Тема 15

Галогены имеют электронную конфигурацию ns2np5.С увеличением атомного номера возрастает радиус атома и уменьшается энергия ионизации и эо, ослабляются неметеал.св-ва и окислительная способность элементов. Их атомы легко присоединяют электрон, образуя однозарядные отрицательные ионы, обладающей электронной структурой соответствующего благородного газа(ns2np6). В отличие от других галогенов, фтор в своих соединениях проявляет всегда степень оксил. -1, из-за того что среди всех элементов он обладает самой высокой ЭО. Остальные галогены проявляют различные степень.оксил. от -1 до +7. Галогены, в следствие их большой химической активности, находятся в природе исключительно в связанном состоянии- главным образом в виде солей галогеноводородных кислот

Фтор: из-за того что фтор имеют СО только-1, то он только окислитель. Вследствие своей высокой ЭО, может быть выделен из соединений путем электролиза. Расплав KF+2HF(температура плавления 70градусов)подвергаются электролизу. Катодное и анодное пространство разделены диафрагмой для предотвращения взрыва при смешивании продуктов электролиза-H2 и F2.Фтор- светло-желтый газ с резким специфическим запахом. Газообразный фтор растворим в жидком HF. Жидкий фтор растворим в кислороде. Твердый фтор ниже температуры -288 имееют моноклинную структуру, а выше этой температуры-кубическую молекулярную решетку.
Свойства и получение фтороводорода: Реакция между водородом и фторомо протекает со взрывом на холоду по механизму разветвленных цепных реакцийю. Поэтому скорость ее зависит от физико-химической природы и материала и состояния стенок реактора. В промышленности HF получают реакцией вытесняя из CaF2 H2SO4конц. Безводный HF в лабораторных условиях получают нагреванием высушенного KHF2. HF- бесцветынй газ, с резким раздражающим дыхательные пути действием.

Строение раствора фтороводорода и гидрофторидов Ме: Водный раствор его-плавиковая кислота-представляет собой кислоту средней силы в отличие от остальных галогеноводородных кислот.У нее слабая электролитическая ионизация объясняется большой склонности полярных молекул HF за счет водородных связей. Энерегия водородных связей между молекулами HF больше чем между молекулами воды, и составляет 83,7 кДж\моль. Из-за этого затрудняет гетеролитический распад HF в воде. В результате в водных растворах HF образуются устойчивые гидрофторид-анионы.Простейшая из них HF2 с зарядом (-) имеет линейную структуру. В следствие прочности водородных связей в водных растворах HF при нейтрализации растворов плавиковой кислоты образуются гидрофториды тип MHF2, MH2F3, MH3F4 итд.С увеличением формальной массы стабильность соответствующих гидрофторидов Ме возрастает. Хим. Активностью HF сильно зависит от воды. Сухой HF не действует на Ме и оксиды.
Травление стекла: Спецефической особенностью плавиковой кислоты является ее способность химически взаимодействовать с материалами, содержащие диоксид кремния: SiO2+4HF=SiF4+2H2O

Соединение фтора с Ме. Фториды Ме тугоплавки и термически стабильны по сравнению с другими галогенами. Фториды Ме малорастворимы в воде, за исключением фториды na, k, и тд. Во фторидах металлы проявляют высшую степень окисления. При образование низших фторидов Ме менее стабильны. Из металлов 1А группы наибольшим срадством к фтору обладает литий, а для других Ме этой группы значения энергии Гиббса образования фторидов практически одинаковы, так же и со 2 группы s-металлов. Из sp-металлов прочный фторид образует Al. В подгруппах sp- сверху вниз стабильность уменьшается. Как и аlметаллы подгруппы скандия и лантаноиды образуют с фторидом устойчивые трифториды.Фториды Ме с ионной связью функционируют как основные в-ва, поэтому они образуют комплексныес фторидами Ме в высокой степени окислении, проявляющими себя как кислотные фториды.

Соединения фтора с Неме. Интергалогениды-межгалогенные соединения.Все фториды галогенов-экзотермичныес нечетной положительной степенью окси. Cl, br, i.Атом фтора поляризован отрицательно.Известны гепафторид иода, все пентафториды, трифотирды, монофториды.Стабильность фторидов возрастает увеличением положительной С.О галогенов, поэтому наименее устойчив монофториды. Интергалогениды-реакционноспособные вещества, функционируют как сильные оксилители и они гидролизуются с образованием кислот clf5+3h2o=hclo3+5hf.

