Неорганическая химия. Галогены

Общие свойства неметаллов

Для неметаллов характерно свойство присоединять электроны, проявлять окислительные свойства. Наиболее они выражены у элементов VI и VII групп. Самый сильный окислитель – фтор.

Окислительные свойства неметаллов возрастают в последовательности:

\(Si,~B,~H,~P,~C,~S,~I,~N,~Cl,~O^-,~F \longrightarrow\)

Фтор никогда не проявляет восстановительных свойств. Другие неметаллы и вещества, им соответствующие, могут проявлять восстановительные свойства, но они слабее, чем у металлов.

Восстановительная способность неметаллов увеличивается от кислорода к кремнию в ряду:

\(O,~Cl,~N,~I,~S,~C,~P,~H,~B,~Si \longrightarrow\)

Так, хлор напрямую не взаимодействует с кислородом, но можно получить оксиды хлора \((Cl_2O,~ClO_2,~Cl_2O_7)\), в которых хлор проявляет положительную степень окисления. Азот при высоких температурах вступает в реакцию с кислородом, выказывая восстановительные свойства:

\(N_2+O_2=2NO\)

Сера проявляет как окислительные, так и восстановительные свойства:

\(S+O_2=SO_2\) – окислительные свойства серы;

\(S+H_2=H_2S\) – восстановительные свойства серы.

В нормальных условиях неметаллы:

1) газы (водород, фтор, хлор, кислород, азот и благородные газы);

2) жидкость (бром);

3) твердые вещества (все остальные).

Из-за разницы строения кристаллической решетки свойства неметаллов отличаются друг от друга.

\(C,~B,~Si\) – немолекулярное строение – атомная кристаллическая решетка.

\(F_2,~O_2,~Cl_2,~Br_2,~N_2,~I_2,~S_8,~P_4\) – молекулярное строение – молекулярная кристаллическая решетка.

С водородом образуют летучие соединения – газы и жидкости.

С кислородом образуют кислотные оксиды.

Атомы инертных газов содержат на внешнем уровне по 8 электронов (у гелия – 2). До середины XX века считалось, что такие атомы не способны ни отдавать электроны, ни принимать их, ни образовывать общие электронные пары. В 1962 г. был получен тетрафторид ксенона \(XeF_4\), первое химическое соединение инертного газа.

Общая характеристика подгруппы галогенов

Галогены – элементы VII группы – фтор, хлор, бром, йод, астат (астат мало изучен в связи с его радиоактивностью). Галогены – ярко выраженные неметаллы. Лишь йод в редких случаях обнаруживает некоторые свойства, схожие с металлами.

В невозбужденном состоянии атомы галогенов имеют общие электронную конфигурацию: \(ns^2np^5\). Это значит, что галогены имеют 7 валентных электронов, кроме фтора.

Физические свойства галогенов: \(F_2\) – бесцветный, трудно сжижающийся газ; \(Cl_2\) – желто-зеленый, легко сжижающийся газ с резким удушливым запахом; \(Br_2\) – жидкость красно-бурого цвета; \(I_2\) – кристаллическое вещество фиолетового цвета.

\(HF,~HCl,~HBr~HI \\ \xrightarrow{~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~} \\ ~~~~~Газообразные\)

Водные растворы галогеноводородов образуют кислоты. \(HF\) – фтороводородная (плавиковая); \(HCl\) – хлороводородная (соляная); \(HBr\) – бромоводородная; \(HI\) – йодоводородная. Силы кислот сверху вниз снижаются. Плавиковая кислота является самой слабой в ряду галогеново-дородных кислот, а йодоводородная – самой сильной. Это объясняется тем, что энергия связи Нг сверху уменьшается. В том же направлении уменьшается и прочность молекулы Н Г, что связано с ростом межъядерного расстояния. Растворимость малорастворимых солей в воде тоже уменьшается:

 \(~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~AgCl,~AgBr,~AgI \\ \xrightarrow{~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~} \\ ~~~белый,~бледно-желтый,~творожный~ желтый\)

Слева направо растворимость галогенидов уменьшается. \(AgF\) хорошо растворим в воде. Все галогены в свободном состоянии – окислители. Сила их как окислителей снижается от фтора к йоду. В кристаллическом, жидком и газообразном состоянии все галогены существуют в виде отдельных молекул. Атомные радиусы возрастают в том же направлении, что приводит к повышению температуры плавления и кипения. Фтор диссоциирует на атомы лучше йода. Электродные потенциалы при переходе вниз по подгруппе галогенов снижаются. У фтора самый высокий электродный потенциал. Фтор – самый сильный окислитель. Любой вышестоящий свободный галоген вытеснит нижестоящий, находящийся в состоянии отрицательного однозарядного иона в растворе.

Краткие сведения о фторе, броме и йоде

Фтор (F); бром (Br); йод (I) относятся к группе галогенов. Стоят в 7-й группе главной подгруппы периодической системы. Общая электронная формула: \(ns^2np^6\).

