Cl 2 + 2KI = I 2 + 2KCl

Моларна маса на йод, изчислена с помощта на таблицата на химичните елементи от D.I. Менделеев, равно на – 254 g/mol. Нека намерим количеството образуван йод:

v(I 2) = m(I 2)/M(I 2)

В, открит през 1940 г
Електронни конфигурации на халогени: F - 1 с 2 2с 2 2стр 5 ; Cl - 1 с 2 2с 2 2стр 6 3с 2 3стр 5 ; Br - 1 с 2 2с 2 2стр 6 3с 2 3стр 6 3д 10 4с 2 4стр 5 ; аз - 1 с 2 с 2 2стр 6 3с 2 3стр 6 3д 10 4с 2 4стр 6 4д 10 5с 2 5стр 5 .

Разпределението на електронните орбитали във външния електронен слой на всички халогени е от един и същи тип

Те имат много общо в структурата на атомите и молекулите. Завършват строителството Р-обвивки на външния слой, така че всички те принадлежат към броя на p-елементите. На външния електронен слой на халогенните атоми му липсва един електрон за завършване, така че електроотрицателността на тези елементи е изразена и в редокс реакциите те се държат главно като окислители.
Халогенните молекули се състоят от два атома (F2, Cl2, Br2, l2), свързани помежду си чрез ковалентни връзки. неполярна връзка. Една обща електронна двойка се появява между атомите в халогенните молекули. Това показва, че в простите вещества тези елементи са едновалентни. Кристална решетка от молекулен тип халогени.
Атомите на различните халогени се различават по броя на електронните слоеве и следователно радиусите на халогенните атоми са различни (Таблица 11). С увеличаване на ядрените заряди радиусите на атомите се увеличават, което води до постепенно намаляване на стойността на електроотрицателността от флуор до йод и намаляване на неметалните свойства. Най-ясно изразеният неметал сред халогените е флуорът, най-малко светлият е .

■ 1. Как се променя атомният радиус в зависимост от увеличаването на заряда на атомното ядро?
2. Какъв тип халогенни молекули има?
3. Какъв тип кристална решетка имат халогените?
4. Какво е съдържанието на халоген в свободно състояние?
5. Защо по време на образуването на халогенна молекула между атомите се появява само една електронна двойка?
6. Как се променя стойността на електроотрицателността с увеличаване на атомните радиуси?

Физични свойства на халогените

Всички свойства на халогените, както физични, така и химични, зависят от структурата на атомите на елемента. Тези свойства на различните халогени са до голяма степен сходни, но в същото време всеки халоген има редица характеристики.
Флуор- светлозелен газ с изключително токсични свойства. Точката на кипене на флуора е -188 °, температурата на втвърдяване е -218 °. Плътност 1,11 g/cm.
- жълто-зелен газ. Освен това е отровен и има остра, задушлива и неприятна миризма. Хлорът е по-тежък от въздуха и се разтваря относително добре във вода (за 1 обем вода, 2 обема хлор), образувайки хлорна вода; Cl2agi се превръща в течност при температура -34° и се втвърдява при -101°. Плътност 1.568 g/cm3..
-единственият течен неметал. Това вещество е червено-кафяво на цвят, тежко, летливо. Съдът, съдържащ бром, винаги е оцветен в червено-кафяво от неговите пари.
Бромът има силна неприятна миризма („бром“ в превод на руски означава „зловонен“). Разтваря се слабо във вода, образувайки бромна вода Br2aq. Бромът се разтваря много по-добре в органични разтворители - бензен, толуен, хлороформ.
Ако добавите малко количество бензен към бромната вода и я разклатите добре, след като течностите се разделят, ще забележите как цветът на бромната вода изчезва и бензолът, който се е събрал на върха, се оцветява в ярко оранжево от разтворен бром. Това се обяснява с факта, че бензенът извлича бром от водата поради по-добрата си разтворимост в бензен.
Съхранявайте брома в бутилки със смлени тапи и смлени капачки. Гумените запушалки не са подходящи за работа с бром, както и за работа с хлор, тъй като бързо корозират. Бромът е много по-тежък от водата (плътност 3,12 g/cm3). Точката на кипене на брома е 63 °, температурата на втвърдяване е -7,3 °.
- кристално вещество, тъмно сиво на цвят, в пари - виолетово. Плътността на йода е 4,93 g / cm3, точка на топене 113 °, точка на кипене 184 °. Не е възможно да се доведе до топене, още по-малко до кипене, при нормални условия, тъй като дори при слабо нагряване той веднага се превръща от твърдо състояние в пара и сублимира. Преходът от твърдо към газообразно състояние, заобикаляйки течното състояние и обратно, се нарича сублимация. Това свойство е характерно не само за йода, но и за някои други вещества. Удобно е да се използва за пречистване на вещества от примеси.
Йодът е слабо разтворим във вода. Цветът на йодната вода I2aq винаги е светложълт. Но се разтваря перфектно в алкохол. Това се използва за приготвяне на 5-10% разтвор на йод в алкохол, наречен йодна тинктура. Йодът също се разтваря в бензен, толуен, етер, въглероден дисулфид и други органични разтворители. Интересното е, че йодът се разтваря много добре в разтвор на собствените си соли, например в калиев йодид. Този разтвор, наречен разтвор на Лугол, се използва широко в клиничните лаборатории.
Ако добавите малко бензен към йодна вода I2aq, при разклащане на повърхността също се образува оцветен цвят. бензенов пръстен, но само червено.

