| ↓ | ↓ | ↓ | ↓
| ||||||||||
↓
| |||||||||||||
Валентность в данном состоянии = VII
Таким образом, для хлора характерны валентности: I, III, V, VII
Аналогичные валентности и степени окисления характерны для Br и I.
Для F, в отличие от остальных галогенов, характерны только степени окисления -1, 0 и валентность I, так как у него самая высокая электроотрицательность среди всех элементов и нет свободных орбиталей на последнем уровне.
Физические свойства простых веществ:
В качестве простых веществ все галогены встречаются в виде молекул Э 2 (F 2 , Cl 2 , Br 2 , I 2). В молекуле атомы соединены ковалентной неполярной химической связью.
Образуют молекулярные кристаллические решетки.
Встречаемость в природе:
F 2 , Cl 2 , Br 2 , I 2 практически не встречаются из-за своей высокой химической активности.
В основном галогены в природе встречаются в составе солей:
NaCl – каменная соль (после очистки – поваренная соль)
KCl ∙ NaCl - сильвинит
KCl ∙ MgCl 2 - карналлит
Cl входит в состав хлорофилла растений.
Получение (на примере хлора):
1. В промышленности – электролизом раствора или расплава NaCl.
а). Расплав: 2NaCl → 2Na + Cl 2
на катоде: Na + +1e → Na 0
на аноде: 2Cl - - 2e → Cl 2 0
б). Раствор: 2NaCl + 2H 2 O → H 2 + Cl 2 + 2NaOH
на катоде: 2H 2 O + 2e → H 2 0 + 2OH -
на аноде: 2Cl - - 2e → Cl 2 0
2. В лаборатории – реакцией соляной кислоты с сильными окислителями:
а). MnO 2 + 4HCl = MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O
б). 2KMnO 4(крист.) + 16HCl (конц.) = 5Cl 2 + 2MnCl 2 + 2KCl + 8H 2 O
в). KClO 3 + 6HCl (конц.) = 3Cl 2 + KCl + 3H 2 O
бертолетова соль
Химические свойства галогенов (на примере хлора):
Все галогены являются сильными окислителями!
1). Взаимодействие с простыми веществами:
а). С металлами:
2Na + Cl 2 = 2NaCl
2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3
Cu + Cl 2 = CuCl 2
б). С неметаллами:
H 2 + Cl 2 = 2HCl (реакция идет на свету)
2P + 3Cl 2 = 2PCl 3 (реакция идет при нагревании)
хлорид фосфора (III)
2P + 5Cl 2 = 2PCl 5 (реакция идет при нагревании)
хлорид фосфора (V)
Si + 2Cl 2 = SiCl 4 (реакция идет при нагревании)
хлорид кремния (IV)
С азотом и кислородом хлор и другие галогены не взаимодействуют, так как и те, и другие в реакциях проявляют окислительные свойства, поэтому оксиды галогенов можно получить только косвенным путем.
2). Взаимодействие со сложными веществами:
а). С водой:
В направлении F 2 → Cl 2 → Br 2 → I 2 растворимость в воде падает.
Хлор растворим в воде, но плохо (2,5 объема в 1 объеме воды при 20ºС). Раствор хлора в воде называется «хлорная вода». При этом идет реакция:
Cl 2 + H 2 O = HCl + HClO (реакция диспропорционирования)
HClO → HCl +
атомарный кислород
За счет образования атомарного кислорода растворенный в воде хлор обладает высоким окисляющим, отбеливающим (в том числе обесцвечивает органические красители) и обеззараживающим действием.
Фтор не может иметь положительных степеней окисления, поэтому с водой не диспропорционирует:
2F 2 + 2H 2 O = 4HF + O 2
I 2 плохо растворим в воде и практически не взаимодействует с ней, но хорошо растворим в органических растворителях (спирте, хлороформе), а также KI. Раствор I 2 в KI называется «раствор Люголя».
