 |
 |
 |
|
|||||||||
|
 | |||||||||||
|
 |
||||||||
|
МЕНЮ
|
БОЛЬШАЯ ЛЕНИНГРАДСКАЯ БИБЛИОТЕКА - РЕФЕРАТЫ - ГалогеныГалогены | |||||
|
ОБЩАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА 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. Реакционная способность
галогенов по отношению к металлам и водороду снижается от F к I. Более
реакционноспособный галоген замещает менее реакционноспособнный в
соединениях, например: 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, |
-1, +1, +4, |
-1, +1, +3, |
– |
|
|
Агрегатное состояние |
Бледно-зел. |
Зел-желт. |
Бурая |
Темн-фиол. |
Черные |
|
|
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 |
2,5 : 1 |
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.= -219C, t°кип.= -183C.
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. = - 83,5C; t°кип. =
19,5C;
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. = -101C, 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 –5CKCl + KClO + H2O
3Cl2 + 6KOH –40C5KCl +
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. = -114C, 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 светуHCl + 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 (40C) раствор KOH:
3Cl2 + 6KOH 5KCl + KClO3 + 3H2O
Бертоллетову соль используют в качестве окислителя; при нагревании она
разлагается:
4KClO3
–без катKCl + 3KClO4
2KClO3 –MnO2 кат2KCl + 3O2
Хлорная кислота HCl+7O4
Физические свойства
Бесцветная жидкость, t°кип. = 25C, t°пл.= -101C.
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. = -8C; t°кип. = 58C.
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.= 114C; t°кип.= 185C.
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
 |
НОВОСТИ | |
| Изменения | ||
| Прошла модернизация движка, изменение дизайна и переезд на новый более качественный сервер | ||
|
СЧЕТЧИК | |
| БОЛЬШАЯ ЛЕНИНГРАДСКАЯ БИБЛИОТЕКА | ||
 |
© 2010 | |