■ 7. Как се променя интензивността на цвета на халогените с увеличаване на ядрените заряди?
8. Как се наричат ​​разтворите на хлор, бром и йод във вода?
9. Как се променя плътността на халогените с увеличаване на ядрените заряди?

10. Съставете и попълнете таблицата „Физични свойства на халогените“ по следния модел:
11. Как да обясним ниските точки на топене и кипене на халогените от гледна точка на структурата на кристалната решетка?
12. Каква е относителната плътност на флуора и хлора спрямо въздуха и водорода? Ако не знаете какво е относителната плътност на газовете, как се определя и как да я използвате в изчисленията, вижте Приложение II, страница 387. Тогава ще можете да отговорите на въпроса.
13. Какъв обем ще заемат 20 kg хлор при нормални условия? Ако сте забравили как да изчислите обема на газа при нормални условия, вижте.

Физиологичен ефект на халогените

Всички те са отровни по своите физиологични ефекти. Флуорът е особено токсичен: при вдишване в малки количества причинява белодробен оток, в големи количества причинява разрушаване на белодробната тъкан и смърт.
хлор- също много токсично вещество, макар и в малко по-малка степен. По време на Първата световна война е бил използван като бойно химическо вещество, тъй като е по-тежък от въздуха и се държи добре над земята, особено при тихо време. Максимално допустимата концентрация на свободен хлор във въздуха е 0,001 mg/l.
Хроничното отравяне с хлор причинява промени в тена, белодробни и бронхиални заболявания. В случай на отравяне с хлор, като противоотрова трябва да се използва смес от алкохолни пари с етер, както и водни пари, смесени с амоняк, и е необходимо първо да се изведе жертвата на чист въздух.
В малки количества хлорът може да лекува заболявания на горните дихателни пътища, тъй като има пагубен ефект върху бактериите. Поради дезинфекционния си ефект хлорът се използва за дезинфекция на чешмяна вода.
Бромните пари причиняват задушаване. Течният бром също е отровен, причинявайки тежки изгаряния, ако влезе в контакт с кожата. Препоръчва се бромът да се прелива от един съд в друг, като се използват гумени ръкавици и с теглене.
В случай на контакт с кожата, бромът трябва да се измие с органичен разтворител - бензол или тетрахлорид, като засегнатата област се избърше с памучна вата, напоена с тези разтворители. Когато бромът се измие с вода, често е невъзможно да се избегнат изгаряния.

