Галогены

Скачать работу - 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.