Читайте также:
|
Фтор при обыкновенных условиях – газ, окрашенный в толстых слоях в слабый зеленовато-желтый цвет с резким запахом.
Твердый фтор существует в виде двух модификаций:
α – F2 tпл = -228º С
β – F2 tпл = -220º С
Обе модификации являются молекулярными кристаллами различающимися упаковкой молекул F2.
Хлор – газ желто-зеленого цвета, токсичен.
Хлор при охлаждении до t = -34,1ºС конденсируется в жидкость, а при t = -101,3º С затвердевает.
Бром – жидкость красно-бурого цвета.
Иод – твердое кристаллическое вещество фиолетово-черного цвета.
| Константы | Фтор | Хлор | Бром | Иод |
| Плотность, г/см3 | 1,1 (жидк.) | 1,6 (жидк.) | 3,1 (жидк.) | 4,9 (тв.) |
| tпл, Сº | -219,6 | -101,3 | -7,3 | +113,6 |
| tкип, Сº | -188,1 | -34,1 | +57,9 | +182,8 |
Вывод: физические свойства (окраска, агрегатное состояние, плотность, температура плавления и кипения) резко повышаются от фтора к иоду, что объясняется увеличением межмолекулярных сил в том же направлении.
Все галогены обладают резким запахом и ядовиты. Работа с фтором и хлором опасна. Малейшая неосторожность и у человека разрушаются зубы, обезображиваются ногти, повышается хрупкость костей, кровеносные сосуды теряют эластичность и становятся ломкими. В результате тяжелая болезнь и смерть. Хлор вызывает удушье, бром – долго незаживающие ожоги. При отравлении хлором вдыхать кислород, аммиак или пары спирта с эфиром.
При действии галогенов на слизистые оболочки происходит разрушение тканей, выделяющимся атомарным кислородом (H2O + Г2 = 2HГ + (O)) и кислотами.
В свободном состоянии существует в единственном молекулярном состоянии Г2
В кристаллическом, жидком и газообразном (при очень высоких температурах) состояниях все галогены существуют в виде отдельных молекул. Уже при 1000º К в газовой фазе среди двухатомных молекул обнаруживаются атомы галогенов. Фтор диссоциирует на атомы даже лучше иода.
| Молекула | Кр (дана для сравнения) | |
| Константа диссоциации галогенов Кр | H2 F2 Cl2 Br2 I2 | 5,1·10–10 9,2·10–3 1,6·10–7 3,3·10–5 3,0·10–3 |
Молекула водорода несравненно прочнее молекул галогенов. Прочность молекул от хлора к иоду уменьшается, этот вывод можно сделать из сравнения энтальпии связи молекул.
| ΔHсвязи, кал/моль | ΔHсвязи, кДж/моль | |
| H2 | ||
| F2 | 156,5 | |
| Cl2 | 281,2 | |
| Br2 | 194,1 | |
| I2 | 148,5 |
Как объяснить такое изменение энергии?
F – F Связь σ за счет спаривания двух р-электронов (энергия 155 кДж/моль).
Связь в молекулах Cl2, Br2, I2, At2 несколько иная. Рассмотрим это на примере хлора:
Помимо одной ковалентной связи дополнительно осуществляются еще две донорно-акцепторные дативные связи, поэтому энергия связи Cl2 больше энергии связи F2.
С увеличением радиусов атомов прочность связи уменьшается от хлора к иода. При нагревании иода и астата они возгоняются – сублимация.
Невысокая по сравнению с другими галогенами прочность и соответственно энтальпия связи фтора (156,5 кДж/моль, у хлора – 281,2, у брома – 194, у иода – 148 кДж/моль) объясняются отсутствием у фтора d-орбиталей.
Предполагается, что у хлора и других нижележащих галогенов при образовании связи между двумя атомами часть электронной плотности с наружных s- и p-орбиталей переходит на d-орбитали, которые участвуют в связывании атомов и упрочняют молекулы.
| F | Cl | Br | I | At | |
| Электронная формула | s2p5 | s2p5 | s2p5 | s2p5 | s2p5 |
| Распростроненность, ат. % | 0,07 | 0,02 | 3·10–5 | 4·10–6 | следы |
| Природные изотопы | 35, 37 | 79, 81 | нет | ||
| Радиус атома, Аº | 0,71 | 0,99 | 1,14 | 1,33 | – |
| Ковалентный радиус, пм | – | ||||
| Ионный радиус аниона Г, пм | – | ||||
| ΔG гидратации анионов Г–, кДж/моль | -448 | -331 | -301 | -268 | – |
| Потенциал ионизации, эВ | 17,42 | 13,01 | 11,84 | 10,45 | 9,5 |
| Основной тип гибридизации | sp3, sp3d, sp3d2 | ||||
| Сродство к электрону, эВ кДж/моль | 3,52 334,4 (-327,9) | 3,68 355,3 (-348,8) | 3,41 334,4 (-324,6) | 3,13 308 (-295,3) | 2,9 |
| Энтальпия гидратации молекул ΔН0гидр, кДж/моль-ион | -472.34 | -330.22 | -300.96 | -263.34 | – |
| Электроотрицательность | 4,1 | 3,2 | 2,8 | 2,5 | 2,4 |
| Стандартный электродый потенциал Е0, В | 2,87 | 1,36 | 1,09 | 0,54 | – |
| Энергия диссоциации молекул, кДж/моль | 156,5 | 281,2 | 194,1 | 148,5 | – |
| Плотность, г/см3 для жидкости | – 1,51 | 1,9 1,57 | 3,4 3,1 | 4,94 (крист.) | – |
| Температура плавления, ºС | -219,6 | -101 | -7,3 | +113,6 | +227 |
| Температура кипения, ºС | -188 | -34,1 | +59,2 | +185 | +317 |
У фтора самый высокий электродный потенциал, фтор самый сильный окислитель, хотя энтальпия связи в молекуле фтора меньше, чем в молекуле хлора, а сродство к электрону понижается от фтора к иоду. Столь высокий потенциал ионизации фтора объясняется крайне высокой энтальпией гидратации ионов фтора. Энтальпия гидратации зависит от радиусов ионов. Радиус иона фтора F– резко отличается от остальных галогенов своей аномально малой величиной.
Дата добавления: 2015-07-21; просмотров: 96 | Нарушение авторских прав
| <== предыдущая страница | | | следующая страница ==> |
| История открытия галогенов | | | Химические свойства |