Галогены

ОБЩАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА

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

 Из-за высокой реакционной способности галогены в свободном состоянии в природе не встречаются. Они существуют в виде солей в земной коре или в виде ионов в морской воде. В свободном состоянии галогены состоят из двухатомных молекул F2, Cl2, Br2, I2. Атомы в этих молекулах связаны между собой неполярной ковалентной связью.

Реакционная способность галогенов по отношению к металлам и водороду снижается от F к I. Более реакционноспособный галоген замещает менее реакционноспособнный в соединениях, например: 2KI + Cl2 = 2KCl + I2 2I- + Cl2 = 2Cl- + I2

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

 (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)

 

ФТОР И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ

  Фтор F2 - открыл А. Муассан в 1886 г.

 Физические свойства

Газ светло-желтого цвета; t°пл.= -219C, t°кип.= -183C.  

Получение

  Электролиз расплава гидрофторида калия KHF2:  

2F- - 2e  F20   Химические свойства

  F2 - самый сильный окислитель из всех веществ:  

1.      2F2 + 2H2O  4HF + O2 2.      H2 + F2  2HF (со взрывом) 3.      Cl2 + F2  2ClF

 

Фтористый водород

 

Физические свойства

  Бесцветный газ, хорошо растворим в воде t°пл. = - 83,5C; t°кип. = 19,5C;  

Получение

 

CaF2 + H2SO4(конц.)  CaSO4 + 2HF­

 

Химические свойства

 

1)Раствор HF в воде - слабая кислота (плавиковая):

 

HF  H+ + F-

 

Соли плавиковой кислоты - фториды

 

2)Плавиковая кислота растворяет стекло:

 

SiO2 + 4HF  SiF4­+ 2H2O   SiF4 + 2HF  H2[SiF6] гексафторкремниевая кислота

   

ХЛОР И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ

  Хлор Cl2 - открыт К. Шееле в 1774 г.  

Физические свойства

  Газ желто-зеленого цвета, t°пл. = -101C, t°кип. = -34°С.  

Получение

  Окисление ионов Cl- сильными окислителями или электрическим током:  

MnO2 + 4HCl  MnCl2 + Cl2­ + 2H2O 2KMnO4 + 16HCl  2MnCl2 + 5Cl2­ + 2KCl + 8H2O K2Cr2O7 + 14HCl  2CrCl3 + 2KCl + 3Cl2­ + 7H2O

  электролиз раствора NaCl (промышленный способ):  

2NaCl + 2H2O  H2­ + Cl2­ + 2NaOH

 

Химические свойства

  Хлор - сильный окислитель.  

1)Реакции с металлами:

2Na + Cl2  2NaCl Ni + Cl2  NiCl2 2Fe + 3Cl2  2FeCl3  

2)Реакции с неметаллами:

H2 + Cl2  –h 2HCl 2P + 3Cl2  2PClЗ  

3)Реакция с водой:

Cl2 + H2O  HCl + HClO

 

4)Реакции со щелочами:

Cl2 + 2KOH  –5CKCl + KClO + H2O 3Cl2 + 6KOH  –40C5KCl + KClOЗ + 3H2O Cl2 + Ca(OH)2  CaOCl2(хлорная известь) + H2O

 

5)Вытесняет бром и йод из галогеноводородных кислот и их солей.

 

Cl2 + 2KI  2KCl + I2 Cl2 + 2HBr  2HCl + Br2   Хлористый водород

 

Физические свойства

  Бесцветный газ с резким запахом, ядовитый, тяжелее воздуха, хорошо растворим в воде (1 : 400). t°пл. = -114C, t°кип. = -85°С.  

