Галогени

Галогены.

Усі знають, що фтор вводять у склад зубної пасти, а хлором дезінфікують води плавальних басейнах. Бром застосовують у ролі заспокійливого кошти, а спиртової розчин йоду як антисептичний засіб. Фтор, хлор, бром і йод утворюють сімейство галогенів. Галогены ставляться до неметаллическим елементам. Вони входить у VII групу періодичної системи (див. рис.).

О походження назв галогенов.

Назви всіх галогенів, крім фтору, походить від грецьких слов:

|Название |Вихідний слово |Значення | |Галоген |галс (грецьк.) |Сіль | | |ген (грецьк.) |Утворює | |Фтор |флуо (латів.) |Текти, текучий (у старовину мінерал польовий | | | |шпат CaF, використовували у металургії в | | | |ролі флюсу щоб надати легкоплавкости| | | |шлакам) | |Хлор |хлорос (грецьк.) |Зеленувато-жовтий | |Бром |бромос (грецьк.) |Смердючий | |Йод |иодес (грецьк.) |Фіолетовий | |Астат |астатос (грецьк.) |Хитливий |.

Склад «ген» як приставки або суфікса входить в численні наукові терміни, наприклад, у слова генератор і антиген. Звичайно означає зріст чи освіту чогось. Отже, слово галоген (гало + ген) означає «утворюючий соль».

ЕЛЕКТРОННА СТРУКТУРА АТОМІВ ГАЛОГЕНОВ.

Атоми всіх галогенів мають у зовнішній оболонці сім електронів. Вони легко приєднують іще одна електрон, створюючи галогенидные іони. Галогенидіон має стійкий октет електронів. Галогены характеризуються високої электроотрицательностью і реакційної здатністю і у вільному вигляді невідомі у природі. Проте галогенид-ионы поширені в природе.

[pic].

Галогены у вільному вигляді перебувають у формі двухатомных молекул. Атоми у тих молекулах пов’язані між собою простий ковалентної зв’язком. Кожна така зв’язок утворюється внаслідок усуспільнення пари електронів — за одним від кожної атома:

У табл. 1 наведено деякі даних про структурі атомів і молекул галогенів. Зазначимо те що, що атомні та іонні радіуси галогенів, і навіть довжини зв’язку у тому молекулах послідовно зростають при переміщенні до частині групи. Проте енергії дисоціації зв’язку й, отже, міцність зв’язку в молекулах галогенів у своїй, навпаки, зменшуються. Винятком цьому плані є лише фтор. Невелика міцність зв’язку фтору, очевидно, обумовлена занадто наближеної розташуванням атомів у його молекулі. Це спричиняє сильному отталкиванию між несвязывающими електронами, що викликає ослаблення связи.

Таблиця 1. Електронна будова й властивості галогенов.

|Хлор |17 |2.8.7 |Зs23p5 |0,099 |0,181 |0,200 |242 | |Бром |35 |2.8.18.7 |4s24р5 |0,114 |0,195 |0,229 |193 | |Йод |53 |2.8.18.18.7 |5s25р5 |0,133 |0,216 |0,266 |151 |.

ЛАБОРАТОРНІ МЕТОДИ ОДЕРЖАННЯ ГАЛОГЕНОВ.

Хлор. Хлор можна отримати лабораторних умовах окисленням концентрованої соляної кислоти манганатом (VII) калия:

[pic].

Вирізняється хлор пропускають з водою, щоб видалити сліди хлороводородов, та був через концентровану сірчану кислоту, щоб осушити його. Отриманий хлор складають у перевернутому посудині, із якої він витісняє воздух.

Інший спосіб лабораторного отримання хлору грунтується на реакції між відбілюючим порошком (гипохлоритом кальцію) і розведеною соляної кислотой:

[pic].

Бром. Для отримання брому в лабораторних умовах додають оксид марган-Ha (IV) до суміші концентрованої сірчаної кислоти з бромидом калію. Бромоводород-ная кислота, обоазуюшаяся в оеакции між сеоной кислотою і бромидом калия:

[pic] окислюється оксидом марганца (IV).

[pic].

Бром відділяють від реакційної суміші перегонкой.

Йод. Йод отримують у той спосіб, як і бром, лише замість бромида калію використовується йодид калію. Отриманий йод відділяють від реакційної суміші возгонкой.

ФИЗИЧЕСКИЕ І БІОЛОГІЧНІ СВОЙСТВА.

Усі галогены — токсичні вещества.

