Галогены

Характеристики частей VII A группы.

Характеристики

9F

17Cl

35Br

53I

85At

Атомная масса

18,998

35,453

79,909

126,904

[210]

Электрическая конфигурация*

0,071

0,99

0,114

0,133

-

0,133

0,181

0,196

0,220

0,230

Энергия ионизации

17,43

13,01

11,84

10,45

9,50

Относительная электроотри-
цательность

4,00

3,00

2,80

2,60

2,20

Вероятные степени окисления

-1

-1, +1, +3, +5, +7

кларк, ат.%

(распространненость в природе)

0,02

0,02

3*10-5

4*10-6

следы

Агрегатное состояние

(н. у.), цвет

газ

сетло-зеленый

газ

желто-зеленый

жидкость

красно-коричневая

тв. вещество

черно-фиолетовое

тв. вещество

-223

-100,98

-7,2

311,5

227

-187

-34,5

58,75

184,5

317

Плотность

1,108 ж.

1,57 ж.

3,187

4,942

-

Стандартный электродный потенциал

2,87

1,36

1,07

0,54

-

*Приведены конфигурации Галогены наружных электрических уровней атомов соответственных частей. Конфигурации других электрических уровней совпадают с такими для великодушных газов, оканчивающих предшествующий период и обозначенных в скобках.

Электрические конфигурации наружного валентного слоя галогенов относятся к типу Галогены ns2np5 (n == 2, 3, 4 и 5 соответственно у фтора, хлора, брома и иода). Такие электрические конфигурации обусловливают обычные окислительные характеристики галогенов — способностью присоединять электроны владеют все галогены, хотя при переходе к иоду Галогены окислительная способность галогенов ослабляется.

При обыденных критериях галогены есть в виде обычных веществ, состоящих из двухатомных молекул типа Hal2 с ковалентными связями.

Физические характеристики галогенов значительно различаются: при обычных критериях фтор — газ Галогены, который тяжело сжижается, хлор — также газ, но сжижается просто, бром — жидкость, иод — жесткое вещество.

Хим характеристики. В отличие от всех других галогенов фтор во всех собственных соединениях проявляет только одну степень окисления 1- и не проявляет Галогены переменной валентности. Для других галогенов более соответствующей степенью окисления также является 1-, но, благодаря наличию свободных d-орбиталей на наружном уровне они могут проявлять и другие нечетные степени окисления от 1+ до 7+ за счет Галогены частичного либо полного распаривания валентных электронов.

Большей активностью обладает фтор. Большая часть металлов даже при комнатной температуре зажигается в его атмосфере, выделяя огромное количество теплоты, к примеру:

Без нагревания фтор реагирует Галогены и со многими неметаллами (водородом, S, С, Si, P), выделяя при всем этом также огромное количество теплоты:

При нагревании фтор окисляет все другие галогены по схеме:

где Hal = Cl, Br, I, при Галогены этом в соединениях HalF степени окисления хлора, брома и иода равны 1+.

В конце концов, при облучении фтор реагирует даже с инертными газами:

Взаимодействие фтора со сложными субстанциями также протекает очень энергично. Он окисляет Галогены воду, при всем этом реакция носит взрывной нрав:

Свободный хлор также очень реакционноспособен, хотя его активность и меньше, чем у фтора. Он конкретно реагирует со всеми ординарными субстанциями, кроме кислорода, азота и Галогены великодушных газов, к примеру:

Для этих реакций, как и для всех других, очень важны условия их протекания. Так, при комнатной температуре хлор с водородом не реагирует; при нагревании эта Галогены реакция протекает, но оказывается очень обратимой, а при массивном облучении протекает необратимо (со взрывом) по цепному механизму.

Хлор вступает в реакции со многими сложными субстанциями, к примеру замещения и присоединения с углеводородами:

Хлор способен при Галогены нагревании теснить бром либо иод из их соединений с водородом либо металлами:

также обратимо реагирует с водой:

Хлор, растворяясь в воде и отчасти реагируя с ней, как это показано выше Галогены, образует сбалансированную смесь веществ, именуемую хлорной водой.

Хлор в левой части последнего уравнения имеет степень окисления 0. В итоге реакции у одних атомов хлора степень окисления стала 1- (в НС1), у других 1+ (в хлорноватистой кислоте Галогены НОС1). Такая реакция — пример реакции самоокисления-самовосстановления, илидиспропорционирования.

Хлор может таким же образом реагировать (диспропорционировать) со щелочами.

Хим активность брома меньше, чем фтора и хлора, но все таки довольно велика Галогены в связи с тем, что бром обычно употребляют в водянистом состоянии и потому его начальные концентрации при иных равных критериях больше, чем у хлора. Являясь более “мягеньким” реагентом, бром находит обширное применение Галогены в органической химии.

Отметим, что бром, так же как и хлор, растворяется в воде и, отчасти реагируя с ней, образует так именуемую “бромную воду”, тогда как иод фактически в воде нерастворим Галогены и не способен ее окислять даже при нагревании; по этой причине не существует “йодной воды”.

Получение галогенов. Более всераспространенным технологическим способом получения фтора и хлора является электролиз расплавов их солей Галогены. Бром и иод в индустрии, обычно, получают хим методом.

В лаборатории хлор получают действием разных окислителей на соляную кислоту, к примеру:

Еще больше отлично окисление проводится перманганатом калия.