Получение

 

1)Синтетический способ (промышленный):

 

H2 + Cl2  2HCl

 

2)Гидросульфатный способ (лабораторный):

 

NaCl(тв.) + H2SO4(конц.)  NaHSO4 + HCl­   Химические свойства

 

1)Раствор HCl в воде - соляная кислота - сильная кислота:

 

HCl  H+ + Cl-

 

2)Реагирует с металлами, стоящими в ряду напряжений до водорода:

 

2Al + 6HCl  2AlCl3 + 3H2­

 

3)с оксидами металлов:

MgO + 2HCl  MgCl2 + H2O

 

4)с основаниями и аммиаком:

HCl + KOH  KCl + H2O 3HCl + Al(OH)3  AlCl3 + 3H2O HCl + NH3  NH4Cl

 

5)с солями:

CaCO3 + 2HCl  CaCl2 + H2O + CO2­ HCl + AgNO3  AgCl + HNO3

  Образование белого осадка хлорида серебра, нерастворимого в минеральных кислотах используется в качестве качественной реакции для обнаружения анионов Cl- в растворе. Хлориды металлов - соли соляной кислоты, их получают взаимодействием металлов с хлором или реакциями соляной кислоты с металлами, их оксидами и гидроксидами; путем обмена с некоторыми солями  

2Fe + 3Cl2  2FeCl3 Mg + 2HCl  MgCl2 + H2­ CaO + 2HCl  CaCl2 + H2O Ba(OH)2 + 2HCl  BaCl2 + 2H2O Pb(NO3)2 + 2HCl  PbCl2 + 2HNO3

  Большинство хлоридов растворимы в воде (за исключением хлоридов серебра, свинца и одновалентной ртути).  

Кислородсодержащие кислоты хлора

Хлорноватистая кислота  HCl+1O H–O–Cl

Физические свойства

  Существует только в виде разбавленных водных растворов.  

Получение

 

Cl2 + H2O  HCl + HClO

 

Химические свойства

  HClO - слабая кислота и сильный окислитель:  

1)Разлагается, выделяя атомарный кислород

 

HClO  –на светуHCl + O­

 

2)Со щелочами дает соли - гипохлориты

 

HClO + KOH  KClO + H2O

 

3)2HI + HClO  I2 + HCl + H2O

Хлористая кислота HCl+3O2 H–O–Cl=O

Физические свойства

  Существует только в водных растворах.  

Получение

  Образуется при взаимодействии пероксида водорода с оксидом хлора (IV), который получают из бертоллетовой соли и щавелевой кислоты в среде H2SO4:  

2KClO3 + H2C2O4 + H2SO4  K2SO4 + 2CO2­ + 2СlO2­ + 2H2O 2ClO2 + H2O2  2HClO2 + O2­

 

Химические свойства

  HClO2 - слабая кислота и сильный окислитель; соли хлористой кислоты - хлориты:  

1) HClO2 + KOH  KClO2 + H2O                                                                 

  

 2)Неустойчива, при хранении разлагается

 

4HClO2  HCl + HClO3 + 2ClO2­ + H2O

Хлорноватая кислота HCl+5O3

 

Физические свойства

  Устойчива только в водных растворах.  

Получение

 

Ba (ClO3)2 + H2SO4  2HClO3 + BaSO4

 

Химические свойства

  HClO3 - Сильная кислота и сильный окислитель; соли хлорноватой кислоты - хлораты:  

6P + 5HClO3  3P2O5 + 5HCl HClO3 + KOH  KClO3 + H2O

  KClO3 - Бертоллетова соль; ее получают при пропускании хлора через подогретый (40C) раствор KOH:  

3Cl2 + 6KOH  5KCl + KClO3 + 3H2O

  Бертоллетову соль используют в качестве окислителя; при нагревании она разлагается:  

4KClO3  –без катKCl + 3KClO4 2KClO3  –MnO2 кат2KCl + 3O2­

Хлорная кислота HCl+7O4

  Физические свойства

  Бесцветная жидкость, t°кип. = 25C, t°пл.= -101C.  

