Галогени: фізичні властивості, хімічні властивості. Застосування галогенів та їх сполук. Взаємодія галогенів із металами
Загальна характеристика
До галогенів відносяться п'ять основних неметалевих елементів, які розташовані у VII групі таблиці Менделєєва. До цієї групи входять такі хімічні елементи, як фтор F, хлор Cl, бром Br, йод I, астат At.
Свою назву галогени отримали від грецького слова, яке в перекладі позначає сіль, що утворює, або «солеутворюючий», оскільки в принципі велика частина сполук, які містять галогени і носять назви солей.
Галогени вступають у реакцію практично з усіма простими речовинами, за винятком лише кількох металів. Вони є енергійними окислювачами, мають дуже сильний і різкий запах, чудово взаємодіють з водою, а також мають велику леткість і високу електронегативність. А ось у природі їх можна зустріти лише як з'єднання.
Фізичні властивості галогенів
1. Такі прості хімічні речовини, як галогени, складаються із двох атомів;
2. Якщо розглядати галогени у звичайних умовах, слід знати, що фтор і хлор, що знаходяться в газоподібному стані, тоді як бром є рідкою речовиною, а йод і астат відносяться до твердих речовин.
3. У галогенів температура плавлення, кипіння та щільність підвищуються зі збільшенням атомної маси. Також при цьому і змінюється їхнє забарвлення, воно стає темнішим.
4. При кожному збільшенні порядкового номера зменшується хімічна активність, електронегативність і слабшими стають неметалеві властивості.
5. Галогени мають здатність утворювати з'єднання між собою, як наприклад BrCl.
6. Галогени при кімнатній температурі можуть перебувати у всіх трьох станах матерії.
7. Також важливо запам'ятати те, що галогени відносяться до токсичних хімічних речовин.
Хімічні властивості галогенів
При хімічній реакції з металами галогени діють як окислювачі. Якщо, наприклад, взяти фтор, навіть у звичайних умовах він дає реакцію з більшістю металів. А ось алюміній і цинк спалахує навіть в атмосфері: +2-1:ZnF2.
Одержання галогенів
При отриманні фтору та хлору у масштабах промисловості використовують електроліз або розчини солей.
Якщо ви уважно розглянете малюнок, зображений унизу, то побачите, як у лабораторних умовах за допомогою установки для електролізу можна отримати хлор:
На першому малюнку зображена установка для розплаву натрію хлориду, а на другому вже для отримання розчину хлориду натрію.
Такий процес електролізу розплаву хлориду натрію можна подати у вигляді даного рівняння:
За допомогою такого електролізу, крім отримання хлору, ще утворюються також водень і гідроксид натрію:
Звичайно ж, водень отримують більш простим і дешевим способом, чого не скажеш про гідроксид натрію. Його, так само, як і хлор отримують практично завжди тільки за допомогою електролізу розчину кухонної солі.
Якщо ви розглянете малюнок, зображений нагорі, то побачите, як лабораторним способом можна отримати хлор. А отримують його за допомогою взаємодії соляної кислоти з оксидом марганцю:
У промисловості бром та йод отримують за допомогою реакції витіснення цих речовин хлором з бромідів та йодидів.
Застосування галогенів
Фтор або правильніше назвати фторид міді (CuF2) має широке застосування. Його використовують при виготовленні кераміки, емалей та різних глазурів. Тефлонова сковорідка і холодоагент в холодильниках і кондиціонері, що має в кожному будинку, також з'явилися завдяки фтору.
Крім побутових потреб тефлон також використовують у медичних цілях, оскільки його застосовують під час виробництва імплантатів. Фтор необхідний при виготовленні лизнів в оптиці та зубних пастах.
Хлор також у нашому житті зустрічається буквально на кожному кроці. Наймасовішим і найпоширенішим застосуванням хлору є, звичайно ж, кухонна сіль NaCl. Вона також виступає в ролі дезінтоксикаційного засобу і використовується в боротьбі з ожеледицею.
Крім цього, хлор незамінний у виробництві пластику, синтетичного каучуку та полівінілхлориду, завдяки яким ми отримуємо одяг, взуття та інші, потрібні у нашому повсякденному житті речі. Його використовують при виробництві відбілювачів, порошків, барвників та іншої побутової хімії.