б). С щелочами диспропорционируют:
на холоду: Cl 2 + 2KOH = KCl + KClO + H 2 O
при нагревании: 3Cl 2 + 6KOH = 5KCl + KClO 3 + 3H 2 O
в). С растворами солей галогеноводородных кислот (находящихся ниже по группе):
Cl 2 + 2NaBr = 2NaCl + Br 2
Cl 2 + 2NaI = 2NaCl + I 2
Но! F 2 + NaCl ≠ , так как F 2 в первую очередь взаимодействует с водой.
Подобным образом идут реакции с галогеноводородами: Cl 2 + 2HI = I 2 + 2HCl
Качественная реакция на I 2:
I 2 + крахмал = темно синее окрашивание
Образующееся соединение при нагревании разрушается и происходит обесцвечивание реакционной смеси. После охлаждения темно синяя окраска снова возвращается, так как соединение образуется заново.
Галогеноводороды
Получение (на примере HCl):
1. В промышленности – из простых веществ:
H 2 + Cl 2 = 2HCl
2. В лаборатории – из солей:
NaCl (крист.) + H 2 SO 4(конц.) = HCl + NaHSO 4 (аналогично HF)
Но: 2NaBr (тв.) + H 2 SO 4(конц.) = Br 2 + 2NaHSO 4 (аналогично HI, так как HBr и HI сильные восстановители)
Химические свойства (на примере HCl):
Галогеноводороды в обычных условиях мало реакционноспособны, зато их растворы в воде (кислоты) химически очень активны.
Соляная, бромоводородная и йодоводородная кислоты – сильные электролиты, а фтороводородная – слабый электролит.
Соляная кислота HCl – бесцветная жидкость, летучая, максимальная концентрация 35 – 39%, во влажном воздухе дымит.
1. Взаимодействие с металлами, стоящими в ряду напряжений до водорода!:
Fe + HCl = FeCl 2 + H 2
а). 2Na + 2H 2 O = 2NaOH + H 2
б). NaOH + HCl = NaCl + H 2 O
2. Взаимодействие с основными и амфотерными оксидами:
MgO + 2HCl = MgCl 2 + H 2 O
CuO + 2HCl = CuCl 2 + H 2 O (при нагревании)
ZnO + 2HCl = ZnCl 2 + H 2 O
3. Взаимодействие с основаниями и амфотерными гидроксидами:
NaOH + HCl = NaCl + H 2 O
Al(OH) 3 + 3HCl = AlCl 3 + 3H 2 O
4. Взаимодействие с солями (если образуется осадок, газ или слабый электролит):
Na 2 CO 3 + 2HCl = 2NaCl + CO 2 + H 2 O
FeS + 2HCl = FeCl 2 + H 2 S
Качественные реакции на хлорид-, бромид- и йодид-ионы:
а). NaCl + AgNO 3 = AgCl↓ + HNO 3
белый творожистый
Осадок растворяется в растворе аммиака:
AgCl + 2NH 4 OH = Cl + 2H 2 O
При добавлении кислоты снова выпадает белый творожистый осадок:
Cl + 2HNO 3 = AgCl↓ + 2NH 4 NO 3
б). NaBr + AgNO 3 = AgBr↓ + HNO 3 (осадок плохо растворим в аммиаке)
бледно-желтый осадок
в). NaI + AgNO 3 = AgI↓ + HNO 3 (осадок не растворим в аммиаке)
светло-желтый осадок
Элементы, входящие в VII группу периодической системы, делятся на 2 подгруппы: главную — подгруппу галогенов — и побочную — подгруппу марганца. В эту же группу помещают и водород, хотя его атом имеет на внешнем валентном, уровне единственный электрон и его следовало бы поместить в I группу.
Однако водород имеет очень мало общего как с элементами основой подгруппы — щелочными металлами, так и с элементами побочной подгруппы — медью, серебром и золотом. В то же время он, как и галогены, присоединяя в реакциях с активными металлами электрон, образует гидриды, имеющие некоторое сходство с галогенидами.