йодНай-малко токсичният от всички халогени. Вдишването на йодни пари, когато се нагрява, може да причини отравяне, но рядко се работи с парообразен йод, например, когато се пречиства чрез сублимация. Кристалният йод не трябва да се взема с ръце, тъй като при контакт с кожата се появяват характерни жълти петна. Всички работи с халогени трябва да се извършват в аспиратор.
Халогените обаче са жизненоважни елементи. Хлор във формата трапезна солПостоянно се използва в храната, а също така е част от зелените растения - хлорофил. Липсата на флуорни съединения в питейната вода причинява кариес. Йодът е необходим за всички живи организми, както растения, така и животни. Участва в регулирането на метаболизма. В човешкото тяло йодът е концентриран главно в щитовидната жлеза и участва в образуването на нейния хормон. Липсата на йод причинява болезнени промени в щитовидната жлеза. За да се предотврати заболяване, йодът се добавя към храната в много малки количества, като се разреждат няколко капки йодна тинктура в чаша вода, но по-често под формата на натриев йодид и калиев йодид.

Запишете в тетрадката си мерките за безопасност при работа с халогени и първа помощ при отравяне.

Химични свойства на халогените

По естеството на техните химични свойства, както беше отбелязано по-горе, всички халогени са типични неметали със значителна електроотрицателност. Най-електроотрицателният елемент с най-голяма неметална активност е флуорът, най-малко активният е йодът.

Ориз. 21.Изгаряне на водород в хлор. 1- хлор 2-

Взаимодействие на халогени с прости вещества. Можете да проследите намаляването на химическата активност от флуор към хлор, като използвате примери за различни реакции. Особено интересно е взаимодействието на различни халогени с водорода. Техните условия на реакция са различни.
Така флуорът реагира експлозивно с водорода дори на тъмно. В този случай флуорът се образува съгласно уравнението.
H2 + F2 = 2HF

Флуоридът е най-трайното съединение сред водородните халиди.
Взаимодействието на хлор с водород протича експлозивно само на светлина:
Cl2+H2 = 2HCl
Ако запалите поток от водород в атмосфера на хлор, той ще гори тихо с безцветен пламък (фиг. 21).

С водорода бромът образува бромоводород.
Br2 + H2 = 2НВг
Процесът протича при ниска температура.
Йодът реагира с водород само при нагряване, за да образува йодоводород:
Н2 + I2 = 2НI
Това съединение обаче е много нестабилно и лесно се разлага с образуването на водород и йод. Във всички тези случаи халогените се държат като окислители. Водородните халогени образуват киселини, когато се разтварят във вода.

Халогените също проявяват окислителни свойства при взаимодействие с метали, което обикновено е много активно.
Флуорът реагира с почти всички метали. Лесно е да се проследи взаимодействието на хлора с металите. Много горят в хлор, например те се запалват спонтанно (фиг. 22). Други реагират с хлора при нагряване например (фиг. 23).
2Na + Cl2 = 2NaCl
Ако те могат да имат различни степени на окисление, тогава когато реагират с хлор, те обикновено показват най-високата.

Ориз. 22.

Например.
2Fe + 3Сl2 = 2FeCl3

Сu + Сl2 = СuСl2

Тук, в реакция с хлор, той проявява степен на окисление, равна на +3 - Fe +3 и равна на +2 - Cu +2. Във всички горепосочени случаи хлорът се държи като.

Химия на елементите

Неметали от VIIA подгрупа

Елементите от VIIA подгрупа са типични неметали с високо

електроотрицателност, те имат име на група - „халогени“.

Основни въпроси, засегнати в лекцията

Обща характеристика на неметалите от VIIA подгрупа. Електронна структура, най-важните характеристики на атомите. Най-характерните сте-

наказания за окисление. Характеристики на химията на халогените.

Прости вещества.

Естествени съединения.

Халогенни съединения

Халоводородни киселини и техните соли. Сол и флуороводородна киселина

слотове, разписка и приложение.

Халогенни комплекси.

Двоичен кислородни съединенияхалогени. Нестабилност прибл.

Редокс свойства на прости вещества и ко-

единства. Реакции на диспропорционалност. Диаграми на Латимер.

