Галогены

Кемеровский государственный университет Региональный центр непрерывного образования МНОУ «Лицей» Реферат по химии на тему: Галогены (химические агрессоры) Содержание: Общая характеристика галогенов… 3 Строение молекул и физические свойства простых веществ………… 3 Прочность связи Х-Х и химические свойства простых веществ…… 4 Галогены в природе. Получение галогенов….8 Галогеноводороды.

Методы синтеза галогеноводородов…10 Химические свойства галогеноводородов….10 Оксиды галогенов….11 Взаимодействие галогенов с водой….13 Материалы на основе галогенов и их соединений….15 Практическая часть. Тестовые задания… 15 Список литературы…18 Галогены. Галогены (солероды) – фтор F, хлор Cl , бром Br, йод

I и астат At расположены в главной подгруппе VII группы периодической системы элементов Д.И.Менделеева. Все галогены, кроме астата, встречаются в природе астат получают искусственным путем и поэтому он мало изучен. Галогены относятся к p-элементам, так как в их атомах электронами заполняются p-подуровень внешнего электронного слоя. Электронная конфигурация ns2np5 . В природе встречаются в виде солей. Фтор - CaF2 - флюорит,

3Сa3(PO4)2× CaF2 - фтороапатит, NaCl - самородная и в воде соляных озер, остальные NaГ и КГ - морская вода, водоросли. В живом организме NaCl - плазма крови, HCl - желудочный сок, I - гормоны щитовидной железы, F - зубы. Прежде всего, чтобы разобраться в свойствах элементов, заглянем в справочник. Последний элемент группы галогенов At - астат рассматривать не будем, поскольку он радиоактивный.  

r (A) t(кип), оС DHдисс(Г2) кДж/моль I1, эВ Ea, эВ Строение молекул и физические свойства простых веществ. Молекулы простых веществ-галогенов при обычных условиях имеют состав Г2, т.е. F2, Cl2, Br2, I2. Все галогены имеют характерный запах, ядовиты. Сверху вниз в подгруппе с ростом порядкового номера закономерно изменяются физические свойства простых

веществ-галогенов: температура кипения и плавления, агрегатное состояние. Фтор – газ светло-зелёного цвета; хлор – легко сжижающийся газ жёлто-зелёного цвета; бром – тяжелая жидкость красно-бурого цвета; йод – твёрдое кристаллическое вещество с металлическим блеском. Растворимость простых веществ-галогенов в воде в подгруппе сверху вниз уменьшается. Хлор, бром и йод слабо растворимы в воде (фтор энергично взаимодействует с водой) .

Так, при 200С в 100 г воды может быть растворено 0.7 г Cl2; 3.58 г Br2 и 0.028 г I2. Значительно лучше галогены растворимы в неполярных и малополярных органических растворителях (спиртах , простых эфирах и аминах ). Прочность связи Х-Х и химические свойства простых веществ. Галогены являются типичными неметаллами. Среди элементов каждого периода атомы галогенов имеют максимальное

сродство к электрону и наибольшее значение электроотрицательности (табл. 17). Поэтому при протекании химических реакций они легко присоединяют один недостающий до октета электрон и проявляют окислительные свойства: Г0 + 1ē = Г-1 Г02 + 2ē = 2Г-1 атом галогена (окислитель), молекула галогена (окислитель) В образующихся галогенид-ионах проявляется характерная для галогенов степень окисления, равная -1. такую

степень окисления атомы галогенов проявляют в соединениях с водородом и металлами: +1 -1 +1 -1 +2 -1 +1 -1 HF NaF CaBr2 HBr Окислительная способность атомов и молекул галогенов сверху вниз в подгруппе уменьшаться от фтора к йоду (F02 – Cl02 – Br02 – I02), так как с увеличением радиуса атома способность галогена присоединять электроны уменьшается, т.е. уменьшаются неметаллические свойства галогенов. Фтор – самый сильный окислитель, так как атом фтора имеет наименьший радиус по сравнению с атомами

других галогенов. Ионы галогенов (кроме F-) способны отдавать электроны, поэтому они являются восстановителями. Восстановительная способность галогенид-ионов увеличивается от хлорид-иона в йодид-иону. Все галогены легко взаимодействуют с водородом. По Кратность связи в молекулах галогенов равна единице. Их химические свойства связаны с особенностями разрыва этой связи.

