Шпаргалка по "Химии"

2. Общая характеристика  галогенов. Нахождение в природе.  Получение и свойства.

ОБЩАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА  

 

Галогены (от греч. halos - соль и genes - образующий) - элементы главной подгруппы VII группы периодической системы: фтор, хлор, бром, йод, астат. 

 

Таблица. 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	2s22p5	3s23p5	4s24p5	5s25p5	6s26p5
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 Э2, нм	0,142	0,199	0,228	0,267	–
Энергия связи в молекуле Э2 (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
r (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 - nS²nP⁵.

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)

Общая характеристика галогенов  и хлора  
В группу галогенов входят фтор, хлор, бром, иод и астат. Эти элементы составляют VII группу периодической системы Д. И. Менделеева. Электронная конфигурация внешнего слоя у атомов этих элементов ns2np5, где n - номер периода. Всего во внешнем электронном слое атомов галогенов 7 электронов, что предопределяет свойство галогенов присоединять электрон. 
Галогены являются сильными окислителями, непосредственно взаимодействуют почти со всеми металлами и неметаллами, за исключением кислорода, углерода, азота и благородных газов. Связь в галогенидах щелочных и щелочноземельных металлов ионная, в остальных - ковалентная. 
Галогены образуют двухатомные непрочные молекулы. Легкость распада молекул галогенов на атомы - одна из причин их высокой химической активности.  
В свободном состоянии галогены состоят из двухатомных молекул: F2, Cl2, Br2, I2. Астат - радиоактивный элемент и может быть получен только искусственным путем. 
От фтора к иоду изменяются физические свойства галогенов: растет плотность, увеличиваются размеры атомов, повышаются температуры кипения и плавления. 
С увеличением порядкового номера окислительная способность галогенов в свободном состоянии падает. Поэтому каждый предыдущий галоген вытесняет последующий из его соединений с металлами и водородом, например: 
2КСl + F2 = 2КF + Cl2 
Фтор - самый активный неметалл. Он проявляет только одну степень окисления -1, непосредственно реагирует почти со всеми металлами (даже с золотом и платиной), а также с неметаллами. Раствор фтороводорода в воде называют плавиковой кислотой, а ее соли называются фторидами. Химическим путем фтор получить невозможно, поэтому используется исключительно электролиз. 
Хлор, бром и иод проявляют степень окисления -1 и +1. Степень окисления -1 наиболее характерна для галогенов. 
Из-за высокой химической активности галогены в природе существуют только в связанном виде. 
Хлор впервые был получен в 1774 г. шведским химиком К. Шееле. Хлор - газ желтоватого цвета с резким запахом, в 2,5 раза тяжелее воздуха. Температура плавления - 101°C, кипения - 34,1°C. Неплохо растворим в воде - один объем воды поглощает примерно 2,5 объемов хлора. Хлор очень ядовит. 
Хлор широко используется в промышленности для отбелки тканей, получения соляной кислоты, белильной извести, ядохимикатов, для обеззараживания питьевой воды.

Распространенность  галогенов в природе не слишком  велика и падает от фтора к йоду.

Фтор – довольно распространенный элемент, и его  содержание на Земле составляет примерно 0,3% мольной доли, 6,0·10^-2% по массе или 2,8% от общего числа атомов. Основные минералы фтора: чаще всего в пироде встречается флюорит или плавиковый шпат, получивший это название потому, что его прибавление к железным рудам (сплавление) приводит к образованию легкоплавких шлаков при выплавке чугуна. Фтор содержится также в минералах фторапатите Ca₅(PO₄)₃F или 3Ca₃(PO₄)₂·CaF₂ и криолите Na₃[AlF₆] или 3NaF·AlF₃. Фтористые соединения содержатся в организме человека и животных (в основном в зубах и костях).

Хлор также относится  к довольно распространенным на Земле  элементам. От общего числа атомов содержание фтора и хлора в земной коре примерно одинаково – соответственно 2,8 и 2,6%. Массовая доля хлора в земной коре 1,7·10^-2%. Встречается он главным образом в виде хлоридов – соединений с наиболее устойчивым состоянием окисления хлора. Наиболее важными минералами являются: каменная соль или галит (NaCl), сильвинит (NaCl·KCl), карналлит (KCl·MgCl₂·6H₂O), каинит (KCl·MgSO₄·3H₂O), бишофит (MgCl₂·6H₂O) и сильвин (KCl). Значительная часть хлора содержится в океанской воде (примерно 1,93%). Воды многих озер и внутренних морей также содержат значительное количество хлорида натрия, таковы, например, в России озера Эльтон и Баскунчак; в Израиле – мертвое море. Хлорид натрия встречается также и в твердом виде, образуя местами в земной коре мощные пласты каменной соли, возникших при испарении доисторических соленых озер и внутренних морей. Хлориды (в основном хлорид натрия) входят составной частью во все живые организмы.

Брома и йода на Земле  существенно меньше: соответственно 1,5·10^-3 и 4·10^-4% по числу атомов, массовая доля 1,6·10^-4% и 4·10^-5% соответственно. Подобно хлору бром находится в природе преимущественно в виде солей калия, натрия и магния.

Минерал брома –  бромаргирит (AgBr) содержится в организмах растений, животных и человека (особенно много – в мозге). Бром активно накапливается бобовыми и особенно морскими водорослями.

