Галогены (элементы VII группы главной подгруппы)
Галогены – в переводе «рождающие соли».
* At – (в пер. «неустойчивый») – в природе не встречается. Синтезирован искусственно в 1940 году в ходе ядерной реакции, радиоактивен. Это второй из искусственно синтезированных элементов (первым был технеций). Далее везде галогены рассматриваются за исключением астата.
Строение атома (на примере хлора): Основное состояние:
2e 8e 7e
Электронная формула: 1s22s22p63s23p5 Все галогены являются р-элементами, так как в их атомах последним заполняется р-подуровень. Характерные степени окисления: -1, 0, +1, +3, +5, +7 Валентность в основном состоянии = I
Возбужденные состояния:
Валентность в данном состоянии = III
Валентность в данном состоянии = V
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 Э2 (F2, Cl2, Br2, I2). В молекуле атомы соединены ковалентной неполярной химической связью. Образуют молекулярные кристаллические решетки.
Встречаемость в природе: F2, Cl2, Br2, I2 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 ∙ MgCl2 - карналлит Ионы Cl- содержатся в морской воде; в организме человека участвуют в создании мембранного потенциала. Cl входит в состав хлорофилла растений.
Получение (на примере хлора): 1. В промышленности – электролизом раствора или расплава NaCl. а). Расплав: 2NaCl → 2Na + Cl2↑ на катоде: Na+ +1e → Na0 на аноде: 2Cl- - 2e → Cl20 б). Раствор: 2NaCl + 2H2O → H2↑ + Cl2↑ + 2NaOH на катоде: 2H2O + 2e → H20 + 2OH- на аноде: 2Cl- - 2e → Cl20 2. В лаборатории – реакцией соляной кислоты с сильными окислителями: а). MnO2 + 4HCl = MnCl2 + Cl2↑ + 2H2O б). 2KMnO4(крист.) + 16HCl(конц.) = 5Cl2↑ + 2MnCl2 + 2KCl + 8H2O в). KClO3 + 6HCl(конц.) = 3Cl2↑ + KCl + 3H2O бертолетова соль
Химические свойства галогенов (на примере хлора): Все галогены являются сильными окислителями! 1). Взаимодействие с простыми веществами: а). С металлами: 2Na + Cl2 = 2NaCl 2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3 Cu + Cl2 = CuCl2 б). С неметаллами: H2 + Cl2 = 2HCl (реакция идет на свету) 2P + 3Cl2 = 2PCl3 (реакция идет при нагревании) хлорид фосфора (III) 2P + 5Cl2 = 2PCl5 (реакция идет при нагревании) хлорид фосфора (V) С + Cl2 ≠ Si + 2Cl2 = SiCl4 (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 F2 → Cl2 → Br2 → I2 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: Cl2 + H2O = HCl + HClO (реакция диспропорционирования) HClO → HCl + [O∙] 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: 2F2 + 2H2O = 4HF + O2 I2 плохо растворим в воде и практически не взаимодействует с ней, но хорошо растворим в органических растворителях (спирте, хлороформе), а также KI. Раствор I2 в KI называется «раствор Люголя». б). С щелочами диспропорционируют: на холоду: Cl2 + 2KOH = KCl + KClO + H2O при нагревании: 3Cl2 + 6KOH = 5KCl + KClO3 + 3H2O в). С растворами солей галогеноводородных кислот (находящихся ниже по группе): Cl2 + 2NaBr = 2NaCl + Br2 Cl2 + 2NaI = 2NaCl + I2 Но! F2 + NaCl ≠ , так как F2 в первую очередь взаимодействует с водой. Подобным образом идут реакции с галогеноводородами: Cl2 + 2HI = I2 + 2HCl
Качественная реакция на I2: I2 + 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: H2 + Cl2 = 2HCl 2. В лаборатории – из солей: NaCl(крист.) + H2SO4(конц.) = HCl↑ + NaHSO4 (аналогично HF) Но: 2NaBr(тв.) + H2SO4(конц.) = Br2 + 2NaHSO4 (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 = FeCl2 + H2↑ Cu + HCl ≠ Na + HCl → а). 2Na + 2H2O = 2NaOH + H2↑ б). NaOH + HCl = NaCl + H2O 2. Взаимодействие с основными и амфотерными оксидами: MgO + 2HCl = MgCl2 + H2O CuO + 2HCl = CuCl2 + H2O (при нагревании) ZnO + 2HCl = ZnCl2 + H2O 3. Взаимодействие с основаниями и амфотерными гидроксидами: NaOH + HCl = NaCl + H2O Al(OH)3 + 3HCl = AlCl3 + 3H2O 4. Взаимодействие с солями (если образуется осадок, газ или слабый электролит): Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + CO2↑ + H2O FeS + 2HCl = FeCl2 + H2S↑
Качественные реакции на хлорид-, бромид- и йодид-ионы: а). NaCl + AgNO3 = AgCl↓ + HNO3 белый творожистый осадок Осадок растворяется в растворе аммиака: AgCl + 2NH4OH = [Ag(NH3)2]Cl + 2H2O При добавлении кислоты снова выпадает белый творожистый осадок: [Ag(NH3)2]Cl + 2HNO3 = AgCl↓ + 2NH4NO3 б). NaBr + AgNO3 = AgBr↓ + HNO3 (осадок плохо растворим в аммиаке) бледно-желтый осадок в). NaI + AgNO3 = AgI↓ + HNO3 (осадок не растворим в аммиаке) светло-желтый осадок
Популярное: Как вы ведете себя при стрессе?: Вы можете самостоятельно управлять стрессом! Каждый из нас имеет право и возможность уменьшить его воздействие на нас... Как выбрать специалиста по управлению гостиницей: Понятно, что управление гостиницей невозможно без специальных знаний. Соответственно, важна квалификация... Почему двоичная система счисления так распространена?: Каждая цифра должна быть как-то представлена на физическом носителе... Личность ребенка как объект и субъект в образовательной технологии: В настоящее время в России идет становление новой системы образования, ориентированного на вхождение... ©2015-2024 megaobuchalka.ru Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. (976)
|
Почему 1285321 студент выбрали МегаОбучалку... Система поиска информации Мобильная версия сайта Удобная навигация Нет шокирующей рекламы |