Галогены

Электронное строение и некоторые свойства атомов и молекул галогенов

Символ элемента	F	Cl	Br	I	At
Порядковый номер	9	17	35	53	85
Строение внешнего электронного слоя	2s 2 2p 5	3s 2 3p 5	4s 2 4p 5	5s 2 5p 5	6s 2 6p 5
Энергия ионизации, эВ	17,42	12,97	11,84	10,45	~9,2
Сродство атома к электрону, эв	3,45	3,61	3,37	3,08	~2,8
Относительная электроотрицательность (ЭО)	4,0	3,0	2,8	2,5	~2,2
Радиус атома, нм	0,064	0,099	0,114	0,133	–
Межъядерное расстояние в молекуле Э 2 , нм	0,142	0,199	0,228	0,267	–
Энергия связи в молекуле Э 2 (25°С), кДж/моль	159	243	192	157	109
Степени окисления	-1	-1, +1, +3, +4, +5, +7	-1, +1, +4, +5, +7	-1, +1, +3, +5, +7	–
Агрегатное состояние	Бледно-зел. газ	Зел-желт. газ	Бурая жидкость	Темн-фиол. кристаллы	Черные кристаллы
t°пл.(°С)	-219	-101	-8	114	227
t°кип.(°С)	-183	-34	58	185	317
(г * см -3 )	1,51	1,57	3,14	4,93	–
Растворимость в воде (г / 100 г воды)	реагирует с водой	2,5 : 1 по объему	3,5	0,02	–

1) Общая электронная конфигурация внешнего энергетического уровня - nS 2 nP 5 . 2)С возрастанием порядкового номера элементов увеличиваются радиусы атомов, уменьшается электроотрицательность, ослабевают неметаллические свойства (увеличиваются металлические свойства); галогены - сильные окислители, окислительная способность элементов уменьшается с увеличением атомной массы. 3)Молекулы галогенов состоят из двух атомов. 4)С увеличением атомной массы окраска становится более темной, возрастают температуры плавления и кипения, а также плотность. 5)Сила галогеноводородных кислот возрастает с увеличением атомной массы. 6)Галогены могут образовывать соединения друг с другом (например, BrCl) ФТОР И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ Фтор F 2 - открыл А. Муассан в 1886 г . Физические свойства Газ светло-желтого цвета; t°пл.= -219 C, t°кип.= -183 C. Получение Электролиз расплава гидрофторида калия KHF 2 : 2F - - 2e F 2 0 Химические свойства F 2 - самый сильный окислитель из всех веществ: 1. 2F 2 + 2H 2 O 4HF + O 2 2. H 2 + F 2 2HF (со взрывом) 3. Cl 2 + F 2 2ClF Фтористый водород Физические свойства Бесцветный газ, хорошо растворим в воде t°пл. = - 83,5 C; t°кип. = 19,5 C; Получение CaF 2 + H 2 SO 4 (конц.) CaSO 4 + 2HF Химические свойства 1) Раствор HF в воде - слабая кислота (плавиковая): HF H + + F - Соли плавиковой кислоты - фториды 2) Плавиковая кислота растворяет стекло: SiO 2 + 4HF SiF 4 + 2H 2 O SiF 4 + 2HF H 2 [SiF 6 ] гексафторкремниевая кислота ХЛОР И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ Хлор Cl 2 - открыт К. Шееле в 1774 г . Физические свойства Газ желто-зеленого цвета, t°пл. = -101 C, t°кип. = -34°С. Получение Окисление ионов Cl - сильными окислителями или электрическим током: MnO 2 + 4HCl MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O 2KMnO 4 + 16HCl 2MnCl 2 + 5Cl 2 + 2KCl + 8H 2 O K 2 Cr 2 O 7 + 14HCl 2CrCl 3 + 2KCl + 3Cl 2 + 7H 2 O электролиз раствора NaCl (промышленный способ): 2NaCl + 2H 2 O H 2 + Cl 2 + 2NaOH Химические свойства Хлор - сильный окислитель. 1) Реакции с металлами: 2Na + Cl 2 2NaCl Ni + Cl 2 NiCl 2 2Fe + 3Cl 2 2FeCl 3 2) Реакции с неметаллами: H 2 + Cl 2 – h 2HCl 2P + 3Cl 2 2PCl З 3) Реакция с водой: Cl 2 + H 2 O HCl + HClO 4) Реакции со щелочами: Cl 2 + 2KOH – 5 C KCl + KClO + H 2 O 3Cl 2 + 6KOH – 40 C 5KCl + KClO З + 3H 2 O Cl 2 + Ca(OH) 2 CaOCl 2 (хлорная известь) + H 2 O 5) Вытесняет бром и йод из галогеноводородных кислот и их солей. Cl 2 + 2KI 2KCl + I 2 Cl 2 + 2HBr 2HCl + Br 2 Хлористый водород Физические свойства Бесцветный газ с резким запахом, ядовитый, тяжелее воздуха, хорошо растворим в воде (1 : 400). t°пл. = -114 C, t°кип. = -85°С. Получение 1) Синтетический способ (промышленный): H 2 + Cl 2 2HCl 2) Гидросульфатный способ (лабораторный): NaCl(тв.) + H 2 SO 4 (конц.) NaHSO 4 + HCl Химические свойства 1) Раствор HCl в воде - соляная кислота - сильная кислота: HCl H + + Cl - 2) Реагирует с металлами, стоящими в ряду напряжений до водорода: 2Al + 6HCl 2AlCl 3 + 3H 2 3) с оксидами металлов: MgO + 2HCl MgCl 2 + H 2 O 4) с основаниями и аммиаком: HCl + KOH KCl + H 2 O 3HCl + Al(OH) 3 AlCl 3 + 3H 2 O HCl + NH 3 NH 4 Cl 5) с солями: CaCO 3 + 2HCl CaCl 2 + H 2 O + CO 2 HCl + AgNO 3 AgCl + HNO 3 Образование белого осадка хлорида серебра, нерастворимого в минеральных кислотах используется в качестве качественной реакции для обнаружения анионов Cl - в растворе.