Собственные минералы обоих элементов редки и практического  значения не имеют. Но бром и йод  обычно сопутствуют хлору в его  минералах с калием. Бром – постоянный спутник хлора. Так, в сильвине и  карналлите содержится до 3% (масс. доли) брома в виде твердого раствора замещения. Йод чаще всего встречается в виде KIO₃ и KIO₄, которые сопутствуют чилийской селитре (NaNO₃) в Чили и Боливии.

Соединения брома  и йода, также растворены в морской  воде, но в меньших количествах, чем  соединения хлора. Бром и йод содержатся также в водах буровых скважин  нефтяных месторождений и рапе соляных  озер. В нашей стране содержание брома в подземных буровых  водах, имеющих промышленное значение, составляет от 170 до 700 мг/л, а йода от 10 до 50 мг/л. Содержание йода в морской  воде столь незначительно, что промышленное получение его из морской воды весьма затруднительно.

Но йод и отчасти  бром концентрируются некоторыми организмами (например, морскими водорослями, в  частности ламинарией или "морской  капустой"). Их зола содержит до 0,5% йода.

В настоящее время  основным источником брома и йода являются нефтяные буровые воды и  воды соляных озер.

Хлор и йод  – жизненно важные элементы для  всех организмов. Хлорид натрия содержится в плазме крови, состав которой близок к составу морской воды, что, видимо, связано с происхождением наземных животных от морских; соляная кислота – составная часть желудочного сока, йод необходим для нормального функционирования щитовидной железы и других органов.

Хотя указанное  содержание галогенов незначительно, их не причисляют к редким элементам, т.к. в большой концентрации эти  элементы находятся в воде морей  и океанов.

Период полураспада  самого долгоживущего изотопа астата ²¹¹At 8,3 часа, следовательно в природе астат не встречается. Ничтожные количества астата обнаружены в продуктах естественного радиоактивного распада урана и тория.

Содержание галогенов  в морской воде 
По массе – F 1,3·10^-4%, Cl 1,8%, Br 6,5·10^-3%, I 5,2·10^-6%. 
По мольным долям – F 2,8·10^-2%, Cl 2,6·10^-2%, Br 8,5·10^-2%, I 4·10^-6%.

3. Водородные соединения  галогенов и их свойства. Фреоны.

Галогеноводороды, галогеноводородные кислоты и галогениды. Все галогеноводороды при обычных условиях газообразны. Химическая связь, осуществляемая в их молекулах, — ковалентная полярная, причем полярность связи в ряду НF - НСl - НВr - НI падает.Прочность связи также уменьшается в этом ряду. Вследствие своей полярности, все галогеноводороды, в отличие от галогенов, хорошо растворимы в воде. Так, при комнатной температуре в 1 объеме воды можно растворить 400 объемов НСl, 530 объемов НВr и около 400 HI.

Свойства  галогеноводородов

Галогено-водород	Температура плавления   оС	Температура кипения оС	Энергия  связи кДж/моль	Константа диссоциации  кислоты
НF	-80	20	562	6,7∙10-4
НСl	-115	-85	431	1.107
НВr	-89	-67	366	1.109
НI	-51	-35	299	1,6.1011

НF и НСl получают действием концентрированной серной кислоты на твердые галогениды:

КF + Н₂SO_4(конц) = НF↑ + КНSО₄,

КСl + Н₂SО_4(конц) = НСl↑ + КНSО₄.

НВr и НI в аналогичной реакции получить не удается, т.к. являются сильными восстановителями и окисляются серной кислотой. Их получают гидролизом галогенидов фосфора, образующихся при взаимодействии красного фосфора с бромом и иодом соответственно:

2Р + 3Вr₂ + 6Н₂О = 6НВr↑ + 2Н₃РО₃

и аналогично с йодом.

При растворении галогеноводородов в воде происходит диссоциация на ионы, и образуются растворы соответствующих галогеноводородных кислот. Причем при растворении НI, НВr и НСl диссоциируют почти полностью, поэтому образующиесякислоты относятся к числу сильных. В отличие от них, фтороводородная (плавиковая) кислота является слабой. Это объясняется ассоциацией молекул НF вследствие возникновения между ними водородным связей.

Поскольку отрицательные ионы галогеноводородных кислот могут проявлять только восстановительные свойства, то при взаимодействии этих кислот с металлами окисление последних может происходить только за счет ионов Н⁺.Поэтому кислоты ННаl реагируют только с металлами, стоящими в ряду напряжений левее водорода.

Все галогениды металлов, за исключением солей Аg и Рb, хорошо растворимы в воде. Малая растворимость галогенидов серебра позволяет использовать обменную реакцию типа

Аg⁺ + Наl^- = АgHal↓

как качественную для обнаружения соответствующих ионов. В результате реакции АgСl выпадает в виде осадка белого цвета, АgВr — желтовато-белого, АgI —ярко-желтого цвета.

Интересно, что по сравнению со многими солями достаточно невелика растворимость в воде хлорида натрия (!). Если, например, сливать вместе насыщенные растворы нитрата натрия и хлорида кальция, то образуется осадок хлорида натрия:

2NаNО_{3(насыщ.)} + СаСl_{2(насыщ.)} = 2NаСl_(тв.)↓ + Са(NО₃)_2(р-р).

В отличие от других галогеноводородных кислот, плавиковая кислота взаимодействует с оксидом кремния (IV):

SiO₂ + 4НF = SiF₄↑ + 2Н₂О.