Химия на елементите от VIIA подгрупа

основни характеристики

VIIA-група се образува от р-елементи: флуор F, хлор

Cl, бром Br, йод I и астат At.

Общата формула за валентните електрони е ns 2 np 5.

Всички елементи от група VIIA са типични неметали.

за образуване на стабилна обвивка от осем електрона

кутии, затова иматима силна тенденция към

добавяне на електрон.

Всички елементи лесно се образуват прости еднозарядни

ny аниони G – .

Под формата на прости аниони елементи от група VIIA се намират в естествена вода и в кристали на естествени соли, например халит NaCl, силвит KCl, флуорит

CaF2.

Общо групово име на елементи VIIA-

група „халогени“, т.е. „раждащи соли“, се дължи на факта, че повечето от техните съединения с металите са пре-

съставлява типични соли(CaF2, NaCl, MgBr2, KI), ко-

които могат да бъдат получени чрез директно взаимодействие

взаимодействие на метал с халоген. Свободните халогени се получават от естествени соли, така че името „халогени“ също се превежда като „родени от соли“.

Минималната степен на окисление (–1) е най-стабилна

за всички халогени.

Някои характеристики на атомите на елементите от група VIIA са дадени в

Най-важните характеристики на атомите на елементи от група VIIA

Халогените имат висок електронен афинитет (максимум при

Cl) и много висока йонизационна енергия (максимум при F) и максимум

възможна електроотрицателност във всеки период. Флуорът е най-много

електроотрицателни на всички химични елементи.

Наличието на един несдвоен електрон в халогенните атоми определя

представлява обединяването на атомите в простите вещества в двуатомни молекули Г2.

За простите вещества най-характерните окислители са халогените

свойства, които са най-силни във F2 и отслабват при преминаване към I2.

Халогените се характеризират с най-голяма реактивност от всички неметални елементи. Флуорът, дори сред халогените, се откроява

има изключително висока активност.

Елементът от втория период, флуорът, се различава най-силно от другия

други елементи на подгрупата. Това е общ модел за всички неметали.

Флуорът, като най-електроотрицателният елемент, не показва секс

резидентни степени на окисление. Във всяка връзка, включително с ки-

кислород, флуорът е в степен на окисление (-1).

Всички други халогени показват положителни степени на окисление

leniya до максимум +7.

Най-характерните степени на окисление на халогените:

F: -1, 0;

Cl, Br, I: -1, 0, +1, +3, +5, +7.

Cl има известни оксиди, в които се намира в степени на окисление: +4 и +6.

Най-важните халогенни съединения, в положителни състояния,

Наказанията за окисляване са кислородсъдържащи киселини и техните соли.

Всички халогенни съединения в положителни степени на окисление са

са силни окислители.

ужасна степен на окисление.Диспропорционалността се насърчава от алкална среда.

Практическо приложение на прости вещества и кислородни съединения

Редукцията на халогените се дължи главно на техния окислителен ефект.

Най-широк практическа употребанамерете прости вещества Cl2

и F2. Най-голямо количествохлор и флуор се консумират в промишлеността

органичен синтез: в производството на пластмаси, хладилни агенти, разтворители,

пестициди, лекарства. Значителни количества хлор и йод се използват за получаване на метали и за тяхното рафиниране. Използва се и хлор

за избелване на целулоза, за дезинфекция пия водаи в производството

вода от белина и солна киселина. Солите на оксокиселините се използват при производството на експлозиви.

Киселините - солна и разтопена киселина - намират широко приложение в практиката.

Флуорът и хлорът са сред двадесетте най-често срещани елемента

там в природата има значително по-малко бром и йод. Всички халогени се срещат в природата в тяхното състояние на окисление(-1). Само йодът се среща под формата на сол KIO3,

който е включен като примес в чилийската селитра (KNO3).

Астатът е изкуствено произведен радиоактивен елемент (не съществува в природата). Нестабилността на At е отразена в името, което идва от гръцки. "astatos" - "нестабилен". Астатът е удобен излъчвател за лъчетерапия на ракови тумори.