Отруєння хлором. Рідкий хлор спричиняє істотні опіки шкіри. Газоподібний хлор надає сильне дражливе дію, особливо у очі й дихальну систему. Він реагує із жовтою водою, котра міститься у власних очах, легень і слизових оболонках органів дихання, створюючи соляну кислоту і хлорноватистую кислоту (див. нижче «Реакції з і лугами»). Симптоми отруєння хлором є печіння очей органів дихання, безперервний кашель й у важких випадках, кривава мокроту. У легких, отруєних хлором, може розвиватися бронхіальна пневмонія. Гранично допустима концентрація хлору повітря становить 0,005 мг/дм3. Рівень 0,2 мг/дм3 вважається небезпечним, а концентрація 2 мг/дм3 може викликати швидку смерть. Проте випадки отруєння хлором із летальним кінцем в аварійної обстановці нечасті, оскільки людей, надышавшихся цим газом, зазвичай вдається вчасно видалити з отруєної зоны.

Галогены мають характерний різкий запах, добре знайомий тим, хто відвідує плавальні бассейны.

Усі галогены мають велику летючість. Вона пояснюється лише тим, що й молекули утримуються разом лише слабкими вандерваальсовыми силами. Хоча вандерваальсовы сили поступово зростають при переміщенні до частині групи галогенів, вони дуже слабкими навіть у кристалах йоду, які тому легко возгоняются при нагріванні. У цьому утворюються фіолетові пари йоду. Температури плавлення і кипіння галогенів зазначені у табл. 2.

Таблиця 2. Фізичні властивості галогенів |Элемен|Температура |Температура |Агрегатний стан і зовнішній вигляд | |т |плавлення, °З |кипіння, °З |при 20° С | |Фтор |-220 |-188 |Блідо-жовтий газ | |Хлор |-101 |-34 |Жовто-зелений газ | |Бром |-7 |58 |Коричнева рідина з такими тяжкими | | | | |коричневими парами | |Йод |114 |183 |Блискучі сіро-чорні кристали |.

Усі галогены — забарвлені речовини. Інтенсивність їх забарвлення зростає принаймні переміщення до частині группы.

Галогены мають невеличкий розчинність у питній воді. Розчин хлору в воді називається хлорним водою. Галогены добре розчиняються в органічних розчинниках, створюючи забарвлені розчини. Наприклад, хлор розчиняється в тетрахлоро-метане, створюючи жовтий розчин, бром утворює червоний розчин, а иод-фиолетовый.

РЕАКЦИОННАЯ ЗДАТНІСТЬ ГАЛОГЕНОВ.

Галогены є найбільш реакционноспособную групу елементів в періодичної системі. Вони складаються з молекул з дуже низькими енергіями дисоціації зв’язку (див. табл. 1), які атоми мають у зовнішній оболонці сім електронів і тому электроотрицательны. Фтор-наиболее електронегативний і найбільш реакционноспособный неметаллический елемент в періодичної системі. Реакційна здатність галогенів поступово зменшується при переміщенні до частині групи. У наступному розділі розглянуть здатність галогенів окисляти метали і неметаллы і показано, як здатність зменшується у бік від фтору до иоду.

ГАЛОГЕНЫ ЯК ОКИСЛИТЕЛИ.

При пропущенні газоподібного сірководню через хлорну воду відбувається осадження сірки. Реакція протікає по уравнению.

[pic].

У цьому реакції хлор окисляє сірководень, відбираючи в нього водень. Хлор окисляє також залізо (II) до заліза (III). Наприклад, якщо перемішувати струшуванням хлор з водним розчином сульфату заліза (II), утворюється сульфат заліза (III):

[pic].

Боротьба, що у своїй окислювальна полуреакция описується уравнением.

[pic].

Як іншого прикладу окисного дії хлору наведемо синтез хлориду натрію під час спалювання натрію в хлоре:

[pic].

У цьому реакції відбувається окислювання натрію, оскільки з атом натрію втрачає електрон, створюючи іон натрия:

[pic].

Хлор приєднує ці електрони, створюючи хлорид-ионы:

[pic].

Таблиця 3. Стандартні электродные потенціали галогенів |Електродна реакція |Стандартний | | |електродний | | |потенціал Є(,| | |У | |F2 (г.)+2e-(2F- |+2,87 | |(водн.) | | |Cl2 (г.)+2e-(2Cl- |+1,36 | |(водн.) | | |Br2 (ж.)+2e-(2Br- |+1,09 | |(водн.) | | |I2 (тв.)+2e-(2I- |+0,54 | |(водн.) | |.

Таблиця 4. Стандартні энтальпии освіти галогенидов натрію |Галогенид |Стандартна энтальпия | | |освіти, (((обр, m, | | |кДж/моль | |NaF |-573 | |NaCl |-414 | |NaBr |-361 | |Nal |-288 |.

Окислювачами є всі галогены, їх фтор-самый сильний окислювач. У табл. 3 вказані стандартні электродные потенціали галогенів. З цієї таблиці видно, що окислювальна здатність галогенів поступово зменшується у напрямку частині групи. Цю закономірність можна продемонструвати, додаючи розчин бромида калію у судину з газоподібним хлором. Хлор окисляє бромид-ионы, у результаті утворюється бром; це призводить до появи забарвлення у колись безбарвного раствора:

[pic].

