Хімія галогени та їх властивості. Галогени
З підручника хімії багато хто знає, що до галогенів належать хімічні елементи періодичної системи Менделєєва з 17 групи в таблиці.
З грецької перекладається як народження, походження. Практично всі вони високоактивні, завдяки чому бурхливо реагують із простими речовинами за винятком кількох неметалів. Що ж таке галогени та які їх властивості?
Вконтакте
Перелік галогенів
Галогени є хорошими окислювачами, тому в природі їх можна зустріти тільки в будь-яких сполуках. Що порядковий номер, то хімічна активність елементів цієї групи менше. До групи галогенів належать такі елементи:
- хлор (Cl);
- фтор (F);
- йод (I);
- бром (Br);
- астат (At).
Останній розроблений в інституті ядерних досліджень, який розташований у місті Дубна. Фтор відноситься до отруйних газів блідо-жовтого кольору. Хлор також отруйний. Це газ, що має досить різкий і неприємний запахсвітло-зеленого кольору. Бром має червоно-буре забарвлення, це отруйна рідина, яка може навіть вражати нюх. Він дуже леткий, тому його зберігають у ампулах. Йод — кристалічна речовина темно-фіолетового кольору, що легко виганяється. Астат радіоактивний, колір кристалів: чорний з синім, період напіврозпаду становить 8,1 години.
Висока активність окислення галогенів падає від фтору до йоду. Найактивнішим із побратимів є фтор, який має властивість вступати в реакцію з будь-якими металами, утворюючи солі, Деякі з них при цьому самозаймаються, при цьому виділяється величезна кількість тепла. Без нагрівання цей елемент реагує майже з усіма неметалами, реакції супроводжуються виділенням деякої кількості теплоти (екзотермічні)
З інертними газами фтор вступає у взаємодію, при цьому опромінюючись (Хе + F 2 = XeF 2 + 152 кДж). Нагріваючись, фтор впливає інші галогени, окислюючи їх. Має місце формула: Hal 2 + F 2 = 2НalF, де Hal = Cl, Br, I, At, у разі коли HalF ступеня окислення хлору, брому, йоду і астату рівні + 1.
Зі складними речовинами фтор також взаємодіє досить енергійно. Наслідком є окиснення води. При цьому відбувається вибухова реакція, що коротко записується формулою: 3F 2 + ЗН 2 О = OF 2 + 4HF + Н 2 О 2.
Хлор
Активність вільного хлору дещо менша, порівняно з фтором, але він також має хорошу здатність вступати в реакцію. Це може відбуватися при взаємодії з багатьма простими речовинами, за рідкісними винятками у вигляді кисню, азоту, інертних газів. Він може бурхливо реагувати зі складними речовинами, Створюючи реакції заміщення, властивість приєднання вуглеводнів - це також властиво хлору. При нагріванні відбувається витіснення брому чи йоду із сполук водню чи металами.
Своєрідні відносини цього елемента з воднем. При кімнатній температуріі без попадання світла, хлор ніяк не реагує на цей газ, але варто лише нагріти або направити світло, відбудеться вибухова ланцюгова реакція. Формула наведена нижче:
Cl 2 + hν → 2Cl, Cl + Н 2 → HCl + Н, Н + Cl 2 → HCl + Cl, Cl + Н 2 → HCl + Н і т.д.
Фотони, збуджуючись, викликають розкладання на атоми молекул Cl 2 при цьому виникає ланцюгова реакція, викликаючи появу нових частинок, які ініціюють початок наступної стадії. У історії хімії це явище було досліджено. Російський хімік та лауреат Нобелівської преміїСеменов Н.М. в 1956 займався вивченням ланцюгової фотохімічної реакції і вніс тим самим великий внесок у науку.
Хлор реагує з багатьма складними речовинами, це реакції заміщення та приєднання. Він добре розчиняється у воді.
Cl 2 + Н 2 О = HCl + HClO – 25 кДж.
З лугами при нагріванні хлор може диспропорціонувати.
Бром, йод та астат
Хімічна активність брому трохи менша, ніж у вищеназваних фтору або хлору, проте вона теж досить велика. Бром часто застосовують у рідкому вигляді. Він, як і хлор, добре розчиняється у воді. Відбувається часткова реакція із нею, що дозволяє отримувати «бромну воду».
Хімічна активність йоду помітно відрізняється від інших представників цього ряду. Він майже не взаємодіє з неметалами, а з металами реакція йде дуже повільно і лише при нагріванні. При цьому відбувається велике поглинання тепла (ендотермічна реакція), яка дуже оборотна. До того ж йод не можна ніяким чином розчинити у воді, цього не досягнути навіть при нагріванні, тому в природі не буває «йодної води». Йод можна розчинити лише у розчині йодиду. При цьому утворюються комплексні аніони. У медицині така сполука називається розчином Люголя.
Астат реагує з металами та воднем. У ряді галогенів хімічна активність зменшується у напрямку від фтору до астату. Кожен галоген у ряді F - At здатний витісняти наступні елементи з'єднань з металами або воднем. Астат – найпасивніший серед цих елементів. Але йому притаманна взаємодія з металами.
Застосування
Хімія міцно входить у наше життя, впроваджуючись у всі сфери. Людина навчилася застосовувати галогени, а також її сполуки на своє благо. Біологічне значення галогенів є незаперечним. Області застосування їх різні:
- медицина;
- фармакологія;
- виробництво різних пластмас, барвників тощо;
- сільське господарство.
З природного з'єднання кріоліту, хімічна формулаякого виглядає наступним чином: Na3AlF6, отримують алюміній. З'єднання фтору набули широкого поширення при виробництві зубних паст. Фтор, як відомо, служить для профілактики карієсу. Спиртову настоянкуйоду застосовують для дезінфекції та знезараження ран.
