Общая характеристика галогенов. Химические свойства. Кислотные и окислительно-восстановительные свойства.

К элементам VII относятся фтор (F), хлор (Cl), бром (Br), иод (I), астат (At). Название этих элементов - галогены (греч. "рождающие соли") - обусловлено тем, что большинство их соединений с металлами представляют собой типичные соли (KCl, NaCl и т.д.).

Электронная конфигурация внешнего слоя у атомов этих элементов ns²np⁵, где n - номер периода. Всего во внешнем электронном слое атомов галогенов 7 электронов, что предопределяет свойство галогенов присоединять электрон.

Галогены являются сильными окислителями, непосредственно взаимодействуют почти со всеми металлами и неметаллами, за исключением кислорода, углерода, азота и благородных газов. Связь в галогенидах щелочных и щелочноземельных металлов ионная, в остальных - ковалентная.

Галогены образуют двухатомные непрочные молекулы. Легкость распада молекул галогенов на атомы - одна из причин их высокой химической активности.

В свободном состоянии галогены состоят из двухатомных молекул: F₂, Cl₂, Br₂, I₂. Астат - радиоактивный элемент и может быть получен только искусственным путем.

От фтора к йоду изменяются физические свойства галогенов: растет плотность, увеличиваются размеры атомов, повышаются температуры кипения и плавления.

F₂ – бесцветный, трудно сжижающийся газ; Cl₂ – желто-зеленый, легко сжижающийся газ с резким удушливым запахом; Br₂ – жидкость красно-бурого цвета; I₂ – кристаллическое вещество фиолетового цвета.

С возрастанием порядкового номера элементов увеличиваются радиусы атомов, уменьшается электроотрицательность, ослабевают неметаллические свойства (увеличиваются металлические свойства); галогены - сильные окислители, окислительная способность элементов уменьшается с увеличением атомной массы.

Сила галогеноводородных кислот возрастает с увеличением атомной массы.

Галогены могут образовывать соединения друг с другом (например, BrCl)

Галоген СО в соединениях:

1) фтор -1

2) хлор -1, +1, +3, +5, +7

3) бром -1, +1, +3, +4, +5

4) йод -1, +1, +5, +7

5) астат -1, +1, +3, +5, +7

Химические свойства

1. Взаимодействие с ксеноном. Наибольшей химической активностью обладает фтор, это сильнейший окислитель, который реагирует даже с инертными газами:

2F₂ + Xe = XeF₄.

2. Взаимодействие с металлами. Все галогены взаимодействуют практически со всеми простыми веществами, наиболее энергично протекает реакция с металлами. Фтор при нагревании реагирует со всеми металлами, включая золото и платину, на холоде взаимодействует с щелочными металлами, свинцом и железом. Хлор, бром и йод при обычных условиях реагируют со щелочными металлами, а при нагревании – с медью, железом и оловом. В результате взаимодействия образуются галогениды, которые являются солями:

2М + nHal₂ = 2MHal_n.

Галогены в этой реакции проявляют окислительные свойства.

3. Взаимодействие с водородом. При обычных условиях фтор реагирует с водородом в темноте со взрывом, взаимодействие с хлором протекает на свету, бром и йод реагируют только при нагревании, причем реакция с йодом обратима.

Н₂ + Hal₂ = 2НHal.

Галогены в этой реакции проявляют окислительные свойства.

4. Взаимодействие с неметаллами. С кислородом и азотом галогены непосредственно не взаимодействуют, реагируют с серой, фосфором, кремнием, проявляя окислительные свойства, химическая активность у брома и йода выражена слабее, чем у фтора и хлора:

2P + 3Cl₂ = 2PCl₃;

Si + 2F₂ = SiF₄.

5. Взаимодействие с водой. Галогены реагируют со многими сложными веществами. С водой фтор и остальные галогены реагируют по-разному:

F₂ + H₂O = 2HF + O или 3F₂ + 3H₂O = OF₂ + 4HF + H₂O₂;

Hal + H₂O = HHal + HHalO.

Эта реакции является реакцией диспропорционирования, где галоген одновременно является окислителем и восстановителем.

6. Взаимодействие со щелочами. Также галогены диспропорционируют в растворах щелочей:

Cl₂ + KOH = KClO + KCl (на холоде);

3Cl₂ + 6KOH = KClO₃ + 5KCl + 3Н₂О (при нагревании).

7. Взаимодействие с сероводородом. Галогены способны отнимать водород от других веществ:

H₂S + Br₂ = S + 2HBr.

8. Взаимное замещение галогенов. Реакционная способность галогенов снижается при переходе от фтора к йоду, поэтому предыдущий элемент вытесняет последующий из галогеноводородных кислот и их солей:

2KI + Br₂ = 2KBr+ I₂;

2HBr + Cl₂ = 2HCl + Br₂.

Вопрос 23.

Общая характеристика элементов VIА. Кислород. Химическая активность молекулярного кислорода. Классификация кислородных соединений и их общие свойства (оксиды, пероксиды). Применение озона и кислорода, а также соединений кислорода.

В VIА-группу периодической системы элементов Д.И. Менделеева входят кислород, сера, селен, теллур, полоний. Первые четыре из них имеют неметаллический характер. Общее название элементов этой группы халькогены, что в переводе с греч. означает «образующие руды», указывая на их нахождение в природе.

Электронная формула валентной оболочки атомов элементов VIА-группы.

Атомы этих элементов имеют по 6 валентных электронов на s- и р-орбиталях внешнего энергетического уровня. Из них две р-орбитали заполнены наполовину.