Она может разорваться гомо- или гетеролитически. В первом случае электронная плотность распределяется поровну между частицами Х : Х = Х . + Х . (1), так, что образуются два атома Х . с неспаренным электроном. Во втором случае электронная плотность смещается к одному из атомов Х : Х = + (2), так что образуются положительная и отрицательная частицы. Энергия гомолитического распада ( H гом), или энергия связи

Х-Х изменяется немонотонно: увеличивается от фтора к хлору, а от хлора к иоду уменьшается (см.2 и табл.2) . Энергию гетеролитического распада ( H гетер) Х2 = + + H гетер (3) можно вычислить комбинированием энергии H гом (табл.2), энергии ионизации (табл.1) Х - = + Еион (4) и энергии сродства к электрону (табл.1) Х + = -

Еср (5) H гетер = H гом + Еион - Еср (6) Величины H гетер (табл.2) монотонно уменьшаются в ряду фтор-хлор-бром-иод. Это объясняется тем, что наибольший вклад в нее вносят энергии ионизации (Еион), которые в группе галогенов уменьшаются монотонно (табл.1). Наиболее вероятен гетеролитичекий распад для иода, поскольку энергия, затрачиваемая в таком процессе наименьшая и может быть скомпенсирована энергией кристаллической решетки

или энергией сольватации и т.д. Например, выделено соединение , в котором энергетические затраты скомпенсированы образованием сильной ковалентной связи между катионами I+ и основанием Льюиса (донором электронной пары) - пиридином C5H5N   . При взаимодействии с неметаллами и металлами связь в молекулах Х2 чаще всего разрывается по гомолитическому механизму.

Этому способствуют нагревание, освещение, катализаторы.Основные химические свойства простых веществ представлены в табл.3. Таблица 3.Химические свойства простых веществ. Неметаллы Фтор Хлор Бром Иод He, Ne, Ar Не взаимодействуют. Kr, Xe ЭFn , n = 2,4,6. Не взаимодействуют. Галогены XF (X=Cl,

Br, I); BrCl, ICl, IBr XF3 (X=Cl, Br, I); I2Cl6 XF5 (X=Cl, Br, I) XF7 (X=I) О2 F2O2 (в электр.разряде) Не взаимодействуют. S SF6, S2F10 S2Cl2, SCl2,SCl4 S2Br2 Не реагирует. N2 Не взаимодействуют. P PХ3 и РХ5 PI3, P2I4,PI5(?) H2 Со взрывом в темноте Со взрывом на свету. Реагирует выше 2000С;

Pt-катализатор Равновесие H2+Г2=2НГ смещено влево Металлы Загораются Реагируют при нагревании. По химическим свойствам галогены - самые активные неметаллы. Из-за низкой энергии диссоциации (табл.2) и высокой энергии гидратации иона наиболее реакционно-способным из галогенов оказывается фтор. Он взаимодействует непосредственно со всеми элементами Периодической таблицы Д.И.Менделеева, кроме He, Ne,

Ar. В атмосфере фтора сгорают вода 2H2O + 2F2 = 4HF + O2 и стеклянная вата SiO2 + 2F2 = SiF4 + O2 . Если же элемент может проявлять несколько степеней окисления, то, как правило, образуются высшие возможные фториды (SF6 , VF5, XeF6 и т.д.). Взаимодействие фтора с некоторыми переходными металлами, например, никелем, протекает крайне медленно из-за образования на их поверхности тонкой защитной пленки соответствующего фторида

металла. Галогены в природе. Получение галогенов. Фтор встречается в природе в виде фторидов, например, флюорита CaF2. Фтор получают электролизом расплавов фторидов щелочных металлов. Для понижения температуры плавления электролизу подвергают кислые фториды состава KF. 2HF * ) , что позволяет проводить процесс при 1000С (Тпл. чистого KF составляет 8570С). Материалом для электролизера служат медь, никель или сталь, которые покрываются

