают в реакцию со многими простыми веществами. В случае с металлами наблюдается быстрая реакция, при которой выделяется большое количество тепла. Особенности добычи и использования галогенов
В естественных условиях галогены – анионы, поэтому для получения свободных галогенов применяется метод окисления электролизом или с использованием окислителей. К примеру, чтобы получить хлор, необходимо сделать гидролиз раствора поваренной соли. Галогенные соединения используются во многих отраслях:
- Фтор. Несмотря на большую реактивность, данный химический элемент находит частое применение в промышленности. К примеру, фтор – ключевой элемент тефлона и прочих фторполимеров. Также в виде органических химических веществ представим хлорфторуглероды, ранее используемые как хладагенты и пропелленты в аэрозолях. Впоследствии их прекратили применять, так как была вероятность, что они воздействуют на окружающую среду. Фтор часто встречается в составе зубной пасты, направленный на сохранение целостности зубов. Также данный галоген можно застать в глине, где он актуален для производства керамики;
- Хлор. Наиболее частое использование хлора – дезинфекция питьевой воды и бассейнов. А такое соединение, как гипохлорит натрия, – основной компонент отбеливателя. Промышленные структуры и лаборатории не обходятся без применения соляной кислоты. В состав поливинилхлорида также входит фтор, как и в другие полимеры, при помощи которых осуществляется изоляция труб, проводки и прочих коммуникаций. Нашлось хлору применение и в фармацевтике, где на его основе производятся лекарства, при помощи которых лечатся инфекции, аллергии и диабет. Как было отмечено выше, хлор хорошо дезинфицирует, поэтому с его помощью стерилизуется больничное оборудование;
- Бром. Главная особенность данного химического элемента в том, что он негорюч. По этой причине он успешно используется для подавления горения. Бром в составе с другими элементами в одно время шел для производства специальных средств для огорода, благодаря которым гибли все бактерии. Но со временем средство запретили с предлогом, что последнее оказывает негативное воздействие на озоновый слой планеты. Также бром актуален в таких сферах: производство бензина, изготовление фотопленки, огнетушителей и некоторых лекарств;
- Йод. Важный химический элемент, от которого зависит правильное функционирование щитовидной железы. Из-за нехватки йода в организме последняя может даже начать увеличиваться в размерах. Йод себя отлично зарекомендовал как антисептическое средство. Йод встречается в растворах, при помощи которых очищают раны;
- Астат. Данный галоген является не только редкоземельным, но и радиоактивным, по этой причине не находит особенного применения.
Галогены и их физические свойства
Наличие тех или иных химических и физических свойств напрямую зависит от строения атома элемента. По большей части, у всех галогенов схожие свойства, но все же имеются определенные особенности:
- Фтор. Элемент в виде светло-зеленого газа с ядовитыми свойствами;
- Хлор. Желто-зеленый газ, также ядовитый, с резким, удушливым и неприятным запахом. Элемент способен легко растворяться в воде, из-за чего образуется хлорная вода;
- Бром. Выступает в качестве единственного жидкого неметалла. Это тяжелый элемент, выполненный в красно-буром цвете. Если поместить бром в какой-либо сосуд, стенки последнего окрасятся в красно-бурый цвет, выделяемый с парами галогена. Запах брома тяжелый и неприятный. Для хранения брома используются специальные склянки, имеющие притертые пробки и колпаки. Важно заметить, что последние не должны быть сделаны из резины, так как элемент способен легко разъесть этот материал;
- Йод. Темно-серое кристаллическое вещество, в парах имеющее фиолетовый цвет. Обычные условия не дают возможность привести йод в состояние плавления, а тем более кипения, так как даже слабое нагревание элемента приводит к его возгонке: когда он из твердого переходит в газообразное состояние. Этим свойством обладает не только йод, но и некоторые другие вещества. Это свойство пригодилось при очистке веществ от примесей. Йод – один из тех элементов, которые плохо растворяются в воде. Последняя получает светло-желтый цвет. Особенно хорошо йод способен растворяться в спирте, в результате чего начали делать 5-10% йодный раствор, называемый йодной настойкой.