Атом кислорода отличается от атомов других халькогенов отсутствием низколежащего d-подуровня. Поэтому кислород, как правило, способен образовывать только две связи с атомами других элементов. Однако в некоторых случаях наличие не поделенных пар электронов на внешнем энергетическом уровне позволяет атому кислорода образовывать дополнительные связи по донорно-акцепторному механизму.

У атомов остальных халькогенов при поступлении энергии извне число неспаренных электронов может увеличиваться в результате перехода s- и р-электронов на d-подуровень.

В зависимости от состояния электронной оболочки проявляются разные степени окисления (СО). В соединениях с металлами и водородом элементы этой группы проявляют СО = -2. В соединениях же с кислородом и неметаллами сера, селен и теллур могут иметь СО = +4 и СО = +6. В некоторых соединениях они проявляют СО = +2.

Кислород уступает по электроотрицательности только фтору. Во фтороксиде F₂О степень окисления кислорода положительна и равна +2. С остальными элементами кислород проявляет обычно в соединениях степень окисления -2, за исключением пероксида водорода Н₂О₂ и его производных, в которых кислород имеет степень окисления -1. В живых организмах кислород, сера и селен входят в состав биомолекул в степени окисления -2.

В ряду О – S – Sе – Те – Ро увеличиваются радиусы атомов и ионов. Соответственно в этом же направлении закономерно понижается энергия ионизации и относительная электроотрицательность.

С увеличением порядкового номера элементов VIА-группы окислительная активность нейтральных атомов понижается и увеличивается восстановительная активность отрицательных ионов. Все это приводит к ослаблению неметаллических свойств халькогенов при переходе от кислорода к теллуру. С увеличением порядкового номера халькогенов возрастают характерные координационные числа.

В водных растворах они проявляют слабокислотные свойства. В ряду H₂О – H₂S – H₂Sе – H₂Те сила кислот возрастает.

Химические свойства соединений кислорода.

Кислород — самый распространенный элемент в земной коре (49,4%). Высокое содержание и большая химическая активность кислорода определяют преобладающую форму существования большинства элементов Земли в виде кислородсодержащих соединений. Кислород входит в состав всех жизненно важных органических веществ — белков, жиров, углеводов.

Без кислорода невозможны многочисленные чрезвычайно важные жизненные процессы, например дыхание, окисление аминокислот, жиров, углеводов. Только немногие растения, называемые анаэробными, могут обходиться без кислорода.

Элемент кислород существует в виде двух простых веществ (аллотропные модификации): дикислорода (кислорода) О₂ и трикислорода (озона) О₃. В атмосфере практически весь кислород содержится в виде кислорода О₂, содержание же озона очень мало.

Молекула кислорода О₂ в отсутствие других веществ очень стабильна. Наличие в молекуле двух неспаренных электронов обусловливает ее высокую реакционную способность. Кислород — один из самых активных неметаллов. С большинством простых веществ он реагирует непосредственно, образуя оксиды. Степень окисления кислорода в них равна -2.

В соответствии с изменением структуры электронных оболочек атомов характер химической связи, а следовательно, структура и свойства оксидов в периодах и группах системы элементов изменяются закономерно. Так, в ряду оксидов элементов второго периода Li₂О—ВеО—B₂О₃—СО₂—N₂O₅ полярность химической связи Э—О от I к V группе постепенно уменьшается.

В главных подгруппах (А-группах) с увеличением порядкового номера элемента ионность связи Э—О в оксидах обычно увеличивается. Соответственно основные свойства оксидов в группе Li—Nа—К—Rb—Сs и других А-группах возрастают.

Свойства оксидов, обусловленные изменением характера химической связи, представляют собой периодическую функцию заряда ядра атома элемента. Об этом свидетельствует, например, изменение по периодам и группам температур плавления, энтальпий образования оксидов в зависимости от заряда ядра.

Наиболее распространенный на земле оксид — водород оксид или вода. Достаточно сказать, что она составляет 50—99% массы любого живого существа.

Благодаря своей структуре вода обладает уникальными свойствами. В живом организме она является растворителем органических и неорганических соединений, участвует в процессах ионизации молекул растворенных веществ. Вода является не только средой, в которой протекают биохимические реакции, но и сама интенсивно участвует в гидролитических процессах.

Озон

Одной из аллотропных модификаций кислорода является озон О₃. По своим свойствам озон сильно отличается от кислорода О₂ — имеет более высокие температуры плавления и кипения, обладает резким запахом (отсюда его название).

Образование озона из кислорода сопровождается поглощением энергии:

3О₂ ⇄ 2О₃,

Озон получают при действии электрического разряда в кислороде. Образуется озон из О₂ и под действием ультрафиолетового излучения. Поэтому при работе бактерицидных и физиотерапевтических ультрафиолетовых ламп чувствуется запах озона.

Озон — сильнейший окислитель. Окисляет металлы, бурно реагирует с органическими веществами, при низкой температуре окисляет соединения, с которыми кислород не реагирует:

О₃+ 2Аg= Аg₂О + О₂

РbS+ 4О₃= РbSО₄+ 4O₂

Широко известна качественная реакция:

2КI+ О₃+ Н₂О =I₂+ 2КОН + О₂

Окислительное действие озона на органические вещества связано с образованием радикалов:

RН + О₃→RО₂∙+ ОН∙

Радикалы инициируют радикально-цепные реакции с биоорганическими молекулами — липидами, белками, ДНК. Такие реакции приводят к повреждению и гибели клеток. В частности, озон убивает микроорганизмы, содержащиеся в воздухе и воде. На этом основано применение озона для стерилизации питьевой воды и воды плавательных бассейнов.

Вопрос 24.