Прости вещества

Простите вещества на халогените се образуват от двуатомни молекули G2.

В прости вещества, по време на прехода от F2 към I2 с увеличаване на броя на електроните

тронни слоеве и увеличаване на поляризуемостта на атомите, има увеличение

междумолекулно взаимодействие, което води до промяна в агрегатния ко-

стои при стандартни условия.

Флуорът (при нормални условия) е жълт газ, при –181o C се превръща в

течно състояние.

Хлорът е жълто-зелен газ, който се превръща в течност при –34o C. С цвят на ха-

Името Cl се свързва с него, идва от гръцкото „хлорос” – „жълт-

зелено". Рязко повишаване на точката на кипене на Cl2 в сравнение с F2,

показва повишено междумолекулно взаимодействие.

Бромът е тъмночервена, много летлива течност, кипи при 58,8o C.

името на елемента се свързва с острата неприятна миризма на газ и произлиза от

"bromos" - "вонящ".

Йод – тъмно лилави кристали, със слаб „металик“

бучки, които при нагряване лесно се сублимират, образувайки виолетови пари;

Точката на кипене на йода е 183 ° C. Името му идва от цвета на йодните пари -

"йодос" - "пурпурен".

Всички прости вещества имат остра миризма и са отровни.

Вдишването на техните пари предизвиква дразнене на лигавиците и дихателните органи, а при високи концентрации - задушаване. По време на Първата световна война хлорът е използван като отровно средство.

Флуорният газ и течният бром причиняват изгаряния на кожата. Работа с ха-

logens, трябва да се вземат предпазни мерки.

Тъй като простите вещества на халогените се образуват от неполярни молекули

охлаждат, те се разтварят добре в неполярни органични разтворители:

алкохол, бензен, тетрахлорид и др. Хлорът, бромът и йодът са слабо разтворими във вода; техните водни разтвори се наричат ​​хлорна, бромна и йодна вода. Br2 се разтваря по-добре от други, концентрация на бром в наситен.

Разтворът достига 0,2 mol/l, а хлорът – 0,1 mol/l.

Флуоридът разлага водата:

2F2 + 2H2 O = O2 + 4HF

Халогените проявяват висока окислителна активност и преход

в халогенидни аниони.

Г2 + 2e–  2Г–

Флуорът има особено висока окислителна активност. Флуорът окислява благородните метали (Au, Pt).

Pt + 3F2 = PtF6

Той дори взаимодейства с някои инертни газове (криптон,

ксенон и радон), напр.

Xe + 2F2 = XeF4

В атмосферата на F2 много много стабилни връзки, Например,

вода, кварц (SiO2).

SiO2 + 2F2 = SiF4 + O2

В реакции с флуор дори такива силни окислители като азот и сяра

нична киселина, действат като редуциращи агенти, докато флуорът окислява входа

съдържащи O(–2) в състава си.

2HNO3 + 4F2 = 2NF3 + 2HF + 3O2 H2 SO4 + 4F2 = SF6 + 2HF + 2O2

Високата реактивност на F2 създава трудности при избора на кон-

структурни материали за работа с него. Обикновено за тези цели използваме

Има никел и мед, които при окисляване образуват плътни защитни филми от флуориди на повърхността си. Името F се дължи на агресивното му действие.

ям, идва от гръцки. “fluoros” – “разрушителен”.

В серията F2, Cl2, Br2, I2 окислителната способност отслабва поради увеличаване

увеличаване на размера на атомите и намаляване на електроотрицателността.

IN водни разтвориокислителни и редуктивни свойства на вер-

Веществата обикновено се характеризират с помощта на електродни потенциали. Таблицата показва стандартни електродни потенциали (Eo, V) за редукционни полуреакции

образуване на халогени. За сравнение, стойността на Eo за ki-

въглеродът е най-разпространеният окислител.

