Галогены (элементы VII группы главной подгруппы)

Галогены – в переводе «рождающие соли».

Элемент Направ-ление Радиус атома Электро-отрицательность Неметаллические свойства Окислительные свойства Восстановительные свойства
F Галогены (элементы VII группы главной подгруппы) - student2.ru Увеличи-вается Понижается Ослабевают Ослабевают у F отсутствуют, далее по группе сверху вниз усиливаются
Cl
Br
I

* 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:

Галогены (элементы VII группы главной подгруппы) - student2.ru Галогены (элементы VII группы главной подгруппы) - student2.ru Галогены (элементы VII группы главной подгруппы) - student2.ru

+17
Галогены (элементы VII группы главной подгруппы) - student2.ru Cl

Галогены (элементы VII группы главной подгруппы) - student2.ru 2e 8e 7e

    ↑↓ ↑↓ ↑↓ Галогены (элементы VII группы главной подгруппы) - student2.ru        
↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓
3s 3p 3d
Галогены (элементы VII группы главной подгруппы) - student2.ru

 
↑↓
1s
2s 2p
Галогены (элементы VII группы главной подгруппы) - student2.ru

 
                           

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:

 
  Галогены (элементы VII группы главной подгруппы) - student2.ru

    ↑↓ ↑↓ Галогены (элементы VII группы главной подгруппы) - student2.ru        
↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓
3s 3p 3d
Галогены (элементы VII группы главной подгруппы) - student2.ru

 
↑↓
1s
2s 2p
Галогены (элементы VII группы главной подгруппы) - student2.ru

 
                           

Валентность в данном состоянии = III

Галогены (элементы VII группы главной подгруппы) - student2.ru   ↑↓ Галогены (элементы VII группы главной подгруппы) - student2.ru      
↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓
3s 3p 3d
Галогены (элементы VII группы главной подгруппы) - student2.ru

 
↑↓
1s
2s 2p
Галогены (элементы VII группы главной подгруппы) - student2.ru

 
                           

Валентность в данном состоянии = V

 
  Галогены (элементы VII группы главной подгруппы) - student2.ru

    Галогены (элементы VII группы главной подгруппы) - student2.ru    
↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓
3s 3p 3d
Галогены (элементы VII группы главной подгруппы) - student2.ru

 
↑↓
1s
2s 2p
Галогены (элементы VII группы главной подгруппы) - student2.ru

 
                           


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.

Элемент Агрегатное состояние Цвет Запах Ядовитость
F Газ, тяжелее воздуха Светло-зеленый Имеют характерный запах Ядовиты
Cl Газ, тяжелее воздуха Желто-зеленый
Br Жидкость Красно-бурый
I Твердое кристаллическое вещество с металлическим блеском Серо-стальной (пары фиолетовые)

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

Формула Восстано-вительные свойства Агрегатное состояние Растворимость в воде Название кислоты, образующейся в результате растворения в воде Сила кислот
HF Галогены (элементы VII группы главной подгруппы) - student2.ru возра- стают газы хорошо растворимы в воде фтороводородная (плавиковая) Галогены (элементы VII группы главной подгруппы) - student2.ru увеличивается так как увеличивается радиус атома и длина связи в молекуле, за счет этого прочность связи ослабляется, устойчивость молекулы уменьшается
HCl хлороводородная (соляная)
HBr бромоводородная
HI иодоводородная

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

Наши рекомендации