Галогенные соединения и их роль в организме человека
При выборе зубной пасты многие обращают внимание на состав: есть ли в нем фтор. Данный компонент добавляется не просто так, ведь именно он способствует построению зубной эмали и костей, а также способен сделать зубы более стойкими к кариесу. Процессы обмена веществ также не обходятся без помощи фтора. В организме человека немаловажное значение играет также хлор, активно участвующий в сохранении водно-солевого баланса, а также поддерживающий осмотическое давление. Благодаря хлору, эффективнее функционирует обмен веществ, построение тканей. Лучшему пищеварению способствует именно соляная кислота, без которой невозможно было бы переваривать пищу. Хлор обязателен для человеческого организма и должен поступать в него в определенных количествах. Если пренебрегать нормой поступления элемента в организм, можно столкнуться с отеками, головными болями и прочими неприятными ощущениями. Бром в небольших количествах находится в мозге, почках, крови и печени. В медицине бром – отличное средство успокоительного типа. Однако его необходимо давать в строгих пропорциях, так как последствия у передозировки не лучшие: угнетенное состояние нервной системы. Йод строго необходим щитовидной железе, помогая последней активно бороться с поступающими в организм бактериями. Если в организме человека недостаточно йода, может начаться заболевание щитовидной железы. В качестве вывода отметим, что галогены необходимы не только для реализации многих повседневных вещей, но и для эффективного функционирования нашего организма. Данные химические элементы имеют определенные особенности, которые находят свое применение в различных отраслях человеческой жизнедеятельности. Видео
Химия Элементов
Неметаллы VIIА-подгруппы
Элементы VIIА-подгруппы являются типичными неметаллами с высокой
электротрицательностью, они имеют групповое название – «галогены».
Основные вопросы, рассматриваемые в лекции
Общая характеристика неметаллов VIIА-подгруппы. Электронное строение, важнейшие характеристики атомов. Наиболее характерные сте-
пени окисления. Особенности химии галогенов.
Простые вещества.
Природные соединения.
Соединения галогенов
Галогенводородные кислоты и их соли. Соляная и плавиковая ки-
слота, получение и применение.
Галогенидные комплексы.
Бинарные кислородные соединения галогенов. Неустойчивость ок-
Окислительно-восстановительные свойства простых веществ и со-
единений. Реакции диспропорционирования. Диаграммы Латимера.
Исполнитель:
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
Мероприятие №
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
Химия элементов VIIA-подгруппы
Общая характеристика
VIIА-группу образуют р-элементы:
фтор F, хлор
Cl, бром Br, иод I и астат At.
Общая формула валентных электронов –
ns
2
np
5
.
Все элементы VIIА-группы – типичные неметаллы.
|
|
|
|
|
|
Как видно из распреде-
|
|
|
|
|
|
|
|
ления валентных электронов
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
по орбиталям атомам
|
не хватает всего одного электрона
|
для формирования устойчивой восьмиэлектронной обо-
лочки, поэтому у них
сильно выражена тенденция к
присоединению электрона.
Все элементы легко образуют простые однозаряд-
ные анионы Г –
.
В форме простых анионов элементы VIIА-группы находятся в природной воде и в кристаллах природных солей, например, галита NaCl, сильвина KCl, флюорита
CaF2
.
Общее групповое название элементов VIIА-
группы
«галогены»
, т. е. «рождающие соли», связано с тем, что большинство их соединений с металлами пред-
ставляет собой типичные соли (CaF2
, NaCl, MgBr2
, KI), ко-
торые могут быть получены при непосредственном взаи-
модействии металла с галогеном. Свободные галогены получают из природных солей, поэтому название «галогены» также переводят, как «рожденные из солей».
Исполнитель:
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
Мероприятие №
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
Минимальная степень окисления (–1) является наиболее устойчивой
у всех галогенов.
Некоторые характеристики атомов элементов VIIА-группы приведены в
Важнейшие характеристики атомов элементов VIIА-группы
|
|
Относитель-
|
|
Сродство
|
|
|
|
|
|
ная электро-
|
|
|
|
|
|
|
|
отрицатель-
|
ионизации,
|
|
|
|
|
|
|
ность (по
|
|
|
|
|
|
|
|
Поллингу)
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
увеличение числа
|
|
|
|
|
|
|
|
электронных слоев;
|
|
|
|
|
|
|
|
увеличение размера
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
уменьшение элек-
|
|
|
|
|
|
|
|
троотрицательности
|
|
Галогены отличаются высоким сродством к электрону (максимальным у
Cl) и очень большой энергией ионизации (максимальной у F) и максимально
возможной в каждом из периодов электроотрицательностью. Фтор – самый
электроотрицательный из всех химических элементов.
