Сайт ГДЗ онлайн
Авторизация

Галогены

Рейтинг:
(голосов: 112)
ГДЗ сайт 20-09-2017, 19:05 Рефераты 0 комментариев
   Всем известно, что фтор вводят в состав зубной пасты, а хлором дезинфицируют воду в плавательных бассейнах. Бром применяют в качестве успокоительного средства, а спиртовой раствор йода как антисептическое средство.
Фтор ,
хлор , бром и йод образуют семейство галогенов. Галогены относятся к неметаллическим элементам. Они входят в VII группу периодической системы химических элементов.



О происхождении названий галогенов.


Названия всех галогенов, за исключением фтора, происходят от греческих слов:
Название
Исходное слово и значение
 Галоген
 галос (греч.) соль; генос (греч.) происхождение, рождение; рождающий соль.
 Фтор
 флюо (лат.) течь, текучий (в старину минерал поле­вой шпат CaF, использовали в металлургии в качестве флюса для при­дания легкоплавкости шлакам).
 Хлор
 хлорос (греч.) зеленоватожелтый.
 Бром
 бромос (греч.) зловонный.
 Иод
 йодус (греч.) фиолетовый.
 Астат
 астатос (греч.) неустойчивый.
 



Электронная структура атомов галогенов.


   Атомы всех галогенов имеют во внешней оболочке семь электронов. Они легко присоединяют еще один электрон, образуя галогенидные ионы. Галогенидион имеет устойчивый октет электронов. Галогены характеризуются высокой электроотрицательностью и реакционной способностью и поэтому в свободном виде не встречаются в природе. Однако галогенидионы широко распространены в природе.
   Галогены в свободном виде существуют в форме двухатомных молекул. Атомы в этих молекулах связаны между собой простой ковалентной связью. Каждая такая связь образуется в результате обобществления пары электронов по одному от каждого атома.
   В табл. 1 приведены некоторые данные о структуре атомов и молекул галогенов. Обратим внимание на то, что атомные и ионные радиусы галогенов, а также длины связи в их молекулах последовательно возрастают при перемещении к нижней части группы. Однако энергии диссоциации связи и, следовательно, прочность связи в молекулах галогенов при этом, наоборот, уменьшаются. Исключением в этом отношении является только фтор. Небольшая прочность связи фтора, повидимому, обусловлена слишком близким расположением атомов в его молекуле. Это приводит к сильному отталкиванию между несвязывающими электронами, что вызывает ослабление связи.
Таблица 1. Электронное строение галогенов.
Элемент
Атомный номер
Электронная конфигурация атомов
Конфигурация внешней оболочки
Атомный радиус, нм
Ионный радиус, нм
Длина связи, нм
Энергия диссоциации связи, кдж/моль
 Фтор
9
27
2s 2 2p 5
0072
0136
0142
158
 Хлор
17
287
Зs 2 3p 5
0099
0181
0200
242
 Бром
35
2818.7
4s 2 4р 5
0114
0195
0229
193
 Иод
53
2818.187
5s 2 5р 5
0133
0216
0266
151
 



Лабораторные методы получения галогенов.


  
Хлор.
Хлор можно получить в лабораторных условиях окислением концентрированной соляной кислоты манганатом(VII) калия:
2MnO 4

(тв.) 16Н
(водн.) 10Cl
(водн.) → 2Mn 2
(водн.) 2Н 2 О 5Cl 2
   Выделяющийся хлор пропускают через воду, чтобы удалить следы хлороводородов, а затем через концентрированную серную кислоту, чтобы осушить его. Полученный хлор собирают в перевернутом сосуде, из которого он вытесняет воздух.
   Другой способ лабораторного получения хлора основан на реакции между отбеливающим порошком (гипохлоритом кальция) и разбавленной соляной кислотой:
Ca(OCl) 2 (тв.) 4Н
(водн.) 2Cl
(водн.) → Ca 2
(водн.) 2H 2 O 2Cl 2  ↑
  