Бром, як правило, необхідний як світлочутлива речовина при друкуванні фотографій. У медицині він застосовується як заспокійливий засіб. Також бром використовують під час виробництва інсектицидів і пестицидів тощо.
Ну а всім відомий йод, який є в аптечці у кожної людини, в першу чергу використовується, як антисептик. Крім своїх антисептичних властивостей, йод є у джерелах світла, а також є помічником для виявлення відбитків пальців на паперовій поверхні.
Роль галогенів та їх сполук для організму людини
Вибираючи в магазині зубну пасту, напевно, кожен із вас звертав увагу на те, що на її етикетці вказується зміст фторових сполук. І це неспроста, оскільки цей компонент бере участь у побудові зубної емалі та кісток, підвищує стійкість зубів до карієсу. Також він відіграє важливу роль у процесах обміну речовин, бере участь у побудові кістяка кісток і попереджає появу такого небезпечного захворювання, як остеопороз.
Важлива роль організмі людини відведена і хлору, оскільки він бере активну участь у збереженні водно-сольового балансу та підтримка осмотичного тиску. Хлор бере участь в обміні речовин людського організму, побудові тканин, та й що теж важливо – у звільнення від зайвої ваги. Соляна кислота, що знаходиться у складі шлункового соку, велике значення має для травлення, тому що без неї неможливий процес перетравлення їжі.
Хлор необхідний нашому організму і повинен щодня у необхідних дозах надходити до нього. Але якщо його норму надходження в організм перевищити або різко знизити, то ми відразу ж це відчуємо у вигляді набряків, головного болю та інших неприємних симптомів, які здатні не тільки порушити обмін речовин, але і викликати захворювання кишечника.
У людини в мозку, нирках, крові та печінці присутня невелика кількість брому. У медичних цілях бром застосовують як заспокійливий засіб. Але при передозуванні можуть бути несприятливі наслідки, які можуть призвести до пригніченого стану нервової системи, а в деяких випадках і до психічних розладів. А нестача брому в організмі веде до дисбалансу між процесами збудження та гальмування.
Без йоду наша щитовидна залоза не може обходитися, тому що він здатний вбивати мікроби, які надходять до нашого тіла. При дефіциті йоду в людини може початися захворювання щитовидної залози, під назвою зоб. У цьому захворюванні з'являються досить неприємні симптоми. Людина, у якої з'явився зоб, відчуває слабкість, сонливість, підвищення температури, дратівливість та занепад сил.
З усього цього можна зробити висновок, що без галогенів людина могла б не тільки втратити багато необхідних у повсякденному житті речей, але без них і не змогла б нормально функціонувати наш організм.
Фізичні властивості галогенів
За звичайних умов F2 і С12-гази, Вr2-рідина, I2 та At2-тверді речовини. У твердому стані галогени утворюють молекулярні кристали. Рідкі галогени-діелектрики. Усі галогени, крім фтору, розчиняються у воді; йод розчиняється гірше, ніж хлор і бром, зате добре розчиняються у спирті.
Хімічні властивості галогенів
Усі галогени виявляють високу окисну активність, яка зменшується під час переходу від фтору до астату. Фтор - найактивніший з галогенів, реагує з усіма металами без винятку, багато хто з них в атмосфері фтору самозаймистий, виділяючи велику кількість теплоти, наприклад:
2Al + 3F2 = 2AlF3 + 2989 кДж,
2Fe + 3F2 = 2FeF3 + 1974 кДж.
Без нагрівання фтор реагує і з багатьма неметалами (H2, S, С, Si, Р) - всі реакції при цьому сильно екзотермічні, наприклад:
Н2 + F2 = 2HF + 547 кДж,
Si + 2F2 = SiF4(г) + 1615 кДж.
При нагріванні фтор окислює всі інші галогени за схемою
Hal2 + F2 = 2НalF
де Hal = Cl, Br, I, At, причому у сполуках HalF ступеня окиснення хлору, брому, йоду та астату рівні +1.
Зрештою, при опроміненні фтор реагує навіть з інертними (шляхетними) газами:
Хе + F2 = XeF2 + 152 кДж.
Взаємодія фтору із складними речовинами також протікає дуже енергійно. Так, він окислює воду, при цьому реакція має вибуховий характер:
3F2 + ЗН2О = OF2 + 4HF + Н2О2.