Наличие одного неспаренного электрона в атомах галогенов обуславли-
вает объединение атомов в простых веществах в двухатомные молекулы Г2
.
Для простых веществ галогенов наиболее характерны окислитель-
ные свойства
,
наиболее сильные у F2
и ослабевающие при переходе к I2
.
Галогены характеризуются наибольшей реакционной способностью из всех неметаллических элементов. Фтор даже среди галогенов выделя-
ется чрезвычайно высокой активностью.
Элемент второго периода – фтор наиболее сильно отличается от дру-
гих элементов подгруппы
. Это общая закономерность для всех неметаллов.
Исполнитель:
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
Мероприятие №
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
Фтор
, как самый электроотрицательный элемент, не проявляет поло-
жительных степеней окисления
.
В любых соединениях, в том числе с ки-
слородом, фтор находится в степени окисления (-1).
Все остальные галогены проявляют положительные степени окис-
ления вплоть до максимальной +7.
Наиболее характерные степени окисления галогенов:
F :
-1, 0;
Cl, Br, I:
-1,
0, +1, +3, +5, +7.
У Cl известны оксиды, в которых он находится в степенях окисления: +4 и +6.
Наиболее важными соединениями галогенов, в положительных сте-
пенях окисления, являются кислородсодержащие кислоты и их соли.
Все соединения галогенов в положительных степенях окисления яв-
ляются сильными окислителями.
жуточную степень окисления.
Диспропорционированию способствует щелочная среда.
Практическое применение простых веществ и кислородных соедине-
ний галогенов связано главным образом с их окислительным действием.
Самое широкое практическое применение находят простые вещества Cl2
и F2
. Наибольшее количество хлора и фтора расходуется в промышленном ор-
ганическом синтезе: в производстве пластмасс, хладоагентов, растворителей,
ядохимикатов, лекарств. Значительное количество хлора и йода используется для получения металлов и для их рафинирования. Хлор используется также
для отбеливания целлюлозы, для обеззараживания питьевой воды и в произ-
водстве хлорной извести и соляной кислоты. Соли оксокислот используются в производстве взрывчатых веществ.
Исполнитель:
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
Мероприятие №
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
Широкое практическое применение находят кислоты – соляная и плави-
Фтор и хлор принадлежат к двадцати самым распространенным элемен-
там, значительно меньше в природе брома и иода. Все галогены находятся в природе в степени окисления
(–1).
Лишь йод встречается в виде соли KIO3
,
которая как примесь входит в чилийскую селитру (KNO3
).
Астат – искусственно полученный радиоактивный элемент (его нет в природе). Неустойчивость At отражается в названии, которое происходит от греч. «астатос» – «неустойчивый». Астат является удобным –излучателем для радиотерапии раковых опухолей.
Простые вещества
Простые вещества галогенов образованы двухатомными молекулами Г2
.
В простых веществах при переходе от F2
к I2
с увеличением числа элек-
тронных слоев и возрастанием поляризуемости атомов происходит усиление
межмолекулярного взаимодействия, приводящее к изменению агрегатного со-
стояния при стандартных условиях.
Фтор (при обычных условиях) – желтый газ, при –181о
С переходит в
жидкое состояние.
Хлор
– желто-зеленый газ, переходит в жидкость при –34о
С. С цветом га-
за связано название Cl, оно происходит от греческого «хлорос» – «желто–
зеленый». Резкое повышение температуры кипения у Cl2
по сравнению с F2
,
указывает на усиление межмолекулярного взаимодействия.
Бром
– темно-красная, очень летучая жидкость, кипит при 58,8о
С. На-
звание элемента связано с резким неприятным запахом газа и образовано от
«бромос» – «зловонный».
