Элементы VII группы. Галогены

Галогены в свободном виде очень активные вещества. Поэтому в природе и в организме существуют только в виде соединений. Степень окисления -1. Фтор самый электроотрицательный элемент (существует только в виде фторидов).

Фтор – ядовитый желтоватый газ, хлор – ядовитый зеленый газ, бром – едкая и токсичная, коричненвая легколетучая жидкость и йод – блестящее черное кристаллическое вещество, которое при слабом нагревании сублимируется, образуя фиолетовые пары. Астат радиоактивный элемент и в природе не встречается.

«Галогены», в переводе с греческого означает «образующие соли». Они существуют в виде двухатомных молекул Х₂. Образуют ионные связи с металлами. Галогены образуют соли, присоединяя 1 электрон и тем самым, завершая октет валентных электронов. Сила связи Х-Х уменьшается вниз по группе С1₂> Br ₂ > I ₂; за исключением связи F - F, которая неожиданно слабее. Причина в более близком расположении неподеленных электронных пар из-за малого размера атомов фтора.

Химические свойства:

1. С водой:

2F₂ +2H₂O→ 4HF водн.+O₂ (г);

С1₂(г) + H₂O→НС1О +Н⁺ + С1^-

                         ^{на свету}

2НС1О (водн)---→ 2Н⁺ +2С1^- +О₂(г)

В присутствии влсстановителей НС1О реагирует как окислитель:

НС1О + Н⁺ +2е ↔ 2С1^- + Н₂О

Со щелочами

С1₂ +2ОН ^- →С1^- + С1О ^- +Н₂О

3С1О^{- 70 С}→ 2С1^- + С1О₃^- (реакция диспропорционирования)

2F₂(г + 2OH^- --_-^{MeOH холл.разб.}_→ОF_2г() +2F^-_водн + Н₂О (ж)

             

2F₂(г) + 4OH^- --_-^{MeOH гор.конц.}_→О_2(г) +4F^-_водн + Н₂О (ж)

Металлы, взаимодействуя с галогенами, образуют соли в высшей степени окисления: Fe + CI₂→ FeCI₃

Исключение составляет йод: I +Fe → FeI ₂  и с медью образуется йодит меди CuI:

Zn + 2HCI → Zn CI₂ + H₂

CuO +   2HCI → Cu CI₂ + H₂O

MgCI₂·6H₂O → MgOHCI (тв) + HCI + 5H₂O

AICI₃ ·6H₂O → AI(OH)_{3 (тв)}+3HCI +3H₂O  

Галогениды неметаллов:

Они ковалентны и гидролизуются водой за исключением СС1₄

SiCI₄ +2H₂O   → SiO_2водн.+ 4НС1_водн.

P +3 H₂O   → H₃PO₃ +3HC1

Галагенводороды

Н₂ + HaI

HF, HCI, HBr, HI → Увеличивается сила кислоты. Уменьшается термическая устойчивость. Напрямую реакция Н₂+ F₂ взрывоопасна, поэтому получают косвенно, поэтому HF получают косвенно, по реакции СаF₂ + Н₂SO₄→2 HF + Ca(HSO₄)₂.

Оксиды

Дифторид OF₂ можно получить, пропуская фтор через холодный разбавленный раствор NaOH

2F₂(г) + OH^-(водн)→ OF₂(г) +2F^-(водн) + H₂O

Хлор образует кислотные оксиды С1₂О, С1О₂, С1₂О₆ и    С1₂О₇ –все нестабильные и взрывчатые.

Оксиды брома нестабильны и взрывчаты при температуре -40⁰С. Йод образует оксид I₂O₅.

Оксокислоты

НС1О – хлорноватистая

НС1О₂ – хлористая

НС1О₃  - хлорноватая

НС1О₄  - хлорная

Сверху вниз увеличивается сила кислоты и термическая усиойчивость.

Соли

NaCIO

NaCIO₃

KCIO₃ – бертолетовая соль, применяется в спичечном производстве и пиротехнике.

KbrO₃ – источник брома в объемном анализе.

НС1О₄ – сильная кислота, получается действием концентрированной серной кислоты на перхлорат калия и отгонкой при пониженном давлении.

Соединения галогенов друг с другом (интергалогены)

CIF (г)          CIF₃ (г)

BrF (г)           BrF₃ (ж)       BrF_{5 (ж)}        BrCI (г)

ICI (ж)            ICI₃ (тв)        IF₅ (ж)          IF_{7 (ж)}

I₂ + I^-↔ I₃^-(водн)

Сравнение фтора с другими галогенами.

1. Фтор активен из-за малой энтальпии диссоциации связи F-F.

2. Соединения фтора устойчиваы. Причины:

а) Малые размеры атома (более прочные ковалентные связи).

Фториды имеют большие отрицательныен энтальпии образования, они устойчивы к диссоциации, как на простые, так и на соединения с более низкой степенью окисления. Поэтому фтор вызывает проявление высших степеней окисления у других элементов.

Б) Фториды чаще бывают ионными, чем другие галогениды. У AIF₃- ионная структура. AICI₃ – слоистое строение, а АI₂Br₆ и AI₂I₆ – это молекулярные соединения.

3. Единственная степень окисления -1.

4. Фтор – это самый электроотрицательный элемент, способен образовывать водородные связи. Наличие водородных связей и прочность связи H-F ответственны за слабость кислотной функции