Отже, можна переконатися, що хлор сильніший окислювач, ніж бром. Так само, якщо змішати розчин иодида калію з бромом, утворюється чорний осад з твердого йоду. Це означає, що бром окисляє иодид-ионы:

[pic].

Обидві описані реакції є взірцями реакцій витіснення (заміщення). У кожній оказії більш реакционноспособный, тобто є сильнішим окислювачем, галоген витісняє з розчину менш реакционноспособный галоген.

Окислювання металів. Галогены легко окисляют метали. Фтор легко окисляє все метали, виключаючи золото і срібло. Ми згадували у тому, що хлор окисляє натрій, створюючи з нею хлорид натрію. Наведемо іще одна приклад: коли потік газоподібного хлору пропускають від поверхні нагрітих залізних тирси, утворюється хлорид заліза (III), тверде коричневе вещество:

[pic].

Навіть йод здатний, хоч і повільно, окисляти метали, які працюють у электрохимическом ряду нижче його. Легкість окислення металів різними галогенами зменшується при переміщенні до частині VII групи. У цьому вся можна переконатися, порівнюючи енергії освіти галогенидов із вихідних елементів. У табл. 4 вказані стандартні энтальпии освіти галогенидов натрію гаразд переміщення до частині группы.

Окислювання неметаллов. За винятком азоту та більшості шляхетних газів, фтор окисляє й інші неметаллы. Хлор реагує з фосфором і сірої. Вуглець, азот і кисень не входять у реакції безпосередньо з хлором, бромом чи иодом. Про відносної реакційної здібності галогенів до неметаллам можна судити, порівнюючи їх реакції з воднем (табл. 5).

Окислювання вуглеводнів. При певних умов галогены окисляют вуглеводні. Наприклад, хлор повністю отщепляет водень від молекули скипидара:

[pic].

Окислювання ацетилену може протікати зі взрывом:

[pic].

Таблиця 5. Реакції галогенів з воднем |Реакція |Характер й умови перебігу | |Н2(г.)+F2(г.) (2НF (р.) |Відбувається з вибухом | |Н2(г.)+Сl2(г.) (2НСl (р.) |Відбувається з вибухом на світу, але повільно в | | |темряві | |Н2(г.)+Вr2(г.) (2НВr (р.) |Відбувається лише за нагріванні й у | | |присутності каталізатора | |Н2(г.)+I2(г.) (2НI (р.) |Відбувається повільно навіть за нагріванні |.

Реакції з і щелочами.

Фтор реагує з «холодною водою, створюючи фтороводород і кислород:

[pic].

Хлор повільно розчиняється у питній воді, створюючи хлорну воду. Хлорне вода має невелику кислотність через те, що відбувається диспропорционирование хлору із заснуванням соляної кислоти і хлорнуватистої кислоты:

[pic].

Бром і йод диспропорционируют у питній воді аналогічно, але ступінь диспропорционирования у питній воді зменшується від хлору до иоду.

Хлор, бром і йод диспропорционируют й у лугах. Наприклад, в холодної розведеною луги бром диспропорционирует на бромид-ионы і гипобромит-ионы (бромат (I)-ионы):

[pic].

При взаємодії брому з палкими концентрованими лугами диспропорционирование протікає дальше:

[pic].

Иодат (I), чи гипоиодит-ион, хисткий навіть у холодних розбавлених лугах. Він спонтанно диспропорционирует із заснуванням иодид-иона і иодат (V)-иона.

Реакція фтору зі лугами, як і реакція із жовтою водою, не справляє враження аналогічні реакції інших галогенів. У холодної розведеною луги протікає наступна реакция:

[pic].

У гарячої концентрованої луги реакція з фтором протікає так:

[pic].

Анализ на галогены і з участю галогенов.

Якісний і кількісний аналіз на галогены зазвичай виконується з допомогою оаствора нітрату срібла. Например

[pic].

Для якісного і кількісного визначення йоду може використовуватися розчин крохмалю. Оскільки йод обмаль розчинний у питній воді, його зазвичай аналізують у присутності иодида калію. Так надходять у тій причини, що йод утворює з иодид-ионом розчинну трииодидный іон I3-:

[pic].

Розчини йоду з иодидами йдуть на аналітичного визначення різних відновлювачів, наприклад тіосульфат (VI)-ионов, і навіть деяких окислювачів, наприклад манганат (VII)-ионов. Окислювачі зміщують зазначена вище рівновагу вліво, звільняючи йод. Йод потім титруют тиосульфатом (VI).

———————————- Ковчегин Ігор 10б.

Москва, 2001 год.

Становище галогенів в періодичної системе.

———————————- [pic].

[pic].