Применение фтора и его соединений: Газообразный фтор используется для получения:

гексафторида урана UF6 из UF4, применяемого для разделения изотопов урана для ядерной промышленности. трёхфтористого хлора ClF3 — фторирующий агент и мощный окислитель ракетного топлива. шестифтористой серы SF6 — газообразный изолятор в электротехнической промышленности, фреонов — хороших хладагентов, тефлонов — химически инертных полимеров, гексафтороалюмината натрия — для последующего получения алюминия электролизом различных соединений фтора. Ракетная техника: Соединения фтора и сам фтор применяются в ракетной технике как окислители ракетного топлива. Применение в медицине:

Фторированные углеводороды (напр. перфтордекалин) применяются в медицине как кровезаменители. Существует множество лекарств, содержащих фтор в структуре (фторотан, фторурацил и др.).

Хлор: Физические и химические свойства хлора: желто-зеленый ядовитый газ с резким раздрожающим запахом.Он взаимодействует с большинством НеМе(кроме углерода, азота и кислорода). В жестких уловиях хлор окисляет ксенон. Выше 500 градусов к хлору нестойки все Ме и сплавы.При коматной t сухой cl не вступает в реакцию с fe. Поэтому cl транспортируют в стальных баллонах.Растворяется он в воде, sicl4 ccl4. При t ниже 10 град.из насыщенного хлора водного раствора выпадают зеленовато=желтые кристаллы состава cl2*8h2o.

Хлороводород, свойства, получение: HCl-бесцветный газ с резким запахом,раздражающее действие на дыхательные пути, дымит на воздухе из-за образования с парами воды мелких капелек раствора. В лаборатории его получают взаимодействием концh2so4 на поваренную соль.Основываясб на термической стойкости hcl, в технике его получают прямым путем из простых веществ: H2+Cl2=2HCl. Она малополярна, поэтому водородные связи не возникают.Поэтому растовримость в воде меньше чем у hf. При t ниже 10 град, были выведины кристаллогидраты (hcl*h2o, hcl*2h2o и тд).из-з атого что комплексообразовательная способность водорода выражена слабо, кристаллогидраты существуют только при низких температурах.

Соляная кислота ее свойства и применения.: При растоврении hcl идет протолитическая реакция hcl+h2o=h30(катион)+cl(анион) и образуется соляная кислота. Применение:Применяют в гидрометаллургии и гальванопластике (травление, декапирование), для очистки поверхности металлов при паянии и лужении, для получения хлоридов цинка, марганца, железа и др. металлов. В смеси с ПАВ используется для очистки керамических и металлических изделий (тут необходима ингибированная кислота) от загрязнений и дезинфекции.В пищевой промышленности зарегистрирована в качестве регулятора кислотности (рН), пищевой добавки E507. Применяется для изготовления зельтерской (содовой) воды.Естественная составная часть желудочного сока человека. Растворы соляной кислоты, 0,3 — 0,5 %, обычно в смеси с ферментом пепсином, назначают внутрь больным с недостаточной кислотностью. Хим св-ва.: Взаимодействие с металлами, стоящими в электрохимическом ряду металлов до водорода с образованием соли и выделением газообразного водорода. Взаимодействие с оксидами металлов с образованием растворимой соли и воды. Взаимодействие с гидроксидами металлов с образованием растворимой соли и воды (реакция нейтрализации). Взаимодействие с солями металлов, образованных более слабыми кислотами, например угольной. Взаимодействие с сильными окислителями (перманганат калия, диоксид марганца) с выделением газообразного хлора.
Лабораторные и технические способы получения: В лабораторных условиях используется разработанный ещё алхимиками способ, заключающийся в действии крепкой серной кислоты на поваренную соль.

Кислородные соединения хлора. Оксиды хлора. Взаимодействие хлора с водой и щелочами. Свойства, способы получения и применение кислородных кислот хлора и их солей.: Растворение хлора в воде сопровождается гидролитическим диспропорционированием: cl2+h2o= hcl+hocl. Растворение хлора в водном растворе щелочи: cl2+2koh=kcl+kocl+h20. HOCL- слабая ксилоат.Солеобразующий оксид этой солия –Cl2O-желто-бурый газ с запахом хлора, в жидком состояние он взрывается, а при комнатной темпера. Разлогается на cl и Clo2-очень сильный оксилитель. Хлорноватистая кислота яв нестабильным образованием по сравнению.гипохлоритами,она диспропорционирует:2hocl=hcl+hclo2-хлористая кислота, не выделена в индивидуальном состоянии, в разбавленных растворах разлагается,она сильная кислота.ее соли более стабильны чем сама кислота.Разложение хлористой кислоты приводит к образованию диоксида clo2:4hclo2=2clo2+Hclo3+hcl+h2o. Диоксид хлора-желто бурый взрывчатый газ, имеет треугольную структуру.Хлорноватая кислота hclo3существует только в растворе кислотные св-ва несколько уступают hclo hclo2. Диоксид хлора взаимодействует с озоном: clo2+o3=clo3+o2.Триоксид –темнокрасная дымящаяся жидкость,взрывается. Она парамагнитна и поэтому в жидком состоянии представляет собой cl2o6/ cl2o6+h2o=hclo3+hclo4-самая сильная кислота из известных кислот,бесцветная подвижная дымящ.жидкость. Оксилительные св-ва выражены в меньшей степени, чем у hclo3. Применение: Хлор применяют во многих отраслях промышленности, науки и бытовых нужд:

Основным компонентом отбеливателей является Лабарракова вода (гипохлорит натрия)

В производстве поливинилхлорида, пластикатов, синтетического каучука, из которых изготавливают: изоляцию для проводов, оконный профиль, упаковочные материалы, одежду и обувь, линолеум и грампластинки, лаки, аппаратуру и пенопласты, игрушки, детали приборов, строительные материалы. Поливинилхлорид производят полимеризацией винилхлорида, который сегодня чаще всего получают из этилена сбалансированным по хлору методом через промежуточный 1,2-дихлорэтан.Отбеливающие свойства хлора известны с давних времен, хотя не сам хлор «отбеливает», а атомарный кислород, который образуется при распаде хлорноватистой кислоты: Cl2 + H2O → HCl + HClO → 2HCl + O•. Этот способ отбеливания тканей, бумаги, картона используется уже несколько веков.Производство хлорорганических инсектицидов — веществ, убивающих вредных для посевов насекомых, но безопасные для растений. На получение средств защиты растений расходуется значительная часть производимого хлора. Один из самых важных инсектицидов — гексахлорциклогексан (часто называемый гексахлораном).

Для обеззараживания воды — «хлорирования». Наиболее распространённый способ обеззараживания питьевой воды; основан на способности свободного хлора и его соединений угнетать ферментные системы микроорганизмов катализирующие окислительно-восстановительные процессы.
Бром. Свойства и получения брома: получение:Получают бром из морской воды,подземных рассолов и тд. Окислением бромидов хлором с последующей отгонкой брома с водяным паром воздухом.

физ-свойства: При обычных условиях бром — красно-бурая жидкость с резким неприятным запахом, ядовит, при соприкосновении с кожей образуются ожоги. Бром — одно из двух простых веществ (и единственное из неметаллов), наряду со ртутью, которое при комнатной температуре является жидким. Плотность при 0 °C — 3,19 г/см³. Температура плавления (затвердевания) брома −7,2 °C, кипения 58,8 °C, при кипении бром превращается из жидкости в буро-коричневые пары, при вдыхании раздражающие дыхательные пути. Стандартный электродный потенциал Br2/Br− в водном растворе равен +1,065 В.

Хим.св-ва: В свободном виде существует в виде двухатомных молекул Br2. Заметная диссоциация молекул на атомы наблюдается при температуре 800 °C и быстро возрастает при дальнейшем росте температуры. Бром немного, но лучше других галогенов растворим в воде (3,58 г в 100 г воды при 20 °C), раствор называют бромной водой. В бромной воде протекает реакция с образованием бромоводородной и неустойчивой бромноватистой кислот.С большинством органических растворителей бром смешивается во всех отношениях, при этом часто происходит бромирование молекул органических растворителей.По химической активности бром занимает промежуточное положение между хлором и иодом. При реакции брома с растворами иодидов выделяется свободный иод.Напротив, при действии хлора на бромиды, находящиеся в водных растворах, выделяется свободный бром. Со многими Ме и НеМе он химически взаимодействует при н.у.Не реагирует с кислородом, азотом, углеродом и благородными газами.