Получение

 

KClO4 + H2SO4  KHSO4 + HClO4

 

Химические свойства

  HClO4 - очень сильная кислота и очень сильный окислитель; соли хлорной кислоты - перхлораты.  

1)HClO4 + KOH  KClO4 + H2O

 

2)При нагревании хлорная кислота и ее соли разлагаются:

 

4HClO4  –t° 4ClO2­ + 3O2­ + 2H2O KClO4  –t° KCl + 2O2­

БРОМ И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ

  Бром Br2 - открыт Ж. Баларом в 1826 г.  

Физические свойства

  Бурая жидкость с тяжелыми ядовитыми парами; имеет неприятный запах; = 3,14 г/см3; t°пл. = -8C; t°кип. = 58C.  

Получение

  Окисление ионов Br -  сильными окислителями:  

MnO2 + 4HBr  MnBr2 + Br2 + 2H2O Cl2 + 2KBr  2KCl + Br2

 

Химические свойства

  В свободном состоянии бром - сильный окислитель; а его водный раствор - "бромная вода" (содержащий 3,58% брома) обычно используется в качестве слабого окислителя.  

1)Реагирует с металлами:

2Al + 3Br2  2AlBr3

 

2)Реагирует с неметаллами:

H2 + Br2  2HBr 2P + 5Br2  2PBr5

 

3)Реагирует с водой и щелочами :

Br2 + H2O  HBr + HBrO Br2 + 2KOH  KBr + KBrO + H2O

 

4)Реагирует с сильными восстановителями:

Br2 + 2HI  I2 + 2HBr Br2 + H2S  S + 2HBr

 

Бромистый водород HBr

 

Физические свойства

  Бесцветный газ, хорошо растворим в воде; t°кип. = -67°С; t°пл. = -87°С.  

Получение

 

1)2NaBr + H3PO4  –t  Na2HPO4 + 2HBr­  

2)PBr3 + 3H2O  H3PO3 + 3HBr­

 

Химические свойства

  Водный раствор бромистого водорода - бромистоводородная кислота еще более сильная, чем соляная. Она вступает в те же реакции, что и HCl:  

1)     Диссоциация:

HBr  H+ + Br -

 

2)     С металлами, стоящими в ряду напряжения до водорода:

 

Mg + 2HBr  MgBr2 + H2­

 

3)     с оксидами металлов:

CaO + 2HBr  CaBr2 + H2O

 

4)     с основаниями и аммиаком:

NaOH + HBr  NaBr + H2O Fe(OH)3 + 3HBr  FeBr3 + 3H2O NH3 + HBr  NH4Br

 

5)     с солями:

MgCO3 + 2HBr  MgBr2 + H2O + CO2­ AgNO3 + HBr  AgBr + HNO3

  Соли бромистоводородной кислоты называются бромидами. Последняя реакция - образование желтого, нерастворимого в кислотах осадка бромида серебра служит для обнаружения аниона Br - в растворе.  

6)     HBr - сильный восстановитель:

 

2HBr + H2SO4(конц.)  Br2 + SO2­ + 2H2O 2HBr + Cl2  2HCl + Br2

  Из кислородных кислот брома известны слабая бромноватистая HBr+1O и сильная бромноватая HBr+5O3.

ИОД И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ

  Йод I2 - открыт Б. Куртуа в 1811 г.  

Физические свойства

  Кристаллическое вещество темно-фиолетового цвета с металлическим блеском. = 4,9 г/см3; t°пл.= 114C; t°кип.= 185C. Хорошо растворим в органических растворителях (спирте, CCl4).  

Получение

  Окисление ионов I- сильными окислителями:  

Cl2 + 2KI  2KCl + I2 2KI + MnO2 + 2H2SO4  I2 + K2SO4 + MnSO4 + 2H2O   Химические свойства

 

1)     c металлами:

2Al + 3I2  2AlI3

 

2)     c водородом:

H2 + I2  2HI

 

3)     с сильными восстановителями:

I2 + SO2 + 2H2O  H2SO4 + 2HI I2 + H2S  S + 2HI

 

4)     со щелочами:

3I2 + 6NaOH  5NaI + NaIO3 + 3H2O

 

Иодистый водород

 

Физические свойства

  Бесцветный газ с резким запахом, хорошо растворим в воде, t°кип. = -35°С; t°пл. = -51°С.  

Получение

 

1)                                                                                                                     

I2 + H2S  S + 2HI

 

2)                                                                                         

2P + 3I2 + 6H2O  2H3PO3 + 6HI­

 

Химические свойства

 

1)     Раствор HI в воде - сильная йодистоводородная кислота:

 

HI  H+ + I- 2HI + Ba(OH)2  BaI2 + 2H2O

  Соли йодистоводородной кислоты - йодиды (др. реакции HI см. св-ва HCl и HBr)  

2)     HI - очень сильный восстановитель:

 

2HI + Cl2  2HCl + I2 8HI + H2SO4(конц.)  4I2 + H2S + 4H2O 5HI + 6KMnO4 + 9H2SO4  5HIO3 + 6MnSO4 + 3K2SO4 + 9H2O

 

3)     Идентификация анионов I- в растворе:

 

NaI + AgNO3  AgI + NaNO3 HI + AgNO3  AgI + HNO3

  Образуется темно-желтый осадок йодида серебра, нерастворимый в кислотах.  

Кислородные кислоты йода

Йодноватая кислота HI+5O3 Бесцветное кристаллическое вещество, t°пл.= 110°С, хорошо растворимое в воде.

  Получают:

 

3I2 + 10HNO3  6HIO3 + 10NO­ + 2H2O

HIO3 - сильная кислота (соли - йодаты) и сильный окислитель.  

Йодная кислота H5I+7O6   Кристаллическое гигроскопичное вещество, хорошо растворимое в воде,     t°пл.= 130°С. Слабая кислота (соли - перйодаты); сильный окислитель.

АСТАТ

АСТАТ (лат. Astatium), астатин, Аt - радиоактивный химический элемент VII

группы периодической системы Менделеева, атомный номер 85. Стабильных

изотопов у астата нет; известно не менее 20 радиоактивных изотопов астата,

из которых наиболее долгоживущий 210At имеет период полураспада T1/2 8,3 ч.

Многократные попытки ученых разных стран открыть элемент № 85 всевозможными химическими и физическими способами в природных объектах были неудачны. В 1940 Э. Сегре, Т. Корсон и У. Мак-Кензи получили на циклотроне в Беркли (США) первый изотоп 211At, бомбардируя висмут (-частицами. Название "астат" дано от греческого astatos - неустойчивый. Лишь после этого искусственного получения астата было показано, что 4 его изотопа (215At, 216At, 218At и 219At) образуются в очень маловероятных (5*10-5 - 0,02%) ответвлениях трех природных рядов радиоактивного распада урана и тория. Астат хорошо адсорбируется на металлах (Ag, Au, Pt), легко испаряется в обычных условиях и в вакууме. Благодаря этому удается выделить астат (до 85%) из продуктов облучения висмута путем их вакуумной дистилляции с поглощением астата серебром или платиной. Химические свойства астата очень интересны и своеобразны; он близок как к иоду, так и к полонию, т. е. проявляет свойства и неметалла (галогена) и металла. Такое сочетание свойств обусловлено положением астата в периодической системе: он является наиболее тяжелым (и следовательно, наиболее "металлическим") элементом группы галогенов. Подобно галогенам астат дает нерастворимую соль AgAt; подобно иоду окисляется до 5-валентного состояния (соль AgAtO3 аналогична AgJO3).

Однако, как и типичные металлы, астат осаждается сероводородом даже из

сильно кислых растворов, вытесняется цинком из сернокислых растворов, а при электролизе осаждается на катоде.

Список литературы