Бром.
Для получения брома в лабораторных условиях добавляют оксид марганцa (IV) к смеси концентрированной серной кислоты с бромидом калия. Бромоводородная кислота, образующаяся в реакции между серной кислотой и бромидом калия:
KBr (тв.) H 2 SO 4 → KHSO 4 HBr ↑
и окисляется оксидом марганца (IV)
MnO 2 (тв.) 4H
(водн.) 2Br
(водн.) → Mn 2
(водн.) 2H 2 O Br 2  ↑
Бром отделяют от реакционной смеси перегонкой.
  
Иод
получают тем же способом, что и бром, только вместо бромида калия используется иодид калия. Полученный иод отделяют от реакционной смеси возгонкой.



Физические и биологические свойства.


   Все галогены токсичные вещества. Галогены имеют характерный резкий запах, хорошо знакомый тем, кто посещает плавательные бассейны.
  
Отравление хлором.
Жидкий хлор вызывает серьезные ожоги кожи. Газообразный хлор оказывает сильное раздражающее действие, особенно на глаза и дыхательную систему. Он реагирует с водой, содержащейся в глазах, легких и слизистых оболочках органов дыхания, образуя соляную кислоту и хлорноватистую кислоту. Симптомами отравления хлором являются жжение глаз и органов дыхания, непрекращающийся кашель и, в тяжелых случаях, кровавая мокрота. В легких, отравленных хлором, может развиваться бронхиальная пневмония. Предельно допустимая концентрация хлора в воздухе составляет 0005 мг/дм3. Уровень 02 мг/дм3 считается опасным, а концентрация 2 мг/дм3 может вызвать быструю смерть. Однако случаи отравления хлором со смертельным исходом в аварийной обстановке не часты, поскольку людей, надышавшихся этим газом, обычно удается вовремя удалить из отравленной зоны.
Все галогены имеют большую летучесть. Она объясняется тем, что их молекулы удерживаются вместе лишь слабыми вандерваальсовыми силами. Хотя вандерваальсовы силы постепенно возрастают при перемещении к нижней части группы галогенов, они остаются очень слабыми даже в кристаллах иода, которые поэтому легко возгоняются при нагревании. При этом образуются фиолетовые пары иода. Температуры плавления и кипения галогенов указаны в табл. 2.
Таблица 2. Физические свойства галогенов.
Элемент
Температура плавления,
о С
Температура кипения,
о С
Агрегатное состояние и внешний вид при 20 о С
 Фтор
220
188
 Бледножелтый газ
 Хлор
101
34
 Желтозеленый газ
 Бром
7
58
 Коричневая жидкость с тяжелыми коричневыми парами
 Иод
114
183
 Блестящие серочерные кристаллы
   Все галогены окрашенные вещества. Интенсивность их окраски возрастает по мере перемещения к нижней части группы.
   Галогены обладают небольшой растворимостью в воде. Раствор хлора в воде называется хлорной водой. Галогены хорошо растворяются в органических растворителях, образуя окрашенные растворы. Например, хлор растворяется в тетрахлорометане, образуя желтый раствор, бром образует красный раствор, а иод фиолетовый.



Реакционная способность галогенов.


   Галогены представляют собой наиболее реакционноспособную группу элементов в периодической системе. Они состоят из молекул с очень низкими энергиями диссоциации связи (см. табл. 1), а их атомы имеют во внешней оболочке семь электронов и поэтому очень электроотрицательны. Фтор наиболее электроотрицательный и наиболее реакционноспособный неметаллический элемент в периодической системе. Реакционная способность галогенов постепенно уменьшается при перемещении к нижней части группы. В следующем разделе будет рассмотрена способность галогенов окислять металлы и неметаллы и показано, как эта способность уменьшается в направлении от фтора к иоду.
  