Йод
– темно-фиолетовые кристаллы, со слабым «металлическим» бле-
ском, которые при нагревании легко возгоняется, образуя фиолетовые пары;
при быстром охлаждении
|
паров до 114о
С
|
|
образуется жидкость. Температура
|
Исполнитель:
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
Мероприятие №
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
кипения йода равна 183о
С. От цвета паров йода происходит его название –
«иодос» – «фиолетовый».
Все простые вещества имеют резкий запах и являются ядовитыми.
Вдыхание их паров вызывает раздражение слизистых оболочек и дыхательных органов, а при больших концентрациях – удушье. Во время первой мировой войны хлор применяли в качестве отравляющего вещества.
Газообразный фтор и жидкий бром вызывают ожоги кожи. Работая с га-
логенами, следует соблюдать меры предосторожности.
Поскольку простые вещества галогенов образованы неполярными моле-
кулами, они хорошо растворяются в неполярных органических растворителях:
спирте, бензоле, четыреххлористом углероде и т. п. В воде хлор, бром и иод ограниченно растворимы, их водные растворы называют хлорной, бромной и иодной водой. Лучше других растворяется Br2
, концентрация брома в насы-
щенном растворе достигает 0,2 моль/л, а хлора – 0,1 моль/л.
Фтор разлагает воду:
2F2
+ 2H2
O = O2
+ 4HF
Галогены проявляют высокую окислительную активность и перехо-
дят в галогенидные анионы.
Г2
+ 2e–
2Г–
Особенно высокой окислительной активностью обладает фтор. Фтор окисляет благородные металлы (Au, Pt).
Pt + 3F2
= PtF6
Взаимодействует даже с некоторыми инертными газами (криптоном,
ксеноном и радоном), например,
Xe + 2F2
= XeF4
В атмосфере F2
горят многие очень устойчивые соединения, например,
вода, кварц (SiO2
).
SiO2
+ 2F2
= SiF4
+ O2
Исполнитель:
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
Мероприятие №
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
В реакциях с фтором даже такие сильные окислители, как азотная и сер-
ная кислота, выступают в роли восстановителей, при этом фтор окисляет вхо-
дящий в их состав О(–2).
2HNO3
+ 4F2
= 2NF3
+ 2HF + 3O2
H2
SO4
+ 4F2
= SF6
+ 2HF + 2O2
Высокая реакционная способность F2
создает трудности с выбором кон-
струкционных материалов для работы с ним. Обычно для этих целей использу-
ют никель и медь, которые, окисляясь, образуют на своей поверхности плотные защитные пленки фторидов. Название F связано с его агрессивным действи-
ем, оно происходит от греч. «фторос» – «разрушающий».
В ряду F2
, Cl2
, Br2
, I2
окислительная способность ослабевает из-за
уве-
личения размера атомов и уменьшения электроотрицательности.
В водных растворах окислительные и восстановительные свойства ве-
ществ обычно характеризуют с помощью электродных потенциалов. В таблице приведены стандартные электродные потенциалы (Ео
, В) для полуреакций вос-
становления галогенов. Для сравнения также приведено значение Ео
для ки-
слорода – самого распространенного окислителя.
Стандартные электродные потенциалы для простых веществ галогенов
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
Ео
, В, для реакции
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
O2
+ 4e–
+ 4H+
2H2
O
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
Ео
, В
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
для электродной
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
2Г–
+2е –
= Г2
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
Уменьшение окислительной активности
Как видно из таблицы,
F2
– окислитель значительно более сильный,
чем О2
, поэтому F2
в водных растворах не существует, он окисляет воду,
восстанавливаясь до F–
. Судя по значению Eо
окислительная способность Cl2
Исполнитель:
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
Мероприятие №
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
также выше, чем у О2
. Действительно при длительном хранении хлорной воды происходит ее разложение с выделением кислорода и с образованием HCl. Но реакция идет медленно (молекула Cl2
заметно прочнее, чем молекула F2
и
энергия активации для реакций с хлором выше), быстрее происходит диспро-
порционирование:
Cl2
+ H2
O
HCl + HOCl
В воде оно не доходит до конца (К = 3,9 .
10–4
), поэтому Cl2
существует в водных растворах. Еще большей устойчивостью в воде характеризуются Br2
и I2
.
Диспропорционирование это очень характерная окислительно-
восстановительная реакция для галогенов. Диспропорционирование уси-
ливается в щелочной среде.