Физические свойства: \(F_2\) – бесцветный, трудно сжижающийся газ; \(Br_2\) – жидкость красно-бурого цвета, легко испаряется, образуя красно-бурые пары; \(I_2\) – кристаллическое вещество фиолетового цвета со слабым металлическим блеском, при постепенном нагревании йод сублимируется, превращаясь в пар, минуя жидкое состояние. Бром и йод малорастворимы в воде, хорошо растворяются в органических растворителях – в бензине, бензоле, спирте. Химические свойства: галогены – ярко выраженные неметаллы. Фтор \(F_2\) – связь ковалентная неполярная обладает высокой химической активностью, за счет маленького радиуса атома, является сильнейшим окислителем. Фтор реагирует практически со всеми простыми и сложными веществами. Окисляет кислород, образуя фториды кислорода: \(OF_2\) и \(O_2F_2\). Вступает во взаимодействие даже с некоторыми инертными газами: \(2F_2+Xe=XeF_4\).

Не реагирует фтор только с гелием, неоном и аргоном. Водородное соединение фтора – \(HF\) (фтороводород) при растворении в воде образует плавиковую кислоту. Бром и йод тоже вступают в реакции со многими соединениями, особенно с металлами, которые сгорают в них и образуются соответствующие соли. Металлы при этом отдают электроны, а галогены их принимают, являясь окислителями. При растворении в воде дает бромную воду. Молекулы их также двухатомные, ковалентные неполярные, но они менее активны, чем фтор, что объясняется большим радиусом атома у брома и йода, чем у фтора. Все галогены – активные окислители, что проявляется при взаимодействии их с различными сложными веществами – смешивание сероводородной воды с раствором брома.

Бром с нулевой степенью окисления окисляет серу (–2) до 0, сам при этом восстанавливаясь до –1.

Йод (0) окисляет серу (+4) до +6, восстанавливаясь до –1.

Галогены нашли широкое применение в химической промышленности: фтор используют в синтезе полимеров – фторопластов, пластмассы, стойкой к химическим воздействиям (тефлон), смазочных веществ, жидкостей для холодильников (фреоны). Бром используется в изготовлении лекарственных препаратов, некоторых красителей; йод широко используется в медицине – 10%-ный раствор йода в спирте – как антисептическое, дезинфицирующее средство, йод входит в состав некоторых фармацевтических препаратов. Также бром и йод используются при различных синтезах и анализах веществ.

Хлор. Хлороводород и соляная кислота

Хлор (Cl) – стоит в 3-м периоде, в VII группе главной подгруппы периодической системы, порядковый номер 17, атомная масса 35,453; относится к галогенам.

Физические свойства: газ желто-зеленого цвета с резким запахом. Плотность \(3,214~г/л;\) температура плавления \(-101 ^\circ C\); температура кипения \(-33,97^\circ C\), При обычной температуре легко сжижается под давлением \(0,6~МПа\). Растворяясь в воде, образует хлорную воду желтоватого цвета. Хорошо растворим в органических растворителях, особенно в гексане \((C_6H_{14})\), в четырех-хлористом углероде.

Химические свойства хлора: электронная конфигурация: \(1s^2 2s^22p^63s^23p^5\). На внешнем уровне 7 электронов. До завершения уровня нужен 1 электрон, который хлор принимает, проявляя степень окисления –1. Существуют и положительные степени окисления хлора вплоть до + 7. Известны следующие оксиды хлора: \(Cl_2O,~ClO_2,~Cl_2O_6\) и \(Cl_2O_7\). Все они неустойчивы. Хлор – сильный окислитель. Он непосредственно реагирует с металлами и неметаллами

Реагирует с водородом. При обычных условиях реакция идет медленно, при сильном нагревании или освещении – со взрывом, по цепному механизму.

Хлор взаимодействует с растворами щелочей, образуя соли – гипохлориты и хлориды

При пропускании хлора в раствор щелочи образуется смесь растворов хлорида и гипохлорита

Хлор – восстановитель: \(Cl_2+3F_2=2ClF_3\)

Взаимодействие с водой

Хлор не взаимодействует непосредственно с углеродом, азотом и кислородом.

Получение: \(2NaCl+F_2=2NaF+Cl_2\)

Электролиз: \(2NaCl+2H_2O=Cl_2+H_2+2NaOH\).

Нахождение в природе: содержится в составе минералов: галит (каменная соль), сильвин, бишофит; морская вода содержит хлориды натрия, калия, магния и других элементов.

Хлороводород HCl . Физические свойства: бесцветный газ, тяжелее воздуха, хорошо растворим в воде с образованием соляной кислоты.

Получение:

• в лаборатории
• В промышленности: сжигают водород в струе хлора. Далее хлороводород растворяют в воде, и получают соляную кислоту

Химические свойства: соляная кислота – сильная, одноосновная, взаимодействует с металлами, стоящими в ряду напряжений до водорода: \(Zn+2HCl=ZnCl_2+H_2\)

Как восстановитель реагирует с оксидами и гидроксидами многих металлов.