Вільний хлор також дуже реакційноздатний, хоча його активність і менша, ніж у фтору. Він безпосередньо реагує з усіма простими речовинами, за винятком кисню, азоту та благородних газів. Для порівняння наведемо рівняння реакцій хлору з тими самими простими речовинами, що й для фтору:
2Al + 3Cl2 = 2AlCl3(кр) + 1405 кДж,
2Fe + ЗCl2 = 2FeCl3(кр) + 804 кДж,
Si + 2Cl2 = SiCl4(Ж) + 662 кДж,
Н2 + Cl2 = 2HCl(г)+185кДж.
Особливий інтерес реакція з воднем. Так, при кімнатній температурі, без освітлення хлор практично не реагує з воднем, тоді як при нагріванні або при освітленні (наприклад, на прямому сонячному світлі) ця реакція протікає з вибухом за наведеним нижче ланцюговим механізмом:
Cl2 + hν → 2Cl,
Cl + Н2 → HCl + Н,
Н + Cl2 → HCl + Cl,
Cl + Н2 → HCl + Н і т.д.
Порушення цієї реакції відбувається під дією фотонів (hν), які викликають дисоціацію молекул Cl2 на атоми - при цьому виникає ланцюг послідовних реакцій, у кожній з яких з'являється частка, що ініціює початок наступної стадії.
Реакція між Н2 та Cl2 послужила одним із перших об'єктів дослідження ланцюгових фотохімічних реакцій. Найбільший внесок у розвиток уявлень про ланцюгові реакції вніс російський учений, лауреат Нобелівської премії (1956) Н. Н. Семенов.
Хлор вступає в реакцію з багатьма складними речовинами, наприклад, заміщення та приєднання з вуглеводнями:
СН3-СН3 + Cl2 → СН3-СН2Cl + HCl,
СН2 = СН2 + Cl2 → СН2Cl - СН2Cl.
Хлор здатний при нагріванні витісняти бром або йод з сполук з воднем або металами:
Cl2 + 2HBr = 2HCl + Br2,
Cl2 + 2HI = 2HCl + I2,
Cl2 + 2KBr = 2KCl + Br2,
а також оборотно реагує з водою:
Cl2 + Н2О = HCl + HClO – 25 кДж.
Хлор, розчиняючись у воді та частково реагуючи з нею, як це показано вище, утворює рівноважну суміш речовин, яка називається хлорною водою.
Хлор може так само реагувати (диспропорціонувати) з лугами:
Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + Н2О (на холоді),
3Cl2 + 6КОН = 5KCl + KClO3 + 3Н2О (при нагріванні).
Хімічна активність брому менше, ніж у фтору і хлору, але все ж таки досить велика у зв'язку з тим, що бром зазвичай використовують у рідкому стані і тому його вихідні концентрації за інших рівних умов більше, ніж у хлору.
Для прикладу наведемо реакції взаємодії брому з кремнієм та воднем:
Si + 2Br2 = SiBr4(ж) + 433 кДж,
Н2 + Br2 = 2HBr(г) + 73 кДж.
Йод суттєво відрізняється за хімічною активністю від інших галогенів. Він не реагує з більшістю неметалів, а з металами повільно реагує лише при нагріванні. Взаємодія ж йоду з воднем відбувається тільки при сильному нагріванні, реакція є ендотермічною та сильно оборотною:
Н2 + I2 = 2HI – 53 кДж.
Астат ще менш реакційноздатний, ніж йод. Але і він реагує з металами (наприклад, з літієм):
2Li + At2 = 2LiAt – астатид літію.
Таким чином, хімічна активність галогенів послідовно зменшується від фтору до астату. Кожен галоген у ряді F - At може витісняти наступний з його сполук з воднем або металами.
Цинк - Елемент побічної підгрупи другої групи, четвертого періоду періодичної системи, з атомним номером 30. Цинк - тендітний перехідний метал блакитно-білого кольору (тьмяніє на повітрі, покриваючись тонким шаром оксиду цинку).
В природі. Цинк у природі як самородний метал не зустрічається. З 27 мінералів цинку практично важливим є цинкова обманка ZnS та цинковий шпат ZnCO3.