Стандартни електродни потенциали за прости халогенни вещества

Намалена окислителна активност

Както се вижда от таблицата, F2 е много по-силен окислител,

отколкото O2, следователно F2 не съществува във водни разтвори , окислява водата,

възстановяване до F–. Съдейки по стойността на Eо, окислителната способност на Cl2

също по-висока от тази на O2. Всъщност при дългосрочно съхранение на хлорна вода тя се разлага с отделяне на кислород и образуване на HCl. Но реакцията е бавна (молекулата Cl2 е значително по-силна от молекулата F2 и

енергията на активиране за реакции с хлор е по-висока), диспро-

порциониране:

Cl2 + H2 O  HCl + HOCl

Във вода не достига края (K = 3,9 . 10–4), следователно Cl2 съществува във водни разтвори. Br2 и I2 се характеризират с още по-голяма стабилност във вода.

Диспропорционалността е много характерен окислител

редукционна реакция за халогени. Диспропорционалност на усилването

излива се в алкална среда.

Диспропорционирането на Cl2 в алкали води до образуването на аниони

Cl– и ClO–. Константата на диспропорционалност е 7,5. 1015.

Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H2O

Когато йодът е диспропорциониран в основа, се образуват I– и IO3–. ана-

Логично Br2 диспропорционира йода. Промяната на продукта е непропорционална

нация се дължи на факта, че анионите GO– и GO2– в Br и I са нестабилни.

Реакцията на диспропорциониране на хлор се използва в промишлеността

възможност за получаване на силен и бързодействащ хипохлоритен окислител,

избелваща вар, бертолетова сол.

3Cl2 + 6 KOH = 5KCl + KClO3 + 3H2 O

Взаимодействие на халогени с метали

Халогените реагират енергично с много метали, например:

Mg + Cl2 = MgCl2 Ti + 2I2  TiI4

Na + халогениди, в които металът има ниско ниво на окисление (+1, +2),

- Това са солеви съединения с преобладаващо йонни връзки. Как да

ето, йонните халиди са твърди вещества с висока точка на топене

Метални халогениди, в които има метал висока степенокисление

са съединения с преобладаващо ковалентни връзки.

Много от тях са газове, течности или стопими при нормални условия твърди вещества. Например WF6 е газ, MoF6 е течност,

TiCl4 е течен.

Взаимодействие на халогени с неметали

Халогените взаимодействат директно с много неметали:

водород, фосфор, сяра и др. Например:

H2 + Cl2 = 2HCl 2P + 3Br2 = 2PBr3 S + 3F2 = SF6

Свързването в неметалните халогениди е предимно ковалентно.

Обикновено тези съединения имат ниски точки на топене и кипене.

При преминаване от флуор към йод ковалентният характер на халогенидите се увеличава.

Ковалентните халогениди на типичните неметали са киселинни съединения; при взаимодействие с вода те се хидролизират и образуват киселини. Например:

PBr3 + 3H2O = 3HBr + H3PO3

PI3 + 3H2O = 3HI + H3PO3

PCl5 + 4H2O = 5HCl + H3PO4

Първите две реакции се използват за получаване на бром и йодид.

ноева киселина.

Интерхалогениди. Халогените, комбинирайки се един с друг, образуват интерг.

води. В тези съединения по-лекият и по-електроотрицателен халоген е в степен на окисление (–1), а по-тежкият е в положително състояние.

наказания за окисление.

Поради директното взаимодействие на халогените при нагряване се получават: ClF, BrF, BrCl, ICl. Има и по-сложни интерхалогениди:

ClF3, BrF3, BrF5, IF5, IF7, ICl3.

Всички интерхалогениди при нормални условия са течни вещества с ниски температурикипене. Интерхалогенидите имат висока окислителна активност

дейност. Например, такива химически стабилни вещества като SiO2, Al2O3, MgO и др. Горят в парите на ClF3.

2Al2 O3 + 4ClF3 = 4 AlF3 + 3O2 + 2Cl2

Флуорът ClF 3 е агресивен флуориращ реагент, който действа бързо

двор F2. Използва се в органични синтезии за получаване на защитни филми върху повърхността на никелово оборудване за работа с флуор.