Найбільш широке застосування нашому житті знайшов хлор. Область його застосування досить різноманітна. Приклади використання:
- Виробництво пластмас.
- Отримання соляної кислоти.
- Виробництво синтетичного волокна, розчинників, каучуків та ін.
- Відбілювання тканин (лляних та бавовняних), паперу.
- Знезараження питної води. Але все частіше для цієї мети використовується озон, оскільки застосування хлору є шкідливим для організму людини.
- Дезінфекція приміщень
Потрібно пам'ятати, що галогени дуже токсичні речовини. Особливо яскраво ця властивість виражена у фтору. Галогени можуть впливати на органи дихання і вражати біологічні тканини.
Велику небезпеку можуть мати пари хлору, а також аерозоль фтору, що має слабкий запах, він може відчутись при великій концентрації. Людина може отримати ефект ядухи. При роботі з такими з'єднаннями потрібно дотримуватися запобіжних заходів.
Методи виробництва галогенів складні та різноманітні. У промисловості до цього підходять з певними вимогами, дотримання яких неухильно дотримуються.
Хімія Елементів
Неметали VIIА-підгрупи
Елементи VIIА-підгрупи є типовими неметалами з високою
електронегативністю, вони мають групову назву – «галогени».
Основні питання, що розглядаються у лекції
Загальна характеристика неметалів VIIА-підгрупи. Електронна будова, найважливіші характеристикиатомів. Найбільш характерні сте-
пені окиснення. Особливості хімії галогенів.
Прості речовини.
Природні сполуки.
Сполуки галогенів
Галогенводневі кислоти та їх солі. Соляна та плавикова ки-
слота, отримання та застосування.
Галогенідні комплекси.
Бінарні кисневі сполуки галогенів. Нестійкість ок-
Окисно- відновлювальні властивостіпростих речовин і со-
єднань. Реакція диспропорціонування. Діаграми Латімера.
Виконавець: |
Захід № |
||||||||||||||||
Хімія елементів VIIA-підгрупи
Загальна характеристика
Марганець |
||||||||
Технецький |
||||||||
VIIА-групу утворюють р-елементи: фтор F, хлор
Cl, бром Br, йод I та астат At.
Загальна формула валентних електронів – ns 2 np 5 .
Усі елементи VIIА-групи – типові неметали.
Як видно з розподілу- |
|||||||
лення валентних електронів |
|||||||
за орбіталями атомів |
не вистачає всього одного електрона |
||||||
для формування стійкої восьмиелектронної об-
лочки, тому в нихсильно виражена тенденція до
приєднання електрона.
Всі елементи легко утворюють прості однозаряд-
ні аніони Г - .
У формі простих аніонів елементи VIIА-групи знаходяться в природній воді та в кристалах природних солей, наприклад, галіта NaCl, сильвіна KCl, флюориту
CaF2.
Загальна групова назва елементів VIIА-
групи «галогени» , т. Е. «Солі, що народжують», пов'язано з тим, що більшість їх з'єднань з металами перед-
являє собою типові солі (CaF2, NaCl, MgBr2, KI), ко-
які можуть бути отримані при безпосередньому взаємодії
дії металу з галогеном. Вільні галогени одержують із природних солей, тому назву «галогени» також перекладають, як «народжені із солей».
Виконавець: |
Захід № |
||||||||||||||||
Мінімальний ступінь окислення (–1) є найбільш стійким
у всіх галогенів.
Деякі характеристики атомів елементів VIIА-групи наведені в
Найважливіші характеристики атомів елементів VIIА-групи
Відносник- |
Спорідненість |
||||||
ня електро- |
|||||||
заперечувач- |
іонізації, |
||||||
ність (за |
|||||||
Поллінгу) |
|||||||
збільшення числа |
|||||||
електронних шарів; |
|||||||
збільшення розміру |
|||||||
зменшення електро- |
|||||||
тронегативності |
Галогени відрізняються високою спорідненістю до електрона (максимальним у
Cl) і дуже великою енергією іонізації (максимальною у F) та максимально
можливу в кожному з періодів електронегативність. Фтор – самий
електронегативний з усіх хімічних елементів.
Наявність одного неспареного електрона в атомах галогенів зумовили-
ває об'єднання атомів у простих речовинах у двоатомні молекули Г2.
Для простих речовин галогенів найбільш характерні окислювач-
ні властивості, найбільш сильні у F2 і що слабшають при переході до I2.
Галогени характеризуються найбільшою реакційною здатністю з усіх неметалевих елементів. Фтор навіть серед галогенів виділяє
ється надзвичайно високою активністю.
Елемент другого періоду – фтор найбільш сильно відрізняється від інших.
гих елементів підгрупи. Це загальна закономірність всім неметалів.
Виконавець: |
Захід № |
||||||||||||||||
Фтор , як електронегативний елемент, не виявляє поло-
проміжних ступенів окислення. У будь-яких сполуках, у тому числі з кі-
слородом, фтор перебуває у ступені окислення (-1).
Всі інші галогени виявляють позитивні ступені окис-
лення аж до максимальної +7.
Найбільш характерні ступені окислення галогенів:
F: -1, 0;
Cl, Br, I: -1, 0, 1, 3, 5, 7.
У Cl відомі оксиди, в яких він знаходиться в ступенях окиснення: +4 та +6.
Найбільш важливими сполуками галогенів, у позитивних сте-
пені окислення, є кисневмісні кислоти та їх солі.
Всі сполуки галогенів у позитивних ступенях окислення яв-
няються сильними окислювачами.
моторошний ступінь окислення.Диспропорціонування сприяє лужне середовище.