К подгруппе галогенов относятся фтор, хлор, бром, иод и астат. Первые 4 элемента встречаются в природе, последний получен искусственно и поэтому изучен значительно меньше остальных галогенов. Слово "галоген" означает солеобразующий. Это название элементы подгруппы получили благодаря легкости, с которой они реагируют со многими металлами, образуя соли.
Все галогены имеют структуру внешней электронной оболочки s 2 p 5 . Поэтому они легко принимают электрон, образуя устойчивую благородногазовую электронную оболочку (s 2 р 6). Наименьший радиус атома в подгруппе — у фтора, у остальных он увеличивается в ряду F < Cl < Br < I < Аt и составляет соответственно 133; 181; 196; 220 и 270 нм. В таком же порядке уменьшается сродство атомов элементов к электрону.
Галогены — очень активные элементы. Они могут отнимать электроны не только у атомов, которые их легко отдают, но и у ионов и даже вытеснять другие галогены, менее активные, из их соединений. Например фтор вытесняет хлор из хлоридов, бром из бромидов, а иод из иодидов.
Из всех галогенов только фтор, находящийся во II периоде, не имеет незаполненного d-уровня. По этой причине он не может иметь больше 1-го неспаренного электрона и проявляет валентность только -1. В атомах других галогенов d-уровень не заполнен, что дает им возможность иметь различное количество неспаренных электронов и проявлять валентность -1, +1, +3, +5 и +7, наблюдающуюся в кислородных соединениях хлора, брома и иода.
К подгруппе марганца принадлежат марганец, технеций и рений. В отличии от галогенов элементы подгруппы марганца имеют на внешнем электронном уровне всего 2 электрона и поэтому не проявляют способности присоединять электроны, образуя отрицательно заряженные ионы.
Марганец распространен в природе и широко используется в промышленности.
Технеций радиоактивен, в природе не встречаемся, а получен искусственно (впервые — Э. Сегре и К. Перрье, 1937 г.) Этот элемент образуется вследствие радиоактивного распада урана. Рений относится к числу рассеянных элементов. Он не образует самостоятельных минералов, а встречается в качестве спутника некоторых минералов, особенно молибденовых.
Он был открыт В. и И. Ноддак в 1925 г. Сплавы, имеющие небольшие добавки рения, обладают повышенной устойчивостью против коррозии. Добавка рения сплавам увеличивает их механическую прочность.
Это свойство рения позволяет применять его вместо благородного металла иридия. Платино-платинорениевые термопары работают лучше платино-платиноиридиевых, но их нельзя использовать при очень высоких температурах, так как образуется летучее соединение Re 2 O 7 .
К p-элементам VII группы относятся – фтор (F ), хлор (Сl ), бром (Вr ), йод (I ) и астат (Аt ). Данные элементы называют галогенами (рождающие соли). Все элементы данной подгруппы – неметаллы.
Общая электронная формула валентной зоны атомов имеет вид ns 2 np 5 , из которой следует, что на внешнем электронном слое атомов рассматриваемых элементов находится семь электронов и они могут проявлять нечетные валентности 1, 3, 5, 7. У атома фтора отсутствует d-подуровень, поэтому возбужденные состояния отсутствуют и валентность фтора равна только 1.
Фтор – самый электроотрицательный элемент в периодической таблице и соответственно в соединениях с другими элементами проявляет только отрицательную степень окисления –1. Остальные галогены могут иметь степени окисления –1, 0, +1, +3, +5, +7. Каждый галоген в своем периоде является наиболее сильным окислителем. С повышением порядкового номера элементов в ряду F, С1, Br, Iи At увеличиваются радиусы атомов и уменьшается окислительная активность элементов.
Молекулы простых веществ двухатомны: F 2 , С1 2 , Br 2 , I 2 . При нормальных условиях фтор – газ бледно-жёлтого цвета, хлор – газ жёлто-зелёного цвета, бром – красно-бурая жидкость, йод – кристаллическое вещество темно-фиолетового цвета. Все галогены обладают очень резким запахом. Вдыхание их приводит к тяжелым отравлениям. При нагревании йод сублимируется (возгоняется), превращаясь в пар фиолетового цвета; при охлаждении пары йода кристаллизуются, минуя жидкое состояние.
Галогены слабо растворимы в воде, но значительно лучше в органических растворителях. Фтор нельзя растворить в воде, так как он разлагает её:
2F 2 + 2Н 2 O = 4НF + О 2 .
При растворении хлора в воде происходит его частичное самоокисление-самовосстановление по реакции
С1 2 + Н 2 O ↔ НС1+ НС1О.
Полученный раствор называется хлорной водой. Он обладает сильными кислотными и окислительными свойствами и применяется для обеззараживания питьевой воды.
Галогены вступают во взаимодействие с многими простыми веществами, проявляя свойства окислителей. Фтор с многими неметаллами реагирует со взрывом:
Н 2 + F 2 → 2HF,
Si + 2F 2 → SiF 4 ,
S + 3F 2 → SF 6 .
В атмосфере фтора горят такие устойчивые вещества, как стекло в виде ваты и вода:
SiО 2 + 2F 2 → SiF 4 + О 2 ,
2Н 2 О + 2F 2 → 4HF + О 2 .
Фтор непосредственно не взаимодействует только с кислородом, азотом, гелием, неоном и аргоном.
В атмосфере хлора сгорают многие металлы, образуя хлориды:
2Na + С1 2 → 2NaCl (яркая вспышка);
Сu + С1 2 → СuС1 2,
2Fe + 3Сl 2 → 2FeCl 3 .
Хлор непосредственно не взаимодействует с N 2 , О 2 и инертными газами.
Окислительная активность галогенов уменьшается от фтора к астату, а восстановительная активность галогенид-ионов в этом направлении увеличивается. Из этого следует, что более активный галоген вытесняет менее активный из растворов его солей:
F 2 + 2NaCl → Cl 2 + 2NaF,
Cl 2 + 2NaBr → Br 2 + 2NaCl,
Вг 2 + 2NaI → I 2 + 2NaBr.
Водородные соединения галогенов хорошо растворимы в воде. Их водные растворы представляют собой кислоты:
HF– фтороводородная (плавиковая) кислота,
НС1 – хлороводородная кислота (водный раствор – соляная),
НВг – бромоводородная кислота,
HI – йодоводородная кислота.
НF должна быть одной из самых сильных кислот, но вследствие образования водородной связи (Н–F···Н–F) является слабой кислотой. Подтверждением наличия водородной связи между молекулами Н–F, как и в случае воды, является аномально высокая температура кипения Н–F.
Плавиковая кислота реагирует с SiО 2, поэтому HF нельзя получать и хранить в стеклянной посуде
SiО 2 + 4HF = SiF 4 + 2Н 2 О.
Остальные галогенводороды являются сильными кислотами.
Хлор, бром и йод образуют кислородсодержащие кислоты и соответствующие им соли. Ниже, на примере хлора, приведены формулы
кислот и соответствующих им солей:
НСlО, НСlО 2 , НСlО 3 , НСlО 4 ;
хлорноватистая хлористая хлорноватая хлорная
усиление кислотных свойств
КСlО, КСlО 2 , КСlО 3 , КСlО 4 .
гипохлорит калия хлорит калия хлорат калия перхлорат калия
Хлорная и хлорноватая кислоты являются сильными, а хлористая и хлорноватистая – слабыми. Из солей можно отметить:
СаОС1 2 – «хлорная известь» представляет собой смешанную соль соляной и хлорноватистой кислот.
КСlO 3 – хлорат калия, техническое название – бертолетова соль.
Фтор и его соединения применяются для получения термоустойчивых пластмасс (тефлон), хладагентов (фреоны) для холодильных машин.
Хлор используется в больших количествах для производства соляной кислоты синтетическим методом, хлорорганических инсектицидов, пластмасс, синтетических волокон, хлорной извести, отбеливания тканей и бумаги, хлорирования воды в целях обеззараживания, для хлорирования руд при получении металлов.
Соединения брома и йода используются для производства лекарственных препаратов, фотоматериалов.
Общая характеристика элементов Реагируют почти со всеми простыми веществами,
кроме некоторых неметаллов.
Все галогены - энергичные окислители, поэтому
встречаются в природе только в виде соединений.
Все галогены - неметаллы, являются
сильными окислителями.
На внешнем энергетическом уровне 7 электронов.
При взаимодействии с металлами возникает ионная
связь, и образуются соли.
Периодическая система химических элементов Д.И.Менделеева
К VII группе периодической системы относятся: фтор, хлор,бром, иод, астат – главная группа; побочная – марганец,
технеций, рений, борий.
История открытия галогенов
ФторХлор
Бром
Йод
Астат
Марганец
История открытия фтора
В 1886 году французский химик А. Муассан,используя электролиз жидкого фтороводорода,
охлажденного до температуры –23°C, смог на
аноде получить первую порцию нового газа. В
первых опытах для получения фтора Муассан
использовал
очень
дорогой
электролизер,
изготовленный из платины и иридия. При этом
каждый грамм полученного фтора «съедал» до 6 г
платины.
Анри
Муассан
(1852 – 1907)
Хлор
КарлВильгельм
Шееле
(1742 – 1786)
В 1774 году шведский ученый К. Шееле
открыл хлор, который принял за сложное
вещество и назвал "дефлогистированной
соляной кислотой".
В 1807 году английский химик Гемфри
Дэви получил тот же газ. Он пришел к
выводу, что получил новый элемент и
назвал его "хлорин" (от "хлорос" - желтозеленый).
В 1812 году Гей-Люсеок дал газу
название хлор.
Бром
В 1825 году французский химик А.Ж.Баларпри изучении маточных рассолов выделил
темно-бурую жидкость, который он назвал "мурид" (от латинского слова muria,
означающего "рассол"). Комиссия Академии,
проверив
это
сообщение,
подтвердила
открытие Балара и предложила назвать
элемент бромом (от "бромос", с греческого
"зловонный").
Антуан Жером
Балар
(1802 – 1876)
Йод
Бернар Куртуа(1777 –
1838)
В 1811 году французский химик Бернар
Куртуа открыл иод
путём перегонки
маточных
растворов
от
своего
азотнокислого кальция с серной кислотой
Чтобы другие химики могли изучать
новое вещество, Б. Куртуа подарил его
(правда, очень небольшое количество)
фармацевтической фирме в Дижоне.
В 1813 году Ж.-Л.Гей-Люссак подробно
изучил этот элемент и дал ему
современное название. Название "иод"
происходит от греческого слова "иодэс" "фиолетовый" (по цвету паров).
Астат
В 1869 г Д.И.Мендеелеев предсказал его существование ивозможность открытия в будущем (как «эка-иод»).
Впервые астат был получен искусственно в 1940 г открыт
Д.Корсоном, К.Маккензи и Э.Сегре (Калифорнийский
университет в Беркли) . Для синтеза изотопа 211At они облучали
висмут альфа-частицами.
В 1943-1946 годах изотопы астата были обнаружены в
составе природных радиоактивных рядов. Астат является
наиболее редким элементом среди всех, обнаруженных в
природе. В поверхностном слое земной коры толщиной 1,6 км
содержится всего 70 мг астата.
Марганец
Один из основных минералов марганца - пиролюзит - былизвестен в древности как чёрная магнезия и использовался при
варке
стекла
для
его
осветления.
Его
считали
разновидностью магнитного железняка, а тот факт, что он не
притягивается магнитом, Плиний Старший объяснил женским
полом чёрной магнезии, к которому магнит «равнодушен».
В 1774 г. шведский химик К. Шееле показал, что в руде содержится
неизвестный металл. Он послал образцы руды своему другу
химику Ю. Гану, который, нагревая в печке пиролюзит с углем,
получил металлический марганец.
В начале XIX века для него было принято название «манганум».
Физические свойства Фтор
Фторбледножелтый
высокореакционноспособный газ,
вызывающий раздражение
дыхательных путей и коррозию
материалов.
.
Хлор
Хлор едкий, химически агрессивный газ темного зеленоватожелтого цвета, менеереакционноспособен по сравнению со фтором.
Бром
Бром - тяжелая краснокоричневая жидкость при обычных условиях, но легкоиспаряется, превращаясь в едкий газ.
Иод
Иод - темнофиолетовое, с металлическимоттенком, вещество, твердое, но
легко сублимирующееся. Часто
встречается в виде блестящих серочерные кристаллов.
Астат
Астат радиоактивныйэлемент,
единственный галоген, не
имеющий стабильного
изотопа. Он существует
только в следовых
количествах в некоторых
минералах.
Марганец
Твёрдый, хрупкий металл серебристобелого цвета. Наряду с железом и егосплавами относится к чёрным
металлам.
Химические свойства
F2 - самый активный неметалл. Он проявляет только одну степеньокисления -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. Взаимодействие фтора со сложными
веществами также протекает очень энергично. Так, он окисляет воду, при
этом реакция носит взрывной характер.
Cl2 - свободный хлор также очень реакционноспособен, хотя его
активность и меньше, чем у фтора. Он непосредственно реагирует со
всеми простыми веществами, за исключением кислорода, азота и
благородных газов. Хлор вступает в реакцию со многими сложными
веществами.Br2 - химическая активность брома меньше, чем у
фтора и хлора, но все же достаточно велика в связи с
тем, что бром обычно используют в жидком состоянии и
поэтому его исходные концентрации при прочих равных
условиях больше, чем у хлора. Являясь более «мягким»
реагентом, бром находит широкое применение в
органической химии.
Отметим, что бром, так же, как и хлор, растворяется в
воде, и, частично реагируя с ней, образует так
называемую «бромную воду».
I2 - иод существенно отличается по химической активности от остальных
галогенов. Он не реагирует с большинством неметаллов, а с металлами
медленно реагирует только при нагревании. Взаимодействие же иода с
водородом происходит только при сильном нагревании, реакция является
эндотермической и сильно обратимой. Водный раствор иода называется
«иодной водой». Иод способен растворяться в растворах иодидов с
образованием комплексных анионов
Таким образом, химическая активность галогенов последовательно уменьшается от фтора к астату. Каждый галоген в ряду F - At может вытеснять
Таким образом, химическая активность галогеновпоследовательно уменьшается от фтора к астату. Каждый
галоген в ряду F - At может вытеснять последующий из его
соединений с водородом или металлами, то есть каждый
галоген в виде простого вещества способен окислять
галогенид-ион любого из последующих галогенов.
Астат ещё менее реакционноспособен, чем иод. Но и он
реагирует с металлами (например с литием).
При диссоциации образуются не только анионы, но и
катионы At+ .
Mn - Характерные степени окисления марганца: 0, +2, +3, +4, +6, +7
(степени окисления +1, +5 малохарактерны). При окислении на воздухе
пассивируется. Порошкообразный марганец сгорает в кислороде.
Марганец поглощает водород, с повышением температуры его
растворимость в марганце увеличивается. При температуре выше
1200 °C взаимодействует с азотом, образуя различные по
составу нитриды. Марганцевая кислота очень сильная, но неустойчивая,
её невозможно сконцентрировать более, чем до 20 %. Сама кислота и её
соли (перманганаты) - сильные окислители.