Хлориды металлов - соли соляной кислоты, их получают взаимодействием металлов с хлором или реакциями соляной кислоты с металлами, их оксидами и гидроксидами; путем обмена с некоторыми солями 2Fe + 3Cl 2 2FeCl 3 Mg + 2HCl MgCl 2 + H 2 CaO + 2HCl CaCl 2 + H 2 O Ba(OH) 2 + 2HCl BaCl 2 + 2H 2 O Pb(NO 3 ) 2 + 2HCl PbCl 2 + 2HNO 3 Большинство хлоридов растворимы в воде (за исключением хлоридов серебра, свинца и одновалентной ртути). Кислородсодержащие кислоты хлора Хлорноватистая кислота HCl +1 O H–O–Cl Физические свойства Существует только в виде разбавленных водных растворов.

Получение Cl 2 + H 2 O HCl + HClO Химические свойства HClO - слабая кислота и сильный окислитель: 1) Разлагается, выделяя атомарный кислород HClO – на свету HCl + O 2) Со щелочами дает соли - гипохлориты HClO + KOH KClO + H2O 3) 2HI + HClO I 2 + HCl + H 2 O Хлористая кислота HCl +3 O 2 H–O–Cl=O Физические свойства Существует только в водных растворах.

Получение Образуется при взаимодействии пероксида водорода с оксидом хлора (IV), который получают из бертоллетовой соли и щавелевой кислоты в среде H 2 SO 4 : 2KClO 3 + H 2 C 2 O 4 + H 2 SO 4 K 2 SO 4 + 2CO 2 + 2 С lO 2 + 2H 2 O 2ClO 2 + H 2 O 2 2HClO 2 + O 2 Химические свойства HClO 2 - слабая кислота и сильный окислитель; соли хлористой кислоты - хлориты: 1) HClO 2 + KOH KClO 2 + H 2 O 2)Неустойчива, при хранении разлагается 4HClO 2 HCl + HClO 3 + 2ClO 2 + H 2 O Хлорноватая кислота HCl +5 O 3

Физические свойства Устойчива только в водных растворах.

Получение Ba (ClO 3 ) 2 + H 2 SO 4 2HClO 3 + BaSO 4 Химические свойства HClO 3 - Сильная кислота и сильный окислитель; соли хлорноватой кислоты - хлораты: 6P + 5HClO 3 3P 2 O 5 + 5HCl HClO 3 + KOH KClO 3 + H 2 O KClO 3 - Бертоллетова соль; ее получают при пропускании хлора через подогретый (40 C) раствор KOH: 3Cl 2 + 6KOH 5KCl + KClO 3 + 3H 2 O Бертоллетову соль используют в качестве окислителя; при нагревании она разлагается: 4KClO 3 – без кат KCl + 3KClO 4 2KClO 3 – MnO2 кат 2KCl + 3O 2 Хлорная кислота HCl +7 O 4