Соединения брома с Ме и НеМе: При взаимодействии со многими металлами бром образует бромиды, например, AlBr3, CuBr2, MgBr2 и др. Устойчивы к действию брома тантал и платина, в меньшей степени — серебро, титан и свинец. Бромиды металлов по хим.природе могут быть оновными, амфотерными и кислотными.взаимодействие между ними приводитк образованию комплексных бромидов: 2NaBr+CbBr2=Na2[CbBr4]. По химической природе бромиды немее. Являются кислотными веществами. (что то я про немее с бромом не могу найти)

Бромоводород и бромоводородная кислота.оксиды брома. Бромная вода Кислородосодержащие кислоты брома и их соли.Вторичная переодичность в изменении свойств элементов подгруппы галогенов.: HBr получают гидролизом бромидов фосфора: PBr3+3H2O=H3PO3+3HBr. соединение брома с водородом. Бесцветный газ, образует туман в сыром воздухе. Хорошо растворим в воде: 221 г/100 г воды при 0 °C (193 при 25°, 130 при 100 °C). Водный раствор образует азеотропную смесь с 47,63 % HBr, которая кипит при 124,3 °C.. Растворение Брома в воде приводит к установлению равновесия гидролитического диспропорционирования: Br2+H2O=HBr+HoBr. Бромная вода (Br2)— водный раствор брома (содержит HBrO и HBr).При стоянии на свету постепенно выделяет кислород в результате разложения присутствующей в ней HBrO. Ее соль является мене сильным окислителем,чем аналогичные производные хлора.Бромноватистая кислота диспропорционирует без нагревания: 3HOBr=2HBr+HBr3- существует только в растворе, ее соли приближены по окислительной активности в производным хлора., эта кислота относится к разряду сильных кислот. С увеличением степени окисления галогена электронное облако сильнее стянуты к центр.атому, следовательно, связь водорода с кислородом в гидроксильной группе делается более ионной.Соли бромной кислоты HBrO4-перброматы-получают при оксилении броматов в щелочной среде напрмер:KBrO3+F2+2KOH=KBrO4+2Kf+H2O. HBrO4(бромная кислота) не выделана в индивидуальном состоянии, по силе близка к HClO4, но мене устойчива, а потому является более сильным окислителем, чем хлорная. Мало стабильны оксиды брома. Br2O-красно-корич.жидкость, разлагается на простые вещества при -40градусов. Br2O4-светложелтые кристаллы, неустойчивые при температурах выше- 50град. BrO3-бесцветные кристаллы,устойчивы только в атмосфере озона, разлагаются уже при – 70 град.Таким образом, в химии оксидов и кислородных кислот брома ярко проявляется вторичная переодичность.

Применение: Брома применяют в фармацевтических целях.Бромид бора используют для легирования полупроводниковых материалов для придания им p-проводимости. Бромид серебра- основной компонент светочувствительного слоя фотобумаги.

Иод. Свойства и получение иода: представляет собой черно-серое твердое вещество с металлическим белском,характеризующееся ромбической молекулярной решеткой. Иод легко возгоняется,образуя фиолетовые пары,состоящие из молекул i2. Иод плохо растворяется в воде, хорошо- в растворах иодида металлов и органических растворителях. При этом в сольватирующих растворителях(вода,спирты,кислоты) иод образует растворы бурого цвета, а в несаольватирующих(бензол, сероуглерод, эфиры, углеводороды)- фиолетовые растворы. Образует ряд кислот: иодоводородную (HI), иодноватистую (HIO), иодистую (HIO2), иодноватую (HIO3), иодную (HIO4).

Соединение иода с ме и немее: Химически иод довольно активен, хотя и в меньшей степени, чем хлор и бром.С металлами иод при легком нагревании энергично взаимодействует, образуя иодиды.

С водородом иод реагирует только при нагревании и не полностью, образуя иодоводород.

Иод является окислителем менее сильным, чем хлор и бром. Сероводород H2S, Na2S2O3 и другие восстановители восстанавливают его до иона.Не взаимодействует с кислородом, азотом.

Свойства строение и получение иодоводорода: бесцветный удушливый газ (при нормальных условиях), сильно дымит на воздухе. Хорошо растворим в воде, образует азеотропную смесь с Ткип 127 °C и концентрацией HI 57 %. Неустойчив, разлагается при 300 °C. В промышленности HI получают по реакции иода с гидразином:2i2+n2h4=4hi+n2.

В лаборатории HI можно получать с помощью окислительно-восстановительных реакций:h2s+i2=s+2hi. и реакций обмена:pi3+3h2o=h3po4+3hi

Иодоводород также получается при взаимодействии простых веществ. Эта реакция идет только при нагревании и протекает не до конца, так как в системе устанавливается равновесие: h2+i2=2hi. HI восстанавливает концентриров.серную кислоту:2hi(г)+h2so4(ж)=i2(к)+so2(г)+2h2o(ж). Восстановительная активность иодида-иона приводит к тому,что в водных растворах он может медленно окислться кислородом воздуха:4i(с зарядом минус)+i2+h2o-2i2+4oh(с зарядом минус).Благодаря этой реакции возможно образование свободного иода.