с поверхности плотной пленкой фторида, препятствующей дальнейшей коррозии реактора. В лабораторных условиях фтор можно получить термолизом высших фторидов некоторых металлов, например, 2CeF4 = 2CeF3 + F2 . Хлор встречается в природе, в основном, в виде хлоридов. Например, известны мощные залежи галита (NaCl), образовавшиеся при испарении соленых морей и озер. Основным методом получения хлора из галита является электролиз концентрированного раствора

NaCl с диафрагмой, разделяющей катодное и анодное пространства: 2NaCl + 2H2O В лабораторных условиях хлор получают взаимодействием концентрированной HCl с такими окислителями, как КMnO4 , а также MnO2, K2Cr2O7 и т.д. 16HCl + 2KMnO4 = Cl2­ +2KCl +2MnCl2 + 8H2O. Реакция твердого KMnO4 с концентрированной HCl протекает с образованием темно-коричневого малорастворимого

гексахлороманганата (IV) калия и раствора, содержащего хлоридные комплексы Mn(III): Полное восстановление KMnO4 до MnCl2 осуществляется при большом избытке HCl. Бром, содержащийся в морской воде и буровых водах в виде бромидов, извлекают путем обработки реакционной смеси хлором при рН=3.5, чтобы избежать образования солей оксокислот брома. Аналогичным образом из буровых вод и золы, образующейся при сгорании морских водорослей, выделяют иод.

В лаборатории бром и иод получают взаимодействием галогенидов с окислителем (MnO2) в кислой среде, например: MnO2 + 2H2SO4 + 2KI = I2 + MnSO4 + 2H2O + K2SO4 Образующийся йод экстрагируют или отделяют перегонкой с водяным паром. Галогеноводороды. Методы синтеза галогеноводородов. Галогеноводороды (HF – фтороводород, HCl – хлороводород,

HBr – бромоводород, HI – йодоводород) – это газообразные соединения, легко растворяемые в воде. Водные растворы галогеноводородов являются кислотами: HF – фтороводородная (плавиковая), HCl – хлороводородная (соляная), HBr – бромоводородная, HI – йодоводородная кистлота. Химические свойства галогеноводородов. В ряду кислот

HF –– HBr –происходит усиление кислотных свойств. Это можно объяснить тем, что сверху вниз в подгруппе галогенов с увеличением заряда ядра атома увеличиваются радиусы атомов. Под действием диполей воды от молекулы HI легче всего отщепляется ион водорода. Из всех бескислородных кислот йодоводородная кислота является самой сильной. Известен ряд соединений галогенов с кислородом. Однако все эти соединения неустойчивы, не получаются

при непосредственном взаимодействии элементов с кислородами могут быть получены только косвенным путём. Из кислородосодержащих соединений наиболее устойчивы соли кислородосодержащих кислот. Во всех соединениях галогены, кроме фтора, проявляют положительные степени окисления +1, +3, +5 и +7. Известны три основных метода синтеза галогеноводородов. 1. Прямой синтез из элементов. 2. Вытеснение из солей.

3. Гидролиз галогенидов неметаллов. Большинство галогенидов неметаллов относятся к соединениям с ковалентной связью и гидролизуются с выделением соответствующего галогеноводорода, например, SiCl4 + 4H2O = SiO2. 2H2O + 4HCl­ Галогеноводороды образуются также при галогенировании органических соединений, например: RH +Cl2 = RCl + HCl . Оксиды галогенов. Большинство оксидов галогенов неустойчивы и получаются косвенным путем, так как галогены с кислородом