Галогеноводороды Галогены. Все галогеноводороды при обыденных критериях газообразны. Хим связь, осуществляемая в их молекулах, — ковалентная полярная, при этом полярность связи в ряду HF — НС1 — HBr — HI падает. Крепкость связи также миниатюризируется в этом ряду. Вследствие Галогены собственной полярности все галогеноводороды, в отличие от галогенов, отлично растворимы в воде. Так, при комнатной температуре в 1 объеме воды можно растворить около 400 объемов НСl, 530 объемов HBr и около 400 объемов HI.

При растворении Галогены галогеноводородов в воде происходит их диссоциация на ионы и образуются смеси соответственных галогеноводородных кислот. При этом при растворении HI, HBr и НС1 диссоциируют практически стопроцентно, потому образующиеся кислоты относятся к числу сильных Галогены. В отличие от их фтороводородная (плавиковая) кислота является слабенькой. Это разъясняется ассоциацией молекул HF вследствие появления меж ними водородных связей. Таким макаром, сила кислот миниатюризируется от HI к НF.

Так как Галогены отрицательные ионы галогеноводородных кислот могут проявлять только восстановительные характеристики, то при содействии этих кислот с металлами окисление последних может происходить только за счет ионов Н+. Потому кислоты HHal реагируют только с металлами, стоящими Галогены в ряду напряжений левее водорода.

Все галогениды металлов, кроме солей Ag и РЬ, отлично растворимы в воде. Малая растворимость галогенидов серебра позволяет использовать обменную реакцию типа

как доброкачественную для обнаружения соответственных ионов. В итоге Галогены реакции AgCl выпадает в виде осадка белоснежного цвета, AgBr —желтовато-белого, AgI — ярко-желтого цвета.

В отличие от других галогеноводородных кислот плавиковая кислота ведет взаимодействие с оксидом кремния (IV):

Потому что оксид Галогены кремния заходит в состав стекла, то плавиковая кислота разъедает стекло, и потому в лабораториях ее хранят в сосудах из целофана либо тефлона.

Кислородсодержащие соединения галогенов. Все галогены, не считая фтора, могут создавать соединения Галогены, в каких они владеют положительной степенью окисления. Более необходимыми из таких соединений являются кислородсодержащие кислоты галогенов типа НСlOn (n = 1— 4) и надлежащие им соли и ангидриды.

Разглядим структурные формулы этих кислот:


Хлорноватистая


Хлористая


Хлорноватая


Хлорная

Для диссоциации Галогены по кислотному типу нужен разрыв связи О—Н. Как можно разъяснить уменьшение прочности этой связи в ряду НСlO — HClO2 — НClO3 — НClO4? В этом ряду возрастает число атомов кислорода, связанных Галогены с центральным атомом хлора. Всякий раз, когда появляется новенькая связь кислорода с хлором, от атома хлора, а как следует, и от первичной связи О—С1 оттягивается некая толика электрической плотности. В итоге этого часть Галогены электрической плотности оттягивается и от связи О—Н, которая из-за этого ослабляется.

Такая закономерность — усиление кислотных параметров с возрастанием степени окисления центрального атома — свойственна не только лишь для хлора, да Галогены и для других частей. К примеру, азотная кислота HNO3, в какой степень окисления азота равна 5+, является более сильной кислотой, чем азотистая кислота HNO2 (степень окисления азота 3+); серная кислота H2SO4 (S6+) — более Галогены мощная, чем сернистая кислота Н2SО3 (S4+).

Из солей кислородсодержащих кислот хлора наибольшее значение имеют бертолетова соль (хлорат калия) КсlO3 и хлорная (“белильная”) известь. В лабораторной практике КClO3 обширно употребляется для Галогены получения О2 (в присутствии MnO2 в качестве катализатора).

Хлорную известь получают действием хлора на гидроксид кальция (“гашеную известь”):

Получаемую смесь именуют хлорной известью. Если формально просуммировать состав хлорной извести Галогены, то его можно выразить как CaOCl2. Таким макаром, хлорная известь представляет собой смешанную соль — хлорид-гипохлорит кальция.

Галогениды. Хлорид натрия (другие наименования: каменная соль, поваренная соль, галит) NaCl является приправой к Галогены еде, служит сырьем для получения гидроксида натрия, хлора, соляной кислоты, соды и др.; употребляется для консервирования пищевых товаров. Хлорид калия КСl — ценное калийное удобрение. Хлорид цинка ZnCl2 употребляется для пропитки древесной породы в Галогены целях предохранения от тления; применяется также при паянии для смачивания поверхности металла (избавляет пленку оксида и припой отлично пристает к металлу); известны кристаллогидратыZnCl2 Ч nН2О. Хлорид бария BaCl2 — ядовитое вещество, используемое Галогены для борьбы с вредителями сельского хозяйства (свекловичным долгоносиком, луговым мотыльком и др.). Хлорид кальция CaCl2 (безводный) — обширно применяется для осушки газов (при всем этом появляется кристаллогидрат соли СаСl2 Ч 6Н2O) и Галогены в медицине. Хлорид алюминия АlCl3 (безводный) нередко употребляется как катализатор при органических синтезах. Хлорид ртути (II), либо сулема, HgCl2 — сильный яд; очень разбавленные смеси соли используются как сильнодействующее дезинфицирующее средство; употребляется Галогены также для протравливания семян, дубления кожи, в органическом синтезе. Хлорид серебра AgCl — плохорастворимая соль, употребляется в фото.


galina-viktorovna-konstantinova.html
galkin-dv-tehno-logika-novih-media-k-probleme-genezisa-cifrovoj-kulturi.html
gallyucinatornie-i-bredovie-sindromi.html