Диспропорционирование Cl2
в щелочи приводит к образованию анионов
Cl–
и ClO–
. Константа диспропорционирования равна 7,5 .
1015
.
Cl2
+ 2NaOH = NaCl + NaClO + H2
O
При диспропорционировании йода в щелочи образуются I–
и IO3
–
. Ана-
логично йоду диспропорционирует Br2
. Изменение продукта диспропорцио-
нирования обусловлено тем, что анионы ГО–
и ГО2
–
у Br и I неустойчивы.
Реакция диспропорционирования хлора используется в промышленно-
сти для получения сильного и быстро действующего окислителя гипохлорита,
белильной извести, бертолетовой соли.
3Cl2
+ 6 KOH = 5KCl + KClO3
+ 3H2
O
Исполнитель:
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
Мероприятие №
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
Взаимодействие галогенов с металлами
Галогены энергично взаимодействуют со многими металлами, например:
Mg + Cl2
= MgCl2
Ti + 2I2
TiI4
ГалогенидыNa
+
, в которых металл имеет низкую степень окисления (+1, +2),
– это солеобразные соединения с преимущественно ионной связью. Как прави-
ло, ионные галогениды – это твердые вещества с высокой температурой плав-
Галогениды металлов, в которых металл имеет высокую степень окисле-
ния, – это соединения с преимущественно ковалентной связью.
Многие из них при обычных условиях являются газами, жидкостями или легкоплавкими твердыми веществами. Например, WF6
– газ, MoF6
– жидкость,
TiCl4
– жидкость.
Взаимодействие галогенов с неметаллами
Галогены непосредственно взаимодействуют со многими неметаллами:
водородом, фосфором, серой и др. Например:
H2
+ Cl2
= 2HCl 2P + 3Br2
= 2PBr3
S + 3F2
= SF6
Связь в галогенидах неметаллов преимущественно ковалентная.
Обычно эти соединения имеют невысокие температуры плавления и кипения.
При переходе от фтора к йоду ковалентный характер галогенидов усиливается.
Ковалентные галогениды типичных неметаллов являются кислотными соединениями; при взаимодействии с водой они гидролизуются с образованием кислот. Например:
PBr3
+ 3H2
O = 3HBr + H3
PO3
PI3
+ 3H2
O = 3HI + H3
PO3
PCl5
+ 4H2
O = 5HCl + H3
PO4
Исполнитель:
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
Мероприятие №
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
Две первые реакции используются для получения бромо- и иодоводород-
ной кислоты.
Интергалиды.
Галогены, соединяясь друг с другом, образуют интерга-
лиды
. В этих соединениях более легкий и более электроотрицательный галоген находится в степени окисления (–1), а более тяжелый – в положительной сте-
пени окисления.
За счет непосредственного взаимодействия галогенов при нагревании получаются: ClF, BrF, BrCl, ICl. Существуют и более сложные интергалиды:
ClF3
, BrF3
, BrF5
, IF5
, IF7
, ICl3
.
Все интергалиды при обычных условиях – жидкие вещества с низкими температурами кипения. Интергалиды имеют высокую окислительную ак-
тивность
. Например, в парах ClF3
горят такие химически устойчивые вещества, как SiO2
, Al2
O3
, MgO и др.
2Al2
O3
+ 4ClF3
= 4 AlF3
+ 3O2
+ 2Cl2
Фторид ClF
3
– агрессивный фторирующий реагент, действующий быст-
рее F2
. Его применяют в органических синтезах и для получения защитных пленок на поверхности никелевой аппаратуры для работы с фтором.
В воде интергалиды гидролизуются с образованием кислот. Например,
ClF5
+ 3H2
O = HClO3
+ 5HF
Галогены в природе. Получение простых веществ
В промышленности галогены получают из их природных соединений. Все
процессы получения свободных галогенов основаны на окислении галоге-
нид-ионов.
2Г –
Г2
+ 2e–
Значительное количество галогенов находится в природных водах в виде анионов: Cl–
, F–
, Br –
, I–
. В морской воде может содержаться до 2,5 % NaCl.
Бром и иод получают из воды нефтяных скважин и морской воды.
Исполнитель:
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
Мероприятие №
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
Лучшие статьи по теме
|