не взаимодействуют. Известны следующие оксиды галогенов (табл.6). Таблица 6. Оксиды галогенов. Степень окисления +1 +4 +5 +6 +7 F F2O - - - - Сl Cl2O ClO2 - Cl2O6 Cl2O7 Br Br2O BrO2 - BrO3 Br2O7 I - I2O4 I2O5 - I2O7 F2O  (иногда его называют дифторидом кислорода) - бесцветный газ (т.пл. -2240С, т.кип. -1450С), который может быть получен при пропускании фтора через 2%-ный водный раствор

NaOH: 2F2 + 2NaOH = F2О­ + 2NaF +H2O. Оксид хлора (I) Cl2O - желто-коричневый газ (т.пл. -1160С, т.кип. 40С). Его получают, пропуская ток хлора через трубку со свежеосажденным и затем высушенным оксидом ртути (II): 2HgO + 2Cl2 Hg2OСl2 + Cl2O­ . Cl2O хорошо растворим в воде (при 0оС 1 об.H2O растворяет 200 об. Cl2O), его водный раствор проявляет свойства слабой кислоты:

H2O + Cl2O = 2HClO. Оксид брома (I) Br2O напоминает по свойствам и методу синтеза Cl2O. Диоксиды ClO2 и BrO2. Диоксид хлора ClO2 при стандартных условиях - желтый газ (т.пл 600С, т.кип. 100С). Это единственный из оксидов галогенов, который используется в промышленности, например, как отбеливающее вещество. В технике его получают пропусканием SO2 в подкисленный раствор хлората натрия: 2NaClO3 +

SO2 + H2SO4 = 2NaHSO4 + 2ClO2­ . I2O4 - желтое кристаллическое вещество, построенное из ионов IO+ и IO-3 . При нагревании выше 1000С разлагается на I2 и O2. Оксид хлора (VI) Cl2O6- красная маслообразная жидкость (т.пл. 3.50С, т.кип. 2030С), взрывоопасная, легко разлагается на ClO2 и O2. В твердой фазе построен из ионов и . Является смешанным ангидридом кислот

HClO3 и HClO4. Cl2O6 + H2O = HClO3 + HClO4. Оксид иода (V) I2O5 - белое твердое вещество (т.пл. 3000С), единственный термодинамически устойчивый из оксидов галогенов. Твердый оксид I2O5 состоит из молекул O2IOIO2 связанных между собой слабым межмолекулярным взаимодействием. Получают I2O5 дегидратацией HIO3 при 200-2500С в потоке сухого воздуха. I2O5 используется как окислитель в количественном анализе для определения

СО: 5СО + I2O5 I2 + 5CO2. Оксид хлора (VII) Cl2O7 - маслянистая бесцветная жидкость (т.пл 930С, т.кип. 800С), легко взрывается. Молекула Cl2O7 построена из двух тетраэдров ClO4, имеющих общую вершину. Cl2O7 - ангидрид хлорной кислоты HClO4. Его получают дегидратацией концентрированной хлорной кислоты с помощью P2O5 с последующей осторожной перегонкой в вакууме:

6HClO4 + P2O5 3Cl2O7 + 2H3PO4. Взаимодействие галогенов с водой. Взаимодействие галогенов с водой - сложный процесс, включающий растворение, образование сольватов и диспропорционирование. Фтор в отличие от других галогенов воду окисляет: 2H2O + 2F2 = 4HF + O2. Растворимость (моль/л) хлора, брома и иода в воде незначительна (табл.8), причем с повышением температуры для хлора она уменьшается, брома - практически не меняется, а йода - увеличивается.

Таблица 8.Константы равновесия реакций (250С). NN Равновесие Хлор Бром Иод 1 X2(газ,ж тв.)=X2(р-р) 0.06 0.21 0.0013 2 X2(р-р)+H2O = HOX + H ++ 3.9. 10-4 7.2. 10-9 2. 10-13 3 1027 1015 1020 4 1029 10-33 10-53 Можно отметить два типа взаимодействия молекул воды с молекулами галогенов. К первому относится процесс образования клатратов, например,

8Cl2. 46H2O при замораживании растворов. Молекулы галогена в клатратах занимают свободные полости в каркасе из молекул H2O, связанных между собой водородными связями. Ко второму типу можно отнести гетеролитическое расщепление и окислительно-восстановительное диспропорционирование (реакция 2,табл.8): Бром и иод взаимодействуют с водой аналогично хлору. Однако увеличение размеров атома галогена и аниона приводит к повышению скорости диспропорционирования.