Практичне застосування простих речовин і кисневих сполук
ній галогенів пов'язано головним чином з їхньою окислювальною дією.
Найширше практичне застосуваннязнаходять прості речовини Cl2
і F2. Найбільша кількістьхлору і фтору витрачається в промисловому ор-
ганічному синтезі: у виробництві пластмас, хладоагентів, розчинників,
отрутохімікатів, ліків. Значна кількістьхлору та йоду використовується для отримання металів та для їх рафінування. Хлор використовується також
для відбілювання целюлози, для знезараження питної води та у вироб-
водстві хлорного вапна та соляної кислоти. Солі оксокислот використовують у виробництві вибухових речовин.
Виконавець: |
Захід № |
||||||||||||||||
Широке практичне застосування знаходять кислоти – соляна та плави-
Фтор і хлор належать до двадцяти найпоширеніших еле-
там, значно менше в природі брому та йоду. Всі галогени знаходяться в природі в міру окислення(-1). Лише йод зустрічається у вигляді солі KIO3,
яка як домішка входить у чилійську селітру (KNO3).
Астат – штучно отриманий радіоактивний елемент (його немає у природі). Нестійкість At відбивається у назві, що походить від грецьк. "Астатос" - "нестійкий". Астат є зручним – випромінювачем для радіотерапії ракових пухлин.
Прості речовини
Прості речовини галогенів утворені двоатомними молекулами Г2.
У простих речовинах при переході від F2 до I2 зі збільшенням числа електро-
тронних шарів та зростанням поляризуемості атомів відбувається посилення
міжмолекулярної взаємодії, що призводить до зміни агрегатного со-
стояння за стандартних умов.
Фтор (за нормальних умов) – жовтий газ, при –181о З перетворюється на
рідкий стан.
Хлор – жовто-зелений газ, переходить у рідину при –34о С. З кольором га-
за зв'язана назва Cl, воно походить від грецького «хлорос» – «жовто-
зелений». Різке підвищення температури кипіння у Cl2 порівняно з F2
вказує на посилення міжмолекулярної взаємодії.
Бром – темно-червона, дуже летюча рідина, кипить при 58,8о С.
звання елемента пов'язане з різким неприємним запахом газу та утворено від
"бромос" - "смердючий".
Йод – темно-фіолетові кристали, зі слабким «металевим» бле-
ском, які при нагріванні легко виганяється, утворюючи фіолетові пари;
при швидкому охолодженні |
парів до 114о С |
утворюється рідина. Температура |
|||||||||||||||||
Виконавець: |
Захід № |
||||||||||||||||||
кипіння йоду дорівнює 183о С. Від кольору парів йоду походить його назва -
"йодос" - "фіолетовий".
Усі прості речовини мають різкий запах і є отруйними.
Вдихання їх пар викликає подразнення слизових оболонок і дихальних органів, а при великих концентраціях - задуха. Під час першої світової війни хлор застосовували як отруйну речовину.
Газоподібний фтор та рідкий бром викликають опіки шкіри. Працюючи з га-
логенами, слід дотримуватися запобіжних заходів.
Оскільки прості речовини галогенів утворені неполярними моле-
кулами, вони добре розчиняються в неполярних органічних розчинниках:
спирті, бензолі, чотирихлористому вуглеці і т. п. У воді хлор, бром та йод обмежено розчинні, їх водні розчини називають хлорною, бромною та йодною водою. Краще інших розчиняється Br2 концентрація брому в наси-
щенном розчині досягає 0,2 моль/л, а хлору – 0,1 моль/л.
Фтор розкладає воду:
2F2 + 2H2 O = O2 + 4HF
Галогени виявляють високу окислювальну активність і перехо-
дять в галогенідні аніони.
Г2 + 2e– 2Г–
Особливо високої окисної активності має фтор. Фтор окислює благородні метали (Au, Pt).
Pt + 3F2 = PtF6
Взаємодіє навіть із деякими інертними газами (криптоном,
ксеноном і радоном), наприклад,
Xe + 2F2 = XeF4
В атмосфері F2 горять багато дуже стійких сполук, наприклад,
вода, кварц (SiO2).
SiO2 + 2F2 = SiF4 + O2
Виконавець: |
Захід № |
||||||||||||||||
У реакціях з фтором навіть такі сильні окислювачі, як азотна та сер-
ная кислота, виступають у ролі відновників, при цьому фтор окислює вхо-
дить у склад О(–2).
2HNO3 + 4F2 = 2NF3 + 2HF + 3O2 H2 SO4 + 4F2 = SF6 + 2HF + 2O2
Висока реакційна здатність F2 створює труднощі з вибором кон-
структурних матеріалів для роботи з ним. Зазвичай для цих цілей використовую-
ють нікель та мідь, які, окислюючись, утворюють на своїй поверхні щільні захисні плівки фторидів. Назва F пов'язана з його агресивним дій-
їм, воно походить від грец. "фторос" - "руйнівний".
У ряді F2 , Cl2 , Br2 , I2 окислювальна здатність слабшає через уве-
лічення розміру атомів та зменшення електронегативності.
У водних розчинах окислювальні та відновлювальні властивості ве-
ств зазвичай характеризують за допомогою електродних потенціалів. У таблиці наведено стандартні електродні потенціали (Ео, В) для напівреакцій вос-
становлення галогенів Для порівняння також наведено значення Ео для кі-
слорода - найпоширенішого окислювача.