Галогены как окислители.
   При пропускании газообразного сероводорода через хлорную воду происходит осаждение серы. Реакция протекает по уравнению
8H 2 S (газ.) 8Cl 2 (водн.) → 16HCl S 8
   В этой реакции хлор окисляет сероводород, отнимая у него
водород . Хлор окисляет также железо (II) до железа (III). Например, если перемешивать встряхиванием хлор с водным раствором сульфата железа (II), образуется сульфат железа (III):
2Fe 2
(водн.) Cl 2 (газ.) → 2Fe 3
(водн.) 2Cl 
(водн.)
   Происходящая при этом окислительная полуреакция описывается уравнением
2Fe 2  → 2Fe 3
2e
   В качестве другого примера окислительного действия хлора приведем синтез хлорида натрия при сжигании натрия в хлоре:
2Na (тв.) Cl 2 (газ.) → 2NaCl (тв.)
   В этой реакции происходит окисление натрия, поскольку каждый атом натрия теряет электрон, образуя ион натрия:
2Na → 2Na
2e
   Хлор присоединяет эти электроны, образуя хлоридионы:
Cl 2 2e  → 2Cl

Таблица 3. Стандартные электродные потенциалы галогенов.
Электродная реакция
Стандартный электродный потенциал, В
 F 2 2e
→ 2F

287
 Cl 2 2e
→ 2Cl

136
 Br 2 2e
→ 2Br

109
 I 2 2e
→ 2I

054
 Таблица 4. Стандатные энтальпии образования галогенидов натрия.
Галогенид
Стандартная энтальпия образования, кДж/моль
 NaF
573
 NaCl
414
 NaBr
361
 NaI
288
   Окислителями являются все галогены, из них фтор самый сильный окислитель. В табл. 3 указаны стандартные электродные потенциалы галогенов. Из этой таблицы видно, что окислительная способность галогенов постепенно уменьшается в направлении к нижней части группы. Эту закономерность можно продемонстрировать, добавляя раствор бромида калия в сосуд с газообразным хлором. Хлор окисляет бромидионы, в результате чего образуется бром; это приводит к появлению окраски у прежде бесцветного раствора:
Cl 2 (газ.) 2Br
(водн.) → 2Cl 
(водн.) Br 2 (водн.)
   Таким образом, можно убедиться, что хлор более сильный окислитель, чем бром. Точно так же, если смешать раствор иодида калия с бромом, образуется черный осадок из твердого иода. Это означает, что бром окисляет иодидионы:
Br 2 (газ.) 2I
(водн.) → 2Br
I 2 (тв.)
   Обе описанные реакции являются примерами реакций вытеснения (замещения). В каждом случае более реакционноспособный, то есть являющийся более сильным окислителем, галоген вытесняет из раствора менее реакционноспособный галоген.
  
Окисление металлов.
Галогены легко окисляют металлы. Фтор легко окисляет все металлы, исключая золото и серебро. Мы уже упоминали о том, что хлор окисляет натрий, образуя с ним хлорид натрия. Приведем еще один пример: когда поток газообразного хлора пропускают над поверхностью нагретых железных опилок, образуется хлорид железа (III), твердое коричневое вещество:
2Fe (тв.) 3Cl 2 (газ.) → 2FeCl 3 (тв.)
   Даже иод способен, хотя и медленно, окислять металлы, расположенные в электрохимическом ряду ниже его. Легкость окисления металлов различными галогенами уменьшается при перемещении к нижней части VII группы. В этом можно убедиться, сравнивая энергии образования галогенидов из исходных элементов. В табл. 4 указаны стандартные энтальпии образования галогенидов натрия в порядке перемещения к нижней части группы.
  
Окисление неметаллов.
За исключением
азота
и большинства благородных газов, фтор окисляет все остальные неметаллы. Хлор реагирует с фосфором и серой.
Углерод , азот и
кислород
не вступают в реакции непосредственно с хлором, бромом или иодом. Об относительной реакционной способности галогенов к неметаллам можно судить, сравнивая их реакции с водородом (табл. 5).
  