Във вода интерхалогенидите се хидролизират, за да образуват киселини. Например,

ClF5 + 3H2O = HClO3 + 5HF

Халогени в природата. Получаване на прости вещества

В промишлеността халогените се получават от техните естествени съединения. всичко

процесите за получаване на свободни халогени се основават на окислението на халоген

Nid йони.

2Г –  Г2 + 2e–

Значително количество халогени се намира в естествени водипод формата на аниони: Cl–, F–, Br–, I–. IN морска водаможе да съдържа до 2,5% NaCl.

Бромът и йодът се получават от водата нефтени кладенции морска вода.

Строеж и свойства на атомите. Елементи от главната подгрупа на VII група Периодичната таблицаД. И. Менделеев, обединени под общото наименование халогени - флуор F, хлор Cl, бром Br, йод I, астат At (рядко се срещат в природата) - са типични неметали. Това е разбираемо, тъй като техните атоми съдържат на външната енергийно нивоседем електрона и им трябва само един електрон, за да го завършат. Халогенните атоми, когато взаимодействат с метали, приемат електрон от металните атоми. В този случай възниква йонна връзкаи се образуват соли.

Ето откъде идва често срещано имеподгрупи "халогени", т.е. "раждащи соли".

Халогените са много силни окислители. Флуор в химична реакцияпроявява само окислителни свойства и се характеризира само с -1 степен на окисление в съединенията. Останалите халогени също проявяват редуциращи свойства при взаимодействие с повече електроотрицателни елементи - флуор, кислород, азот. Техните степени на окисление могат да приемат стойности +1, +3, +5, +7.

Редукционните свойства на халогените се увеличават от хлор към йод, което е свързано с увеличаване на радиусите на техните атоми: атомите на хлора са приблизително един и половина пъти по-малки от йода.

Халогените са прости вещества. Всички халогени съществуват в свободно състояние под формата на двуатомни молекули с ковалентен неполярен химическа връзкамежду атомите. В твърдо състояние F 2, Cl 2, Br 2, I 2 имат молекулярни кристални решетки, което се потвърждава от техните физически свойства(Таблица 7).

Таблица 7
Физични свойства на халогените

Както се вижда, с увеличаване молекулно теглохалогени, техните точки на топене и кипене се повишават (фиг. 88), увеличава се плътността: флуорът и хлорът са газове, бромът е течност, йодът е твърдо вещество.

Ориз. 88.
Точки на топене и кипене на халогени

Това се дължи на факта, че с увеличаването на размерите на халогенните атоми и молекули (фиг. 89) се увеличават и силите на междумолекулно взаимодействие между тях.

Ориз. 89.
Дължина на връзката в халогенните молекули

От F 2 до I 2 интензивността на цвета на халогените се увеличава. Йодните кристали имат метален блясък.

Химическата активност на халогените, подобно на неметалите, отслабва от флуор до йод.

Всеки халоген е най-силният окислител в своя период. Окислителните свойства на халогените се проявяват ясно, когато взаимодействат с метали. В този случай, както вече знаете, се образуват соли. Така флуорът вече реагира при нормални условия с повечето метали, а при нагряване реагира и със златото, среброто и платината, които са известни със своята химическа пасивност. Алуминият и цинкът се запалват във флуорна атмосфера:

Останалите халогени реагират с металите главно при нагряване. И така, в колба, пълна с хлор, кристали от натрошен антимон пламват и горят красиво (фиг. 90), образувайки смес от два антимонови хлорида (III) и (V):

Ориз. 90.
Изгаряне на антимон в хлор

Нагретият железен прах също се запалва, когато реагира с хлор. Експериментът може да се проведе и с антимон, но само железните стружки трябва първо да се нагреят в желязна лъжица и след това да се излеят на малки порции в колба с хлор. Тъй като хлорът е силен окислител, реакцията води до образуването на железен (III) хлорид (фиг. 91):

Ориз. 91.
Изгаряне на желязо в хлор

Нажежена медна жица гори в бромни пари:

Йодът окислява металите по-бавно, но в присъствието на вода, която е катализатор, реакцията на йод с алуминиев прах протича много бурно:

Реакцията е придружена от отделяне на виолетови йодни пари (защо?).