Физические свойства Бесцветная жидкость, t°кип. = 25 C, t°пл.= -101 C. Получение KClO 4 + H 2 SO 4 KHSO 4 + HClO 4 Химические свойства HClO 4 - очень сильная кислота и очень сильный окислитель; соли хлорной кислоты - перхлораты. 1) HClO 4 + KOH KClO 4 + H 2 O 2) При нагревании хлорная кислота и ее соли разлагаются: 4HClO 4 – t° 4ClO 2 + 3O 2 + 2H 2 O KClO 4 – t° KCl + 2O 2 БРОМ И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ Бром Br 2 - открыт Ж. Баларом в 1826 г . Физические свойства Бурая жидкость с тяжелыми ядовитыми парами; имеет неприятный запах; = 3,14 г/см 3 ; t°пл. = -8 C; t°кип. = 58 C. Получение Окисление ионов Br - сильными окислителями: MnO 2 + 4HBr MnBr 2 + Br 2 + 2H 2 O Cl 2 + 2KBr 2KCl + Br 2 Химические свойства В свободном состоянии бром - сильный окислитель; а его водный раствор - 'бромная вода' (содержащий 3,58% брома) обычно используется в качестве слабого окислителя. 1) Реагирует с металлами: 2Al + 3Br 2 2AlBr 3 2) Реагирует с неметаллами: H 2 + Br 2 2HBr 2P + 5Br 2 2PBr 5 3) Реагирует с водой и щелочами : Br 2 + H 2 O HBr + HBrO Br 2 + 2KOH KBr + KBrO + H 2 O 4) Реагирует с сильными восстановителями: Br 2 + 2HI I 2 + 2HBr Br 2 + H 2 S S + 2HBr Бромистый водород HBr Физические свойства Бесцветный газ, хорошо растворим в воде; t°кип. = -67°С; t°пл. = -87°С. Получение 1) 2NaBr + H 3 PO 4 – t Na 2 HPO 4 + 2HBr 2) PBr 3 + 3H 2 O H 3 PO 3 + 3HBr Химические свойства Водный раствор бромистого водорода - бромистоводородная кислота еще более сильная, чем соляная. Она вступает в те же реакции, что и HCl: 1) Диссоциация: HBr H + + Br - 2) С металлами, стоящими в ряду напряжения до водорода: Mg + 2HBr MgBr 2 + H 2 3) с оксидами металлов: CaO + 2HBr CaBr 2 + H 2 O 4) с основаниями и аммиаком: NaOH + HBr NaBr + H 2 O Fe(OH) 3 + 3HBr FeBr 3 + 3H 2 O NH 3 + HBr NH 4 Br 5) с солями: MgCO 3 + 2HBr MgBr 2 + H 2 O + CO 2 AgNO 3 + HBr AgBr + HNO 3 Соли бромистоводородной кислоты называются бромидами.

Последняя реакция - образование желтого, нерастворимого в кислотах осадка бромида серебра служит для обнаружения аниона Br - в растворе. 6) HBr - сильный восстановитель: 2HBr + H 2 SO 4 (конц.) Br 2 + SO 2 + 2H 2 O 2HBr + Cl 2 2HCl + Br 2 Из кислородных кислот брома известны слабая бромноватистая HBr +1 O и сильная бромноватая HBr +5 O 3 . ИОД И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ Йод I 2 - открыт Б. Куртуа в 1811 г . Физические свойства Кристаллическое вещество темно-фиолетового цвета с металлическим блеском. = 4,9 г/см 3 ; t°пл.= 114 C; t°кип.= 185 C. Хорошо растворим в органических растворителях (спирте, CCl 4 ). Получение Окисление ионов I - сильными окислителями: Cl 2 + 2KI 2KCl + I 2 2KI + MnO 2 + 2H 2 SO 4 I 2 + K 2 SO 4 + MnSO 4 + 2H 2 O Химические свойства 1) c металлами: 2Al + 3I 2 2AlI 3 2) c водородом: H 2 + I 2 2HI 3) с сильными восстановителями: I 2 + SO 2 + 2H 2 O H 2 SO 4 + 2HI I 2 + H 2 S S + 2HI 4) со щелочами: 3I 2 + 6NaOH 5NaI + NaIO 3 + 3H 2 O Иодистый водород Физические свойства Бесцветный газ с резким запахом, хорошо растворим в воде, t°кип. = -35° С ; t° пл . = -51° С . Получение 1) I 2 + H 2 S S + 2HI 2) 2P + 3I 2 + 6H 2 O 2H 3 PO 3 + 6HI Химические свойства 1) Раствор HI в воде - сильная йодистоводородная кислота: HI H + + I - 2HI + Ba(OH) 2 BaI 2 + 2H 2 O Соли йодистоводородной кислоты - йодиды (др. реакции HI см. св-ва HCl и HBr ) 2) HI - очень сильный восстановитель: 2HI + Cl 2 2HCl + I 2 8HI + H 2 SO 4 (конц.) 4I 2 + H 2 S + 4H 2 O 5HI + 6KMnO 4 + 9H 2 SO 4 5HIO 3 + 6MnSO 4 + 3K 2 SO 4 + 9H 2 O 3) Идентификация анионов I - в растворе: NaI + AgNO 3 AgI + NaNO 3 HI + AgNO 3 AgI + HNO 3 Образуется темно-желтый осадок йодида серебра, нерастворимый в кислотах.