Окисление углеводородов.
При определенных условиях галогены окисляют углеводороды. Например, хлор полностью отщепляет водород от молекулы скипидара:
C 10 H 16 (жид.) 8Cl 2 (газ.) → 10С 16HCl
   Окисление ацетилена может протекать со взрывом:
C 2 H 2 Cl 2  → 2C 2HCl
Таблица 5. Реакции галогенов с водородом.
Реакция
Характер и условия протекания
 H 2 F 2 → 2HF
 Протекает со взрывом
 H 2 Cl 2 → 2HCl
 Протекает со взрывом на свету, но медленно в темноте
 H 2 Br 2 → 2HBr
 Протекает только при нагревании и в присутствии катализатора
 H 2 I 2 → 2HI
 Протекает медленно даже при нагревании
   Реакции с водой и щелочами.
Фтор реагирует с холодной водой, образуя фтороводород и кислород:
2F 2 2H 2 O ↔ 2HF O 2
   Хлор медленно растворяется в воде, образуя хлорную воду. Хлорная вода имеет небольшую кислотность вследствие того, что в ней происходит диспропорционирование хлора с образованием соляной кислоты и хлорноватистой кислоты:
2Cl 2 2H 2 O → 2HCl 2HClO
   Бром и иод диспропорционируют в воде аналогичным образом, но степень диспропорционирования в воде уменьшается от хлора к иоду.
   Хлор, бром и иод диспропорционируют также в щелочах. Например, в холодной разбавленной щелочи бром диспропорционирует на бромидионы и гипобромитионы (бромат (I)ионы):
Br 2 2OH
(водн.) → Br
(водн.) BrO
(водн.) H 2 O
   При взаимодействии брома с горячими концентрированными щелочами диспропор­ционирование протекает дальше:
3BrO
(водн.) → 2Br
(водн.) BrO 3

(водн.)
   Иодат (I), или гипоиодитион, неустойчив даже в холодных разбавленных щелочах. Он самопроизвольно диспропорционирует с образованием иодидиона и иодат(V)иона.
   Реакция фтора со щелочами, как и его реакция с водой, не похожа на аналогичные реакции других галогенов. В холодной разбавленной щелочи протекает следующая реакция:
2OH
(водн.) 2F 2  → 2F
(водн.) F 2 O (газ.) H 2 O
   В горячей концентрированной щелочи реакция с фтором протекает так:
2F 2 4OH
(водн.) → 4F

(водн.) O 2 2H 2 O
   Анализ на галогены и с участием галогенов.
Качественный и количественный анализ на галогены обычно выполняется с помощью раствора нитрата серебра. Например
Ag
Br   → AgBr (тв.)
   Для качественного и количественного определения иода может использоваться раствор крахмала. Поскольку иод очень мало растворим в воде, его обычно анализируют в присутствии иодида калия. Так поступают по той причине, что иод образует с иодидионом растворимый трииодидный ион I 3
:
I 2 (водн.) I 
(водн.) ↔ I 3

(водн.)
Растворы иода с иодидами используются для аналитического определения различных восстановителей, например тиосульфат (VI)ионов, а также некоторых окислителей, например манганат(VII)ионов. Окислители смещают указанное выше равновесие влево, высвобождая иод. Иод затем титруют тиосульфатом (VI).
Полужирный Наклонный текст Подчёркнутый текст Зачёркнутый текст | Выравнивание по левому краю По центру Выравнивание по правому краю | Вставка смайликов Выбор цвета | Скрытый текст Вставка цитаты Преобразовать выбранный текст из транслитерации в кириллицу Вставка спойлера
Введите код с картинки:*
Кликните на изображение чтобы обновить код, если он неразборчив
Авторизация