Ион в растворах можно обнаружить лишь при температурах ниже 00С. Материалы на основе галогенов и их соединений. Галогены и их соединения используются в науке и технике дляприготовления различных материалов. Фтор применяют для синтеза фтороуглеродов - фреонов (они используются как хладоагенты и для распыления аэрозолей - красок, лаков и т.д.), химически стойких материалов - тефлонов (-CF2-CF2-). Фториды металлов находят применение при изготовлении оптических элементов - призм, фильтров,

волоконных проводов для оптоэлектронной связи. Хлор используют при получении хлоридов металлов и неметаллов (например, AlCl3 , FeCl3, PCl3 и т.д.), соляной кислоты, различных хлорорганических соединений: растворителей - тетрахлорметана CCl4, трихлорэтилена CHCl-CCl2, антисептиков и инсектицидов - ДДТ (дихлородифенилтрихлорэтана), лекарственных препаратов (хлоральгидрата - снотворного, гексахлорафена - бактерицидного вещества), отбеливателей. Бром и иод применяют в фотографии (галогениды серебра, свинца),

при получении присадок к бензину (С2H4Br2), ингибиторов воспламенения, в галогенных лампах. Практическая часть. Тестовые задания. 1.Какие из указанных элементов относятся к неметаллам? А. Na Б. Hg B. Br Г. P (ответ: ВГ) 2.С какими из указанных веществ реагирует хлор? А. Zn Б. Kl B. H2 Г. BaO (ответ: АБВ) 3.С какими из указанных веществ реагирует соляная кислота (HCl)? А. P2O5 Б. FeS B. CuO Г. CuSO4 (ответ: БВ) 4.С какими из указанных веществ реагирует молекулярный водород

(H2)? А.CH4 Б. S B. Ca Г. KBr (ответ: БВ) 5.Какую конфигурацию внешнего электронного слоя имеют атомы элементов главной подгруппы V группы? А. ns2np2 Б. ns2np3 B. (n-1)d2ns2 Г. ns2np5 (ответ: Б) 6.В какой из указанных реакций сера играет роль окислителя? А. S + Cl2 = SCl2 Б. S + O2 = SO2 B. 2P + 3S = P2S3 Г. S + 2HNO3 = H2SO4 + 2NO (ответ: В) 7.Какой из указанных неметаллов образует водородное соединение

типа ЭН2 ? А. кремний Б. сера B. аргон Г. хлор (ответ: Б) 8.Какие из указанных неметаллов образуют двухатомные молекулы? А. йод Б. гелий B. фтор Г.неон (ответ: АВ) 9.Какой из указанных оксидов образует кислоту типа H2 ЭO3 ? А. CO2 Б. N2O3 B. SO3 Г.P2O5 (Ответ: А) 10. Какой из указанных неметаллов образует водородное соединение типа

ЭН? А. I Б. N B. O Г. Ar (Ответ: А) Список литературы. 1.Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. М Высшая школа, 1988,с.253-296. 2.А.С.Егоров. Химия. Пособие-репетитор для поступающих в вузы // 6-е изд. – Ростов н/Д: изд-во «Феникс». 2003. – 768 с. 3.Коттон Ф Уилкинсон Дж. Современная неорганическая химия. М

МИР, 1969, т.2, с.220-238, 719-452. 4.Спицын В.И Мартыненко Л.И. Неорганическая химия. Часть I. М МГУ, 1991, с.49-78. 5.Турова Н.Я. Справочные таблицы по неорганической химии. М Химия, 1997, с.6-11. 6.Семинары по неорганической химии. I семестр. Учебное пособие. М Химфак МГУ, 1996, с.21-25. 7.Практикум по неорганической химии.

Под ред. В. П. Зломанова. Издание 3-е, М МГУ, 1994.