Отримання. Цинк добувають з поліметалевих руд, що містять Zn у вигляді сульфіду. Руди збагачують, отримуючи цинкові концентрати та одночасно свинцеві та мідні концентрати. Цинкові концентрати обпалюють у печах, переводячи сульфід цинку в оксид ZnO:
2ZnS + 3O2 = 2ZnO = 2SO2
Чистий цинк із оксиду ZnO отримують двома способами. За пірометалургійним способом, що існує здавна, обпалений концентрат піддають спіканню для надання зернистості та газопроникності, а потім відновлюють вугіллям або коксом при 1200-1300 °C: ZnO + С = Zn + CO.
Основний спосіб отримання цинку - електролітичний (гідрометалургійний). Обпалені концентрати обробляють сірчаною кислотою; одержуваний сульфатний розчин очищають від домішок (осадженням їх цинковим пилом) і електролізують у ваннах, щільно викладених усередині свинцем або вініпластом. Цинк осідає на алюмінієвих катодах.
Фізичні властивості . У чистому вигляді – пластичний сріблясто-білий метал. При кімнатній температурі крихкий, при 100-150 ° C цинк пластичний. Температура плавлення = 419,6 °C, температура кипіння = 906,2 °C.
Хімічні властивості. Типовий приклад металу, що утворює амфотерні сполуки. Амфотерними є сполуки цинку ZnO та Zn(OH)2. Стандартний електродний потенціал -0,76 В, у ряді стандартних потенціалів розташований до заліза.
На повітрі цинк покривається тонкою плівкою оксиду ZnO. При сильному нагріванні згоряє з утворенням білого амфотерного оксиду ZnO:
Оксид цинку реагує як з розчинами кислот:
так і лугами:
Цинк звичайної чистоти активно реагує з розчинами кислот:
та розчинами лугів:
утворюючи гідроксоцінкати. З розчинами кислот та лугів дуже чистий цинк не реагує. Взаємодія починається при додаванні декількох крапель сульфату розчину міді CuSO4.
При нагріванні цинк реагує з галогенами з утворенням галогенідів ZnHal2. З фосфором цинк утворює фосфіди Zn3P2 та ZnP2. З сіркою та її аналогами - селеном і телуром - різні халькогеніди, ZnS, ZnSe, ZnSe2 та ZnTe.
З воднем, азотом, вуглецем, кремнієм та бором цинк безпосередньо не реагує. Нітрид Zn3N2 одержують реакцією цинку з аміаком при 550-600 °C.
У водних розчинах іони цинку Zn2+ утворюють аквакомплекси 2+ та 2+.
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 тільки 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 збудження 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 кількості його 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
З'єднання 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 вищій температурі протікає 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.
At, відкритий 1940 р.
Електронні конфігурації галогенів: F - 1 s 2 2s 2 2p 5; Cl - 1 s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5; Br - 1 s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 5; I - 1 s 2 s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 10 5s 2 5p 5 .
|
Галоген |
Атомна вага |
Заряд ядра |
Число електронів |
Величина атомного радіусу, |
||||
|
18,98 35,45 79,90 126,90 |
0,71 0,99 1,14 1,33 |
|||||||
Розподіл за орбіталями електронів зовнішнього електронного шару у всіх галогенів однотипний
Мають багато спільного у будові атомів та молекул. У них завершується забудова р-оболонки зовнішнього шару, тому всі вони належать до р-елементів. Зовнішньому електронному шару атомів галогенів бракує до завершення одного електрона, тому електронегативність у цих елементів виражена яскраво і в окислювально-відновних реакціях вони поводяться в основному як окислювачі.
Молекули галогенів складаються з двох атомів (F2, Сl2, Вr2, l2), з'єднаних між собою за допомогою ковалентного неполярного зв'язку. Між атомами у молекулах галогенів виникає одна загальна електронна пара. Це свідчить про те, що у простих речовинах дані елементи одновалентні. Кристалічні грати галогенів молекулярного типу.
Атоми різних галогенів різняться числом електронних верств, у зв'язку з чим радіуси атомів галогенів різні (табл. 11). Зі зростанням зарядів ядер радіуси атомів збільшуються, що веде до поступового зменшення величини електронегативності від фтору до йоду та зниження неметалевості властивостей. Найбільш яскраво вираженим неметал серед галогенів є фтор, найменш яскравим - .
■ 1. Як змінюється величина атомного радіусу залежно від зростання заряду ядра атома?
2. Якого типу у молекулах галогенів?
3. Якого типу кристалічні грати у галогенів?
4. Яка галогени у вільному стані?
5. Чому при утворенні молекули галогену між атомами виникає лише одна електронна пара?
6. Як змінюється величина електронегативності із зростанням радіусів атомів?
Фізичні властивості галогенів
Усі властивості галогенів, як фізичні, і хімічні, залежить від будови атомів елементів. Ці властивості різних галогенів багато в чому подібні, але водночас кожному галогену властивий ряд особливостей.
Фтор- газ світло-зеленого кольору, що відрізняється надзвичайно отруйними властивостями. Температура кипіння фтору -188 °, температура затвердіння -218 °. Щільність 1,11 г/см.
- Газ жовто-зеленого кольору. Він також отруйний, має різкий, задушливий, неприємний запах. Хлор важчий за повітря, порівняно добре розчиняється у воді (на 1 об'єм води 2 об'єму хлору), утворюючи хлорну воду; Cl2agi при температурі-34° перетворюється на рідину, а при-101° твердне. Щільність 1,568 г/см3.
-Єдиний рідкий неметал. Це речовина червоно-бурого кольору, важка, летюча. Посудина, в якій знаходиться бром, завжди пофарбована його парами в червоно-бурий колір.
Бром має важкий неприємний запах («бром» у перекладі російською мовою означає «смердючий»). У воді погано розчиняється, утворюючи бромну воду Br2aq. Набагато краще бром розчиняється в органічних розчинниках – бензолі, толуолі, хлороформі.
Якщо до бромної води прилити невелику кількість бензолу і гарненько збовтати, після розшаровування рідин можна помітити, як забарвлення бромної води зникає, а бензол, що зібрався нагорі, забарвлюється розчиненим бромом у яскраво-оранжевий колір. Це тим, що бензол витяг з води бром внаслідок його кращої розчинності в бензолі.
Зберігають бром у склянках із притертими пробками та притертими ковпаками. Гумові пробки до роботи з бромом, як й у роботи з хлором, непридатні, оскільки вони швидко роз'їдаються. Бром набагато важчий за воду (щільність 3,12 г/см 3 ). Температура кипіння брому 63 °, температура затвердіння -7,3 °.
- Речовина кристалічна, темно-сірого кольору, в парах - фіолетового. Щільність йоду 4,93 г/см3, температура плавлення 113 °, температура кипіння 184 °. Довести до плавлення, а тим більше до кипіння за звичайних умов не вдається, тому що вже при слабкому нагріванні він із твердого стану відразу переходить у пар-виганяється. Перехід з твердого стану в газоподібний, минаючи рідке, і назад називається сублімацією. Ця властивість характерна не тільки для йоду, але й для деяких інших речовин. Його зручно використовувати для чищення речовин від домішок.
Йод погано розчиняється у воді. Забарвлення йодної води I2aq завжди світло-жовте. Але він чудово розчиняється у спирті. Цим користуються для приготування 5-10% розчину йоду у спирті, що називається йодною настойкою. Йод розчиняється також у бензолі, толуолі, ефірі, сірковуглецю та інших органічних розчинниках. Цікаво, що йод добре розчиняється в розчині власних солей, наприклад в йодистому калії. Цей розчин, званий розчином Люголя, широко застосовується у клінічних лабораторіях.
Якщо додати йодну воду I2aq трохи бензолу, при струшуванні на поверхні також утворюється забарвлене бензольне кільце, але тільки малинового кольору.
■ 7. Як змінюється інтенсивність фарбування галогенів із зростанням зарядів ядер?
8. Яку назву мають розчини хлору, брому та йоду у воді?
9. Як змінюється щільність галогенів із зростанням зарядів ядер?
10. Складіть та заповніть таблицю «Фізичні властивості галогенів» за таким зразком:
11. Як пояснити з погляду будови кристалічних ґрат низькі температури плавлення та кипіння галогенів?
12. Яка відносна щільність фтору та хлору по повітрю та водню? Якщо ви не знаєте, що таке відносна густина газів, як вона визначається і як нею користуватися при розрахунках, зверніться до додатка II, стор. 387. Після цього ви зможете відповісти на запитання.
13. Який обсяг займуть 20 кг хлору за нормальних умов? Якщо ви забули, як обчислювати обсяг газу за нормальних умов, зверніться до .
Фізіологічна дія галогенів
Всі отруйні за своєю фізіологічною дією. Особливо отруйний фтор: при вдиханні у невеликих кількостях він викликає набряк легень, у великих – руйнування легеневої тканини та смерть.
Хлор- також речовина дуже отруйна, хоча трохи меншою мірою. Під час першої світової війни він застосовувався як бойова отруйна речовина, тому що він важчий за повітря і добре утримується над поверхнею землі, особливо за безвітряної погоди. Гранично допустима концентрація вільного хлору повітря 0,001 мг/л.
Хронічне отруєння хлором викликає зміну кольору обличчя, легеневі та бронхіальні захворювання. При отруєннях хлором як протиотруту потрібно застосовувати суміш пари спирту з ефіром, а також водяної пари з домішкою нашатирного спирту, причому попередньо обов'язково винести потерпілого на свіже повітря.
У невеликих кількостях хлор може виліковувати захворювання верхніх дихальних шляхів, оскільки згубно діє бактерії. Завдяки дезінфекційній дії хлор застосовується для знезараження водопровідної води.
Пари брому викликають ядуху. Отруйний і рідкий бром, що завдає при попаданні на шкіру сильних опіків. Переливати бром з однієї судини в іншу рекомендується в гумових рукавичках та під тягою.
При попаданні на шкіру бром слід змивати органічним розчинником - бензолом або чотирихлористим вуглецем, протираючи уражене місце ватою, змоченою цими розчинниками. При змиванні брому водою часто опіку уникнути не вдається.
Йоднайменш отруйний із усіх галогенів. Вдихання парів йоду при його нагріванні може викликати отруєння, але працювати з пароподібним йодом доводиться рідко, наприклад при очищенні його сублімацією. Кристалічний йод руками брати не слід, тому що при попаданні на шкіру він викликає появу характерних жовтих плям. Усі роботи з галогенами слід проводити у витяжній шафі.
Разом про те галогени є життєво важливими елементами. Хлор у вигляді кухонної солі постійно застосовується в їжу, а також входить до складу зеленої рослини - хлорофілу. Нестача сполук фтору у питній воді викликає руйнування зубів. Йод необхідний всім живим організмам, як рослинним, і тваринам. Він бере участь у регулюванні обміну речовин. В організмі людини йод зосереджений головним чином у щитовидній залозі та бере участь у освіті її гормону. Нестача йоду викликає хворобливі зміни щитовидної залози. Для запобігання захворюванню в їжу в дуже невеликих кількостях додають йод, розводячи кілька крапель йодної настойки на склянку води, але частіше у вигляді йодиду натрію та йодиду калію.
Запишіть у зошит заходи техніки безпеки у роботі з галогенами та першої допомоги при отруєннях.
Хімічні властивості галогенів
За характером хімічних властивостей, як зазначено вище, всі галогени є типовими неметалами, що мають значну електронегативність. Найбільш електронегативним елементом, що має найбільшу неметалеву активність, є фтор, найменш активний йод.
Мал. 21.Горіння водню у хлорі. 1-хлор 2-
Взаємодія галогенів із простими речовинами. Простежити зменшення хімічної активності від фтору до хлору можна з різних реакцій. Особливо цікава взаємодія різних галогенів із воднем. Умови реакцій у них різні.
Так, фтор реагує з воднем із вибухом навіть у темряві. При цьому утворюється фтористий за рівнянням.
H2 + F2 = 2HF
Фтористий є найбільш міцною сполукою серед галогеноводородів.
Взаємодія хлору з воднем відбувається з вибухом тільки світла:
Сl2+ Н2 = 2НСl
Якщо ж підпалити струмінь водню в атмосфері хлору, він згорятиме спокійно безбарвним полум'ям (рис. 21).
З воднем бром утворює бромистий водень.
Вr2 + Н2 = 2НВг
Процес йде за слабкого нагрівання.
Йод з воднем реагує тільки при нагріванні з утворенням водню йодистого:
Н2 + I2 = 2НI
Однак це з'єднання дуже нестійке і легко розпадається з утворенням водню та йоду. У всіх цих випадках галогени поводяться як окислювачі. Галогено-водні при розчиненні у воді утворюють кислоти.
Окисні властивості галогени виявляють і при взаємодії з металами, яке протікає зазвичай дуже активно.
Фтор реагує майже з усіма металами. Легко простежити взаємодію хлору з металами. Багато хто в хлорі горить, наприклад самозаймається (рис. 22). Інші реагують із хлором при нагріванні, наприклад (рис. 23).
2Na + Сl2 = 2NaCl
Якщо можуть мати різний ступінь окислення, то при реакції з хлором вони зазвичай виявляють вищий.
Мал. 22.
Наприклад.
2Fe + 3Сl2 = 2FeCl3
Сu + Сl2 = СuСl2
Тут у реакції з хлором виявляє ступінь окислення, що дорівнює +3 - Fe +3 , а рівну +2 - Cu +2 . У всіх наведених випадках хлор поводиться як .
Галогени. Галогеноводні. Галогеніди. Кисневмісні сполуки галогенів
Галогени
У підгрупу галогенів входять фтор, хлор, бром, йод та астат. Перші чотири елементи зустрічаються у природі у вигляді різних сполук. Астат отриманий лише штучним шляхом, радіоактивний. Це р-елементи VII групи періодичної системи Д. І. Менделєєва. На зовнішньому енергетичному рівні їх атоми мають по 7 електронів. ns 2 np 5(Див. табл. 14).
Цим пояснюється спільність їх властивостей.
Вони легко приєднують по одному електрону, виявляючи ступінь окиснення -1. Такий ступінь окислення галогени мають у сполуках з воднем та металами.
Однак атоми галогенів, крім фтору, можуть виявляти і позитивні ступені окислення: +1, +3, +5, +7. Можливі значення ступенів окислення пояснюються електронною будовою атомів, яку атом фтору можна представити схемою:
Таблиця 14. Властивості елементів галогенної підгрупи
Будучи найбільш електронегативним елементом, фтор може приймати тільки один електрон на 2р-рівень. У нього один неспарений електрон, тому фтор буває лише одновалентним, яке ступінь окислення завжди -1. Електронна будова атома хлору виражається схемою:
У атома хлору один неспарений електрон на 3р-підрівні, і у звичайному (незбудженому) стані хлор одновалентний. Але оскільки хлор перебуває у третьому періоді, то він має ще п'ять орбіталей 3d-подуровня, у яких можуть розміститися 10 електронів.
У збудженому стані атома електрони хлору переходять з 3p- і 3s-підрівнів на 3d-підрівень (на схемі показано стрілками). Роз'єднання (розпарювання) електронів, що знаходяться на одній орбіталі, підвищує валентність на дві одиниці. Очевидно, що хлор та його аналоги (крім фтору) можуть виявляти лише непарну змінну валентність 1,3,5,7 та відповідні позитивні ступені окислення. У фтору немає вільних
орбіталей, отже, при хімічних реакціях немає роз'єднання спарених електронів в атомі. Тому при розгляді властивостей галогенів треба враховувати особливості фтору.
У межах кожного періоду галогени є найбільш електронегативними елементами, що мають найбільшу спорідненість до електрона.
Усередині підгрупи галогенів перехід від фтору до йоду супроводжується збільшенням радіусу атома.
Елементи Підгрупи відносяться до неметалів; зі збільшенням заряду ядра від F до At неметалеві ознаки слабшають, про що свідчать зменшення потенціалів іонізації та спорідненість до електрона.
Окисно-відновні властивості та відмінності в хімічній поведінці галогенів легко зрозуміти, порівнюючи ці властивості залежно від зміни заряду ядра при переході від F до I. У ряді F, Cl, Br, I найбільшим радіусом атома (і, отже, найменшою спорідненістю до електрона ) має I, тому він характеризується менш вираженими окисними властивостями, ніж Br, Cl, F. Отже, окисні властивості нейтральних атомів у підгрупі галогенів зменшуються від F до I, а відновні посилюються:
Зв'язок Гал-Гал у молекулах простих речовин ковалентний неполярний. Довжина зв'язку в молекулі від F2 до I2 закономірно збільшується. Енергія ж зв'язку змінюється в такий спосіб.
Енергія зв'язку в молекулі F 2 менш міцна, ніж у молекулі Сl 2 . Це пояснюється утворенням у молекулі Сl 2 і відповідно Br 2 і I 2 даттивного зв'язку: коли загальна енергетична хмара утворюється за рахунок не тільки спарювання р-електронів, а й за рахунок вже наявних спарених р-електронів одного атома та вакантної d-орбіталі іншого атома .
Поширеність у природі
Поширеність фтору та хлору близька один до одного і досить велика (6,5 10 -2 % за масою та 4,5 10 -2 % відповідно); поширеність брому та йоду набагато менше - 1,6 10 -4 і 4 10 -5 %. Фтор грає певну біологічну роль - від його у воді залежить, зокрема, стан зубів, т.к. фторид кальцію входить до складу зубної тканини.
Концентрація хлору (Сl -) в тканинах організму відносно велика, і функції його різноманітні - вони пов'язані з активацією ферментів, передачею нервового збудження та ін. щитовидної залози - тироксину, що визначає загальний темп окисних процесів в організмі.
I У природі у вільному стані хлор зустрічається у вулканічних газах. Широко поширені його сполуки: хлорид натрію NaCl, хлорид калію КСl, хлорид магнію MgCl 2 6H 2 O, сильвініт, що складається з NaCl і КСl, карналіт складу КС1 MgCl 2 6Н 2 Про, каїніту складу MgSO 4 КСl 3Н 2 .
Одержання галогенів
1. Найважливіший спосіб отримання фтору - електроліз розплавів фторидів, де фтор виділяється на аноді:
2F - -2e - ®F 2
Як основне джерело отримання використовується гідрофторид KHF 2 .
2. Хлор у лабораторних умовах одержують із соляної кислоти при взаємодії її з оксидом марганцю (IV). Реакція прорікає при нагріванні.
4HСl -1 +Mn +4 O 2 =Сl 0 2 +Mn +2 Сl 2 +2Н 2 O
Замість окислювача MnO2 можна застосувати перманганат калію KMnO4. Тоді реакція протікає за нормальної температури,
16НСl -1 +2KMn +7 O 4 =5Сl 0 2 +2Mn +2 Сl 2 +2КСl+8Н 2 О
У промисловості хлор отримують електроліз розчину хлориду натрію. Газоподібний хлор виділяється на аноді:
2NaCl+2Н 2 O електроліз ®2NaOH+H 2 +Cl 2
3. Для отримання брому частіше застосовують реакцію заміщення їх у бромідах. 2KBr+Сl 2 =2KСl+Br 2
4. Основні джерела отримання йоду – це морські водорості та нафтові бурові води.
2NaI+MnO 2 +3H 2 SO 4 =I 2 +2NaHSO 4 +MnSO 4 +2Н 2 О Отримання йоду з його природних джерел зводиться до переведення його в молекулярний:
2NaI+2NaNO 2 +2H 2 SO 4 =I 2 +2H 2 O+2NO+2Na 2 SO 4
5. У лабораторних умовах бром та йод одержують одним і тим же способом: дією оксиду марганцю (IV) на броміди або йодиди в кислому середовищі, наприклад:
MnO 2 +2KBr+2H 2 SO 4 =MnSO 4 +Br 2 +K 2 SO 4 +2Н 2 О
Фізичні властивості галогенів
Зі збільшенням заряду ядра від фтору до йоду зростають температура плавлення, кипіння (див. табл. 15), електрична провідність. Галогени мають різкий запах і отруйні. Погано розчиняються в полярних розчинниках, добре органічних розчинниках (спирт, бензол).
Хлор – отруйний газ жовто-зеленого кольору з різким запахом. Тяжче повітря в 2,5 рази. Хлор викликає подразнення дихальних шляхів, а вдихання великої кількості викликає смерть від задухи. У природному хлорі міститься два ізотопи - 35 17 Сl (75,53%) та 37 17 Сl (24,47%).
Фтор отруйний надзвичайно. Бром – важка червоно-бура рідина. Пари брому отруйні. При попаданні на шкіру спричиняє сильні опіки. Йод - чорно-фіолетова тверда речовина При нагріванні утворюються фіолетові пари, які при охолодженні знову перетворюються на кристали. Відбувається сублімація йоду, тобто. випаровування твердої речовини та утворення кристалів з пари, минаючи рідкий стан.
Таблиця 15. Властивості простих речовин підгрупи галогенів