Стандартні електродні потенціали для простих речовин галогенів
Ео , В для реакції |
|||||||||||||
O2 + 4e– + 4H+ 2H2 O |
|||||||||||||
Ео, В |
|||||||||||||
для електродної |
|||||||||||||
2Г - +2е - = Г2 |
|||||||||||||
Зменшення окисної активності
Як видно з таблиці, F2 – окислювач значно сильніший,
ніж О2, тому F2 у водних розчинах не існує , він окислює воду,
відновлюючись до F-. Судячи з значення Eо окислювальна здатність Cl2
Виконавець: |
Захід № |
||||||||||||||||
також вище, ніж у О2. Дійсно, при тривалому зберіганні хлорної води відбувається її розкладання з виділенням кисню і з утворенням HCl. Але реакція йде повільно (молекула Cl2 помітно міцніша, ніж молекула F2 і
енергія активації для реакцій з хлором вище), швидше відбувається диспро-
порціювання:
Cl2 + H2 O HCl + HOCl
У воді воно не досягає кінця (К = 3,9 . 10–4 ), тому Cl2 існує у водних розчинах. Ще більшою стійкістю у воді характеризуються Br2 та I2.
Диспропорціонування це дуже характерна окисно-
відновлювальна реакція для галогенів. Диспропорціонування усі-
ливається в лужному середовищі.
Диспропорціонування Cl2 у лугу призводить до утворення аніонів
Cl-і ClO-. Константа диспропорціонування дорівнює 7,5. 1015 .
Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H2 O
При диспропорціонуванні йоду в лугу утворюються I-і IO3-. Ана-
логічно йоду диспропорціонує Br2. Зміна продукту диспропорційно-
нування обумовлено тим, що аніони ГО-і ГО2 - у Br і I нестійкі.
Реакція диспропорціонування хлору використовується в промислово-
сті для отримання сильного і швидко діючого окислювача гіпохлориту,
білільного вапна, бертолетової солі.
3Cl2 + 6 KOH = 5KCl + KClO3 + 3H2 O
Виконавець: |
Захід № |
||||||||||||||||
Взаємодія галогенів із металами
Галогени енергійно взаємодіють з багатьма металами, наприклад:
Mg + Cl2 = MgCl2 Ti + 2I2 TiI4
Галогеніди Na + , в яких метал має низький ступінь окислення (+1, +2),
– це солеподібні сполуки з переважно іонним зв'язком. Як прави-
ло, іонні галогеніди – це тверді речовини з високою температурою плав-
Галогеніди металів, в яких метал має високий ступінь окислення.
ня, – це з'єднання з переважно ковалентним зв'язком.
Багато хто з них за звичайних умов є газами, рідинами або легкоплавкими твердими речовинами. Наприклад, WF6 – газ, MoF6 – рідина,
TiCl4 – рідина.
Взаємодія галогенів з неметалами
Галогени безпосередньо взаємодіють з багатьма неметалами:
воднем, фосфором, сіркою та ін. Наприклад:
H2 + Cl2 = 2HCl 2P + 3Br2 = 2PBr3 S + 3F2 = SF6
Зв'язок у галогенідах неметалів переважно ковалентний.
Зазвичай ці сполуки мають невисокі температури плавлення та кипіння.
Під час переходу від фтору до йоду ковалентний характер галогенідів посилюється.
Ковалентні галогеніди типових неметалів є кислотними сполуками; при взаємодії з водою вони гідролізуються із утворенням кислот. Наприклад:
PBr3 + 3H2 O = 3HBr + H3 PO3
PI3 + 3H2 O = 3HI + H3 PO3
PCl5 + 4H2 O = 5HCl + H3 PO4
Виконавець: |
Захід № |
||||||||||||||||
Дві перші реакції використовуються для отримання бромо- та йодоводород-
ної кислоти.
Інтергаліди. Галогени, з'єднуючись один з одним, утворюють інтерга-
ліди. У цих сполуках легший і більш негативний галоген знаходиться в ступені окислення (-1), а більш важкий - в позитивній сте-
пені окиснення.
За рахунок безпосередньої взаємодії галогенів при нагріванні виходять: ClF, BrF, BrCl, ICl. Існують і складніші інтергаліди:
ClF3, BrF3, BrF5, IF5, IF7, ICl3.
Усі інтергаліди за звичайних умов – рідкі речовиниіз низькими температурами кипіння. Інтергаліди мають високу окислювальну ак-
тивність. Наприклад, у парах ClF3 горять такі хімічно стійкі речовини, як SiO2, Al2O3, MgO та ін.
2Al2 O3 + 4ClF3 = 4 AlF3 + 3O2 + 2Cl2
Фторид ClF 3 – агресивний фторуючий реагент, що діє
Реє F2 . Його застосовують в органічних синтезах та для отримання захисних плівок на поверхні нікелевої апаратури для роботи з фтором.
У воді інтергаліди гідролізуються з утворенням кислот. Наприклад,
ClF5 + 3H2 O = HClO3 + 5HF
Галогени в природі. Отримання простих речовин
У промисловості галогени отримують із них природних сполук. Усе
процеси отримання вільних галогенів засновані на окисленні гало-
нід-іонів.
2Г – Г2 + 2e–
Значна кількість галогенів знаходиться в природних водаху вигляді аніонів: Cl-, F-, Br -, I-. У морській воді може бути до 2,5 % NaCl.
Бром та йод отримують з води нафтових свердловин та морської води.
Виконавець: |
Захід № |
||||||||||||||||
Атом водню має електронну формулу зовнішнього (і єдиного) електронного рівня. s 1 . З одного боку, за наявності одного електрона на зовнішньому електронному рівні атом водню схожий на атоми лужних металів. Однак, йому, як і галогенам не вистачає до заповнення зовнішнього електронного рівня всього одного електрона, оскільки на першому електронному рівні може розташовуватися не більше 2-х електронів. Виходить, що водень можна помістити одночасно як до першої, так і до передостанньої (сьомої) групи таблиці Менделєєва, що іноді і робиться в різних варіантахперіодичної системи:
З погляду властивостей водню як простої речовини, він все-таки має більше спільного з галогенами. Водень, як і галогени, є неметалом і утворює аналогічно їм двоатомні молекули (H 2).