Оксиды иода. Бромная вода.Кислородосодержащие кислоты иода и их соли: Растворение иода в воде приводит к установлению равновесия гидролитического диспропорционирования:i2+hoh=hi+hoi-это кислота не выделена в индивидуальном состоянии,а ее соли вполне стабильны в отсутствие влаги..Очень слабая иодноватистая кислота провляет амфотерность: i(заряд+)+oh(заряд-)=hoi=h(заряд+)+io(заряд -) Существование катиона ш-проявление металличес.св-в. HOI и ее соли являются менее сильными окислителями, чем производные хлора.Эта кислота диспропорционирует без нагревания: 3hoi=3hi+hio3-бесцветные кристаллы с Tплав.=110град (pK0.8) относят к разряду сильных кислот. С увеличением степени окисления галогена электронное облако сильнее стянуто к центральному атому,отсюда связь водорода с кислородом в гидроксильной группе делается ионной.Иодноватой кислоте отвечает оксид I2O5-бесцветные кристаллы,Еплав=300 град. С разложением.Это самый устойчивый оксид из оксидов галогенов.Обладает сильными окислительными св-вами, а с водой образует иодиноватую кислоту. Иодная кислота HIO4 может быть получена анодным окислением HIO3. HIO4 значительно уступает хлорной кислоте, а по окислительной активности иодная кислота превосходит хлорную. Из водных растворах иодная кислота выделяется в виде кристаллогидрата HIO4*2H2O (h5io6)-относится к разряду средних кислот.Тпла.=133град.разлагаясь: 2h3io6=i2o5+5h2o+o2. При взаимодействии hio4 с олеумом образуется оранжевое тв.в-во I2O7-оксид,образующий иодную кислоту.

Практическое применение иода: для осуществен.транспорых реакций с целью получения в-в высокой степени чистоты. Катализатор в органическом синтезе и антисептик в медицине.

Закономерности в изменение строения молекул галогенов и их влияение физ.св-ва свободный эл.групп: Фтор является трудносжижаемым, а хлор легкосжижаемым газом с удушливым резким запахом. Энергия связи галогенов сверху вниз по ряду изменяется не равномерно. Фтор имеет аномально низкую энергию связи (151 кДж/моль), это объясняется тем, что фтор не имеет d-подуровня и не способен образовывать полуторные связи, в отличие от остальных галогенов (Cl2 243, Br2 199, I2 150,7, At2 117 кДж/моль). От хлора к астату энергия связи постепенно ослабевает, что связано с увеличением атомного радиуса. Аналогичные аномалии имеют и температуры кипения. Все галогены проявляют высокую окислительную активность, которая уменьшается при переходе от фтора к астату. Фтор — самый активный из галогенов, реагирует со всеми металлами без исключения, многие из них в атмосфере фтора самовоспламеняются, выделяя большое количество теплоты

Физ.св-ва галогенов: В основном состоянии атомы галогенов имеют электронную конфигурацию ns²np⁵, где n - главное квантовое число, или номер периода. По сравнению с атомами других галогенов у атомов фтора 2s² и 2p⁵ электроны слабо экранированы от ядра, что приводит к высокой удельной (на единицу объема) электронной плотности и, соответственно, меньшему радиусу, большим значениям энергии ионизации и электроотрицательности. При переходе от фтора к иоду размер атомов и возможные координационные числа увеличиваются, а энергии ионизации и электроотрицательность (ЭО) уменьшаются.

Свойства фтора, как и других элементов второго периода (Li-F), отличаются от свойств более тяжелых элементов соответствующих групп. Например, сродство к электрону у фтора меньше, чем у хлора. Это связано с высокой электронной плотностью и сильным межэлектронным отталкиванием. При переходе от хлора к иоду сродство к электрону уменьшается из-за увеличения радиуса атома галогена.

Химическая активность…: Реагируют почти со всеми простыми веществами, кроме некоторых неметаллов. Все галогены — энергичные окислители, поэтому встречаются в природе только в виде соединений. С увеличением порядкового номера химическая активность галогенов уменьшается, химическая активность галогенид-ионов F−, Cl−, Br−, I−, At− уменьшается.

Все галогены — неметаллы. На внешнем энергетическом уровне 7 электронов, являются сильными окислителями. При взаимодействии с металлами возникает ионная связь, и образуются соли. Галогены, (кроме F) при взаимодействии с более электроотрицательными элементами, могут проявлять и восстановительные свойства вплоть до высшей степени окисления +7.

Дата добавления: 2015-07-20