Намаляването на окислителните свойства и увеличаването на редуциращите свойства на халогените от флуор до йод също може да се съди по способността им да се изместват един друг от солни разтвори.

Ориз. 92.
Изместване на брома от неговата сол с по-активен халоген - хлорна вода

Свободният бром измества йода от солите:

Тази реакция не е типична за флуора, тъй като протича в разтвор и флуорът взаимодейства с водата, измествайки кислорода от нея:

Тук кислородът играе необичайната роля на редуциращ агент. Това е може би единственият случай, когато кислородът в реакцията на горене не е едно от изходните вещества, а негов продукт.

Отслабването на окислителните свойства на халогените от флуор до йод се проявява ясно, когато те взаимодействат с водород. Уравнението за тази реакция може да бъде написано в общ вид:

N 2 + G 2 = 2NG

(G - условно химическо обозначениехалогени).

Ако флуорът реагира с водород при всякакви условия с експлозия, тогава смес от хлор и водород реагира с експлозия само при запалване или директно облъчване слънчева светлина, бромът реагира с водорода при нагряване и без експлозия. Тези реакции са екзотермични. Реакцията на съединението на кристалния йод с водорода е слабо ендотермична, протича бавно дори при нагряване.

В резултат на тези реакции се образуват съответно флуороводород HF, хлороводород HCl, бромоводород HBr и йодоводород HI.

Откриване на халогени. Флуорът в свободна форма е получен за първи път през 1886 г. от френския химик А. Моасан, който е награден за това Нобелова награда. Елементът получи името си от гръцкия fluoros - "унищожаващ".

Хлорът е открит от шведския химик К. Шееле през 1774 г. Елементът е кръстен на цвета си просто вещество(от гръцки хлорос - жълто-зелен).

Бромът е открит през 1826 г. от френския химик А. Балард. Елементът е наречен така заради миризмата на просто вещество (от гръцки bromos - зловонно).

Йодът е получен през 1811 г. от френския учен Б. Куртоа и е получил името си за цвета на парите на просто вещество (от гръцките iodes - виолетово).

Нови думи и понятия

1. Структурата на халогенните атоми и техните степени на окисление.
2. Физични свойства на халогените.
3. Химични свойства на халогените: взаимодействие с метали, водород, разтвори на халогенни соли.
4. Промени в редокс свойствата на халогените от флуор към йод.

Задачи за самостоятелна работа

1. Изчислете масата на 1 литър флуор и хлор при стайна температура. u. Намерете техните относителни плътности за водород и въздух.
2. Разтворите на хлор, бром и йод във вода се наричат ​​съответно хлорна, бромна и йодна вода. Защо няма флуорирана вода?
3. Направете аналогия между реакциите алкални металии флуор със солни разтвори.
4. Изчислете степента на окисление на атомите на химичните елементи в следните връзки: KClO 3 (Бертолетова сол), HClO (хипохлорна киселина), HClO 4 (перхлорна киселина). Напишете формулите на оксидите, съответстващи на киселините.
5. Изчислете обема хлор (№), който ще бъде необходим, за да измести целия йод от 300 g 15% разтвор на калиев йодид. Изчислете количеството ново образувано солено вещество.
6. Изчислете обема на хлороводорода, който се образува, когато 150 литра хлор реагират с 200 литра водород. Кой газ се приема в излишък? Изчислете обема, който ще заеме излишъкът от този газ.
7. В много страни флуорът има различно име - флуор, което на латински означава "течност". Намерете обяснението за това име, като използвате химически речниции друга литература.

Прочетете също:

• 0

  Анализ на "Ромео и Жулиета" Шекспир

  2024-06-13 03:09:12

• 0

  Какво да гледате: мини-парад на планетите продължава сутринта на изток

  2024-06-10 03:09:20

• 0

  "Bezhin Meadow": характеристики на момчетата

  2024-06-08 03:29:17