У звичайних умовах водень є газоподібною, малоактивною речовиною. Невисока активність водню пояснюється високою міцністю зв'язку між атомами водню в молекулі, для розриву якої потрібно або сильне нагрівання, або застосування каталізаторів або те й інше одночасно.
Взаємодія водню із простими речовинами
з металами
З металів водень реагує тільки з лужними та лужноземельними! До лужних металів належать метали головної підгрупи. першої групи(Li, Na, K, Rb, Cs, Fr), а до лужноземельних - метали головної підгрупи II групи, крім берилію і магнію (Ca, Sr, Ba, Ra)
При взаємодії з активними металами водень виявляє окисні властивості, тобто. знижує свій рівень окислення. При цьому утворюються гідриди лужних та лужноземельних металів, які мають іонну будову. Реакція протікає при нагріванні:
Слід зазначити, що взаємодія з активними металами є єдиним випадком коли молекулярний водень Н 2 є окислювачем.
з неметалами
З неметалів водень реагує лише з вуглецем, азотом, киснем, сіркою, селеном та галогенами!
Під вуглецем слід розуміти графіт або аморфний вуглець, оскільки алмаз – вкрай інертна алотропна модифікаціявуглецю.
При взаємодії з неметалами водень може виконувати лише функцію відновника, тобто тільки підвищувати свій ступінь окислення:
Взаємодія водню зі складними речовинами
з оксидами металів
Водень не реагує з оксидами металів, що знаходяться в ряду активності металів до алюмінію (включно), однак, здатний відновлювати багато оксидів металів правіше алюмінію при нагріванні:
з оксидами неметалів
З оксидів неметалів водень реагує при нагріванні з оксидами азоту, галогенів та вуглецю. З усіх взаємодій водню з оксидами неметалів слід особливо відзначити його реакцію з чадним газом CO.
Суміш CO і H 2 навіть має власну назву – «синтез-газ», оскільки з неї залежно від умов можуть бути отримані такі затребувані продукти промисловості як метанол, формальдегід і навіть синтетичні вуглеводні:
з кислотами
З неорганічними кислотами водень не реагує!
З органічних кислот водень реагує тільки з ненасиченими, а також з кислотами, що містять функціональні групиздатні до відновлення воднем, зокрема альдегідні, кето-або нітрогрупи.
з солями
У разі водних розчинів солей їхня взаємодія з воднем не протікає. Однак при пропущенні водню над твердими солями деяких металів середньої та низької активності можливе їх часткове або повне відновлення, наприклад:
Хімічні властивості галогенів
Галогенами називають хімічні елементи групи VIIA (F, Cl, Br, I, At), а також утворені ними прості речовини. Тут і далі текстом, якщо не сказано інше, під галогенами розумітимуться саме прості речовини.
Усі галогени мають молекулярну будову, що зумовлює низькі температуриплавлення та кипіння даних речовин. Молекули галогенів двоатомні, тобто. їх формулу можна записати в загальному виглядіяк Hal 2 .
Слід зазначити таку специфічну фізичну властивість йоду, як її здатність до сублімаціїабо, інакше кажучи, сублімації. сублімацією, називають явище, у якому речовина, що у твердому стані, при нагріванні не плавиться, а, минаючи рідку фазу, відразу ж перетворюється на газоподібний стан.
Електронна будова зовнішньої енергетичного рівняатома будь-якого галогену має вигляд ns 2 np 5 де n – номер періоду таблиці Менделєєва, в якому розташований галоген. Як можна помітити, до восьмиелектронної зовнішньої оболонки атомам галогенів не вистачає лише одного електрона. З цього логічно припустити переважно окислюючі властивості вільних галогенів, що підтверджується і практично. Як відомо, електронегативність неметалів при русі вниз по підгрупі знижується, у зв'язку з чим активність галогенів зменшується в ряді:
F 2 > Cl 2 > Br 2 > I 2
Взаємодія галогенів із простими речовинами
Всі галогени є високо активними речовинамита реагують з більшістю простих речовин. Однак, слід зазначити, що фтор через свою надзвичайно високу реакційної здатностіможе реагувати навіть із тими простими речовинами, із якими що неспроможні реагувати інші галогени. До таких простих речовин відносяться кисень, вуглець (алмаз), азот, платина, золото та деякі шляхетні гази (ксенон та криптон). Тобто. фактично, фтор не реагує лише з деякими благородними газами.
Інші галогени, тобто. хлор, бром і йод також є активними речовинами, проте менш активними, ніж фтор. Вони реагують практично з усіма простими речовинами, крім кисню, азоту, вуглецю у вигляді алмазу, платини, золота та благородних газів.
Взаємодія галогенів з неметалами
воднем
При взаємодії всіх галогенів з воднем утворюються галогеноводородиз загальною формулою HHal. При цьому реакція фтору з воднем починається мимоволі навіть у темряві і протікає з вибухом відповідно до рівняння:
Реакція хлору з воднем може бути ініційована інтенсивним ультрафіолетовим опроміненням або нагріванням. Також протікає із вибухом:
Бром і йод реагують з воднем тільки при нагріванні і при цьому реакція з йодом є оборотною:
фосфором
Взаємодія фтору з фосфором призводить до окиснення фосфору до вищого ступеня окиснення (+5). При цьому відбувається утворення пентафториду фосфору:
При взаємодії хлору та брому з фосфором можливе отримання галогенідів фосфору як у ступені окислення + 3, так і в ступені окислення +5, що залежить від пропорцій речовин, що реагують:
При цьому у разі білого фосфору в атмосфері фтору, хлору або рідкому бромі реакція починається спонтанно.