Кислородные кислоты йода Йодноватая кислота HI +5 O 3 Бесцветное кристаллическое вещество, t°пл.= 110°С, хорошо растворимое в воде.

Получают : 3I 2 + 10HNO 3 6HIO 3 + 10NO + 2H 2 O HIO 3 - сильная кислота (соли - йодаты) и сильный окислитель.

Йодная кислота H 5 I +7 O 6 Кристаллическое гигроскопичное вещество, хорошо растворимое в воде, t°пл.= 130°С. Слабая кислота (соли - перйодаты); сильный окислитель.

АСТАТ АСТАТ (лат. Astatium), астатин, Аt - радиоактивный химический элемент VII группы периодической системы Менделеева, атомный номер 85. Стабильных изотопов у астата нет; известно не менее 20 радиоактивных изотопов астата, из которых наиболее долгоживущий 210At имеет период полураспада T1/2 8,3 ч.

Многократные попытки ученых разных стран открыть элемент № 85 всевозможными химическими и физическими способами в природных объектах были неудачны. В 1940 Э. Сегре, Т. Корсон и У. Мак-Кензи получили на циклотроне в Беркли (США) первый изотоп 211At, бомбардируя висмут (-частицами.

Название 'астат' дано от греческого astatos - неустойчивый. Лишь после этого искусственного получения астата было показано, что 4 его изотопа (215At, 216At, 218At и 219At) образуются в очень маловероятных (5*10-5 - 0,02%) ответвлениях трех природных рядов радиоактивного распада урана и тория. Астат хорошо адсорбируется на металлах (Ag, Au, Pt), легко испаряется в обычных условиях и в вакууме.

Благодаря этому удается выделить астат (до 85%) из продуктов облучения висмута путем их вакуумной дистилляции с поглощением астата серебром или платиной.

Химические свойства астата очень интересны и своеобразны; он близок как к иоду, так и к полонию, т. е. проявляет свойства и неметалла (галогена) и металла. Такое сочетание свойств обусловлено положением астата в периодической системе: он является наиболее тяжелым (и следовательно, наиболее 'металлическим') элементом группы галогенов.

Рождение современной химии
echo "Большинство экс-периментаторов того периода были откровенными шарлатанами, кото-рые пытались с помощью примитивных химических реакций полу-чить или золото, или философский камень - вещество дающ

Физико-химические методы анализа
echo "Характеристика и область применения. 3. Классификация электрохимических методов анализа. 4. Решение типовых задач. Тонкослойная хроматография (ТСХ, TLC) - один из наиболее используемых методов

Реактор каталитического риформинга
echo "Содержание I. Введение.................................................................................................. 3 II. Реакторы каталитического риформинга................................

Металлы
echo "Полиморфизм для простых веществ известен под названием аллотропия. Олово имеет две кристаллические модификации: · – устойчива ниже 13,2°С ( = 5,75 г/см 3 ). Это серое олово. Оно имеет кристаллич

Системы управления химико-технологическими процессами
echo "Термоэлектрические термометры включают термоэлектрический преобразователь (ТЭП), действие которого основано на использовании зависимости термоэлектродвижущей силы от температуры. Термометры соп

Получение серной кислоты
echo "Серная кислота представляет собой бесцветную вязкую жидкость, плотность 1,83 г/мл ( 20 ). Температура плавления серной кислоты составляет 10, 3 С , температура кипения 269, 2 . Химические свойст

Галогены
echo "Электронное строение и некоторые свойства атомов и молекул галогенов Символ элемента F Cl Br I At Порядковый номер 9 17 35 53 85 Строение внешнего электронного сло