Взаємодія ж фосфору з йодом може призвести до утворення тільки тріодиду фосфору через значно меншу, ніж у інших галогенів окислювальної здатності:
сірої
Фтор окислює сірку до вищого ступеня окислення +6, утворюючи гексафторид сірки:
Хлор і бром реагують із сіркою, утворюючи сполуки, що містять сірку у вкрай не властивих їй ступенях окиснення +1 та +2. Дані взаємодії є дуже специфічними, і для здачі ЄДІз хімії вміння записувати рівняння цих взаємодій необов'язково. Тому три нижченаведені рівняння дано швидше для ознайомлення:
Взаємодія галогенів із металами
Як було зазначено вище, фтор здатний реагувати з усіма металами, навіть такими малоактивними як платина і золото:
Інші галогени реагують з усіма металами крім платини та золота:
Реакції галогенів зі складними речовинами
Реакції заміщення з галогенами
Найактивніші галогени, тобто. хімічні елементи яких розташовані вище в таблиці Менделєєва, здатні витісняти менш активні галогени з галогеноводородних кислот і галогенідів металів, що ними утворюються:
Аналогічним чином, бром і йод витісняють сірку з розчинів сульфідів або сірководню:
Хлор є сильнішим окислювачем і окислює сірководень у його водному розчині не до сірки, а до сірчаної кислоти:
Взаємодія галогенів із водою
Вода горить у фторі синім полум'ям відповідно до рівняння реакції:
Бром та хлор реагують з водою інакше, ніж фтор. Якщо фтор виступав у ролі окислювача, то хлор та бром диспропорціонують у воді, утворюючи суміш кислот. При цьому реакції оборотні:
Взаємодія йоду з водою протікає настільки мізерно малою мірою, що їм можна знехтувати і вважати, що реакція не протікає зовсім.
Взаємодія галогенів із розчинами лугів
Фтор при взаємодії з водним розчином лугу знову ж таки виступає в ролі окислювача:
Вміння записувати це рівняння не потрібно для здачі ЄДІ. Достатньо знати факт про можливість такої взаємодії та окисної ролі фтору в цій реакції.
На відміну від фтору, інші галогени в розчинах лугів диспропорціонують, тобто одночасно підвищують і знижують свій ступінь окислення. При цьому, у разі хлору та брому в залежності від температури можливе протікання по двох різних напрямках. Зокрема, на холоді реакції протікають так:
а при нагріванні:
Йод реагує з лугами лише за другим варіантом, тобто. із заснуванням йодату, т.к. гіпоіодит не стійкий не тільки при нагріванні, але також за нормальної температури і навіть на холоді.
Фтор може бути лише окислювачем, що легко пояснити його положенням у періодичній системі хімічних елементів Д. І. Менделєєва. Це найсильніший окислювач, що окислює навіть деякі шляхетні гази:
2F 2 +Хе = XeF 4
Високу хімічну активність фтору слід пояснити
на руйнування молекули фтору потрібно набагато менше енергії, ніж її виділяється при утворенні нових зв'язків.
Так, внаслідок малого радіусу атома фтору неподілені електронні пари в молекулі фтору взаємно стикаються та слабшає
Галогени взаємодіють майже з усіма простими речовинами.
1. Найбільш енергійно протікає реакція із металами. При нагріванні фтор взаємодіє з усіма металами (зокрема із золотом та платиною); на холод реагує з лужними металами, свинцем, залізом. З міддю, нікелем реакція на холоду не протікає, оскільки на поверхні металу утворюється шар захисний фториду, що оберігає метал від подальшого окислення.
Хлор енергійно реагує із лужними металами, а з міддю, залізом та оловом реакція протікає при нагріванні. Аналогічно поводяться бром та йод.
Взаємодія галогенів з металами є екзотермічним процесом і може бути виражена рівнянням:
2М+nHaI 2 =2МНаI DH<0
Галогеніди металів є типовими солями.
Галогени у цій реакції виявляють сильні окисні властивості. При цьому атоми металу віддають електрони, а атоми галогену приймають, наприклад:
2. За нормальних умов фтор реагує з воднем у темряві з вибухом. Взаємодія хлору із воднем протікає на яскравому сонячному світлі.
Бром і водень взаємодіють лише при нагріванні, а йод з воднем реагує при сильному нагріванні (до 350 ° С), але цей процес оборотний.
Н 2 +Сl 2 =2НСl Н 2 +Br 2 =2НBr
Н 2 +I 2 « 350° 2HI
Галоген у цій реакції є окислювачем.
Як показали дослідження, реакція взаємодії водню з хлором на світлі має такий механізм.
Молекула Сl 2 поглинає квант світла hv і розпадається на неорганічні радикали Сl. . Це є початком реакції (початкове порушення реакції). Потім вона продовжується сама собою. Радикал хлору Сl. реагує із молекулою водню. При цьому утворюється радикал водню Н. та НСl. У свою чергу радикал водню Н. реагує з молекулою Сl 2 утворюючи НСl і Сl. і т.д.
Сl 2 + hv = Сl. +Сl.
Сl. +Н 2 = НСl+Н.
Н. + Сl 2 = НСl + С1.
Початкове порушення викликало ланцюг послідовних реакцій. Такі реакції називаються ланцюговими. У результаті виходить хлороводень.
3. Галогени з киснем та азотом безпосередньо не взаємодіють.
4. Добре реагують галогени з іншими неметалами, наприклад:
2Р+3Сl 2 =2РСl 3 2Р+5Сl 2 =2РСl 5 Si+2F 2 =SiF 4
Галогени (крім фтору) не реагують з інертними газами. Хімічна активність брому та йоду по відношенню до неметалів виражена слабше, ніж у фтору та хлору.
У всіх наведених реакціях галогени виявляють окисні властивості.
Взаємодія галогенів із складними речовинами. 5. З водою.
Фтор реагує з водою з вибухом із утворенням атомарного кисню:
H 2 O+F 2 =2HF+O
Інші галогени реагують з водою за наступною схемою:
Гал 0 2 +Н 2 О«НГал -1 +НГал +1 О
Ця реакція є реакцією диспропорціонування, коли галоген є одночасно і відновником, і окислювачем, наприклад:
Сl 2 +Н 2 O«НСl+НСlO
Cl 2 +H 2 O«H + +Cl - +HClO
Сl°+1e - ®Сl - Cl°-1e - ®Сl +
де НСl – сильна соляна кислоти; НСlO - слабка хлорновата кислота
6. Галогени здатні віднімати водень від інших речовин, скипидар+С1 2 = НС1+вуглець
Хлор заміщує водень у граничних вуглеводнях: СН 4 +Сl 2 =СН 3 Сl+НСl
і приєднується до ненасичених з'єднань:
З 2 Н 4 +Сl 2 =С 2 Н 4 Сl 2
7. Реакційна здатність галогенів знижується у ряді F-Сl - Br - I. Тому попередній елемент витісняє наступний із кислот типу НГ (Г - галоген) та їх солей. У цьому випадку активність зменшується: F 2 >Сl 2 >Br 2 >I 2
Застосування
Хлор застосовують для знезараження питної води, відбілювання тканин та паперової маси. Великі кількостійого витрачаються для отримання соляної кислоти, хлорного вапна та ін. Фтор знайшов широке застосування в синтезі полімерних матеріалів- фторопластів, що мають високу хімічну стійкість, а також як окислювач ракетного палива. Деякі сполуки фтору використовують у медицині. Бром та йод - сильні окислювачі, що використовуються при різних синтезах та аналізах речовин.
Великі кількості брому та йоду витрачаються на виготовлення ліків.
Галогеноводні
Сполуки галогенів з воднем НХ, де X - будь-який галоген, називаються галогеноводородами. Внаслідок високої електронегативності галогенів сполучна електронна пара зміщена в їхній бік, тому молекули цих сполук полярні.
Галогеноводні - безбарвні гази, з різким запахом, легко розчиняються у воді. При 0°С в 1 об'ємі води розчиняєте 500 об'ємів НС1, 600 об'ємів HBr та 450 об'ємів HI. Фтороводород поєднується з водою в будь-яких співвідношеннях. Висока розчинність цих сполук у воді дозволяє отримувати концентриро-
Таблиця 16. Ступені дисоціації галогеноводородних кислот
вані розчини. При розчиненні у воді галогеноводи дисоціюють за типом кислот. HF відноситься до слабо дисоційованих сполук, що пояснюється особливою міцністю зв'язку в кулі. Інші ж розчини галогеноводородів ставляться до сильних кислот.
HF - фтороводородна (плавикова) кислота НС1 - хлороводнева (соляна) кислота HBr - бромоводнева кислота HI - йодоводородна кислота
Сила кислот у ряді HF - НСl - HBr - HI зростає, що пояснюється зменшенням у тому напрямку енергії зв'язку і збільшенням між'ядерної відстані. HI – найсильніша кислота з низки галогеноводородних кислот (див. табл. 16).
Поляризуемість зростає внаслідок того, що вода поляризує
більший той зв'язок, чия довжина більша. I Солі галогеноводородних кислот мають відповідно такі назви: фториди, хлориди, броміди, йодиди.
Хімічні властивості галогеноводородних кислот
У сухому вигляді галогеноводи не діють на більшість металів.
1. Водні розчини галогеноводородів мають властивості безкисневих кислот. Енергійно взаємодіють з багатьма металами, їх оксидами та гідроксидами; на метали, що стоять в електрохімічному ряду напруги металів після водню, не діють. Взаємодіють із деякими солями та газами.
Фтороводородна кислота руйнує скло та силікати:
SiO 2 +4HF=SiF 4 +2Н 2 O
Тому вона не може зберігатися у скляному посуді.
2. В окислювально-відновних реакціях галогеноводородние кислоти поводяться як відновники, причому відновна активність у ряді Сl - , Br - , I - підвищується.
Отримання
Фтороводород одержують дією концентрованої сірчаної кислоти на плавиковий шпат:
CaF 2 +H 2 SO 4 =CaSO 4 +2HF
Хлороводень отримують безпосереднім взаємодією водню з хлором:
Н 2 +Сl 2 =2НСl
Це синтетичний спосіб одержання.
Сульфатний спосіб заснований на реакції концентрованої
сірчаної кислоти з NaCl.
При невеликому нагріванні реакція протікає з утворенням НСl та NaHSO 4 .
NaCl+H 2 SO 4 =NaHSO 4 +HCl
При більш високій температуріпротікає друга стадія реакції:
NaCl+NaHSO 4 =Na 2 SO 4 +HCl
Але аналогічним способом не можна отримати HBr та HI, т.к. їх з'єднання з металами при взаємодії з концентрованою-
ної сірчаної кислотою окислюються, т.к. I - та Br - є сильними відновниками.
2NaBr -1 +2H 2 S +6 O 4(к) =Br 0 2 +S +4 O 2 +Na 2 SO 4 +2Н 2 O
Бромоводород та йодоводород отримують гідролізом PBr 3 і PI 3: PBr 3 +3Н 2 O=3HBr+Н 3 PO 3 PI 3 +3Н 2 О=3HI+Н 3 РO 3
Галогеніди
Галогеніди металів є типовими солями. Характеризуються іонним типом зв'язку, де іони металу мають позитивний заряд, а галогенні іони негативний. Мають кристалічну решітку.
Відновлювальна здатність галогенідів підвищується у ряді Сl - , Br - , I - (див. §2.2).
Розчинність малорозчинних солей зменшується серед AgCl - AgBr - AgI; на відміну від них, сіль AgF добре розчинна у воді. Більшість же солей галогеноводородних кислот добре розчиняються у воді.
1. Загальна характеристика галогенів . Будова атомів та ступеня окислення галогенів у сполуках. Характер зміни атомних радіусів, енергій іонізації, спорідненості до електрона та електронегативності у ряді F - At. Характер хімічних зв'язків галогенів з металами та неметалами. Стійкість найвищих валентних станів галогенів. Особливості фтору.
1. с. 367-371; 2. с. 338-347; 3. с. 415-416; 4. с. 270-271; 7. с. 340-345.
2. Будова молекул та фізичні властивості простих речовин галогенів . Характер хімічного зв'язкуу молекулах галогенів. Фізичні властивостігалогенів: агрегатний стан, температури плавлення та кипіння у ряді фтор – астат, розчинність у воді та в органічних розчинниках.
1. с. 370-372; 2. с. 340-347; 3. с. 415-416; 4. с. 271-287; 8. с. 367-370.
3. Хімічні властивості галогенів . Причини високої хімічної активності галогенів та її зміна групи. Відношення до води, розчинів лугів, до металів та неметалів. Вплив температури до складу продуктів диспропорціонування галогенів у розчинах лугів. Особливості хімії фтору. Природні сполуки галогенів. Принципи промислових та лабораторних способів одержання галогенів. Застосування галогенів. Фізіологічна та фармакологічна дія галогенів та їх сполук на живі організми. Токсичність галогенів та запобіжні заходи при роботі з 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.
Прості речовини галогени, на відміну водню, дуже активні. Їх найбільш характерні окислювальні властивості, які у ряду F 2 – At 2 поступово слабшають. Найактивніший з галогенів - фтор: у його атмосфері самозаймисти навіть вода і пісок! Галогени енергійно реагують з більшістю металів, з неметалами, зі складними речовинами.
4. Отримання та застосування галогенів .
1. с. 371-372; 2. с. 345-347; 3. с. 416-419; 4. с. 275-287; 7. с.340-345; 8. с. 380-382.
Всі способи отримання галогенів засновані на реакціях окислення галогенід-аніонів різними окислювачами: 2Гал -1 -2е - = Гал
Галогени в промисловості отримують електролізом розплавів (F 2 і Cl 2) або водних розчинів (Cl 2) галогенідів; витісненням менш активних галогенів активнішими з відповідних галогенідів (I 2 - бромом; I 2 або Br 2 - хлором)
Галогени в лабораторії отримують окисленням галогеноводородів (HCl, HBr) у розчинах сильними окислювачами (KMnO 4 , K 2 Cr 2 O 7 , PbO 2 , MnO 2 , KClO 3); окисленням галогенідів (NaBr, KI) зазначеними окислювачами в кислому середовищі (H 2 SO 4).
Бінарні сполуки галогенів
1. Сполуки з воднем (галогеноводні) . Характер хімічного зв'язку у молекулах. Полярність молекул. Фізичні властивості, агрегатний стан, розчинність у воді. Характер зміни температур плавлення та кипіння у ряді HF – HI. Асоціація молекул фтороводню. Термічна стійкість галогеноводородів. Реакційна здатність. Кислотні властивості, особливості плавикової кислоти. Відновлювальні властивості. Загальні принципи отримання галогеноводородів: синтез із простих речовин та з галогенідів. Хлороводень та соляна кислота. Фізичні та Хімічні властивості. Способи одержання. Застосування соляної кислоти. Роль соляної кислоти та хлоридів у процесах життєдіяльності. Галогеніди.
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 . З'єднання галогенів із киснем.
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. З'єднання з іншими неметалами.
1. с. 375-381; 2. с. 342-345; 4. с. 292-296; 7. с.350-355.
4 . З'єднання з металами .
2. с. 342; 4. с. 292-296; 7. с.350-355.
Багатоелементні сполуки галогенів
1. Кисневмісні кислоти хлору та їх солі. Хлорновата, хлориста, хлорна і хлорна кислоти. Зміна кислотних властивостей, стійкості та окисних властивостей у ряді HClO – HClO 4 . Принципи одержання цих кислот. Гіпохлорити, хлорити, хлорати та перхлорати. Термічна стійкість та окисні властивості. Загальні засади отримання солей. Застосування солей. Хлорне вапно. Бертолетова сіль. Перхлорат амонію.
1. с. 382-387; 2. с. 353-359; 3. с. 423; 4. с. 292-296; 7. с.350-354; 8. с. 375-378.
2 . Кисневмісні кислоти брому та йоду та їх солі .
1. с. 382-387; 2. с. 353-359; 3. с. 423; 4. с. 292-296; 7. с.350-354; 8. с. 379-380.
3 . Застосування галогенів та їх найважливіших сполук
1. с. 387-388; 2. с. 345-347; 3. с. 419-423; 4. с. 272-296; 8. с. 380-382.
4 . Біологічна роль сполук галогенів
1. с. 387-388; 2. с. 340-347; 3. с. 419-423; 4. с. 272-296; 8. с. 380-382.
Взаємозв'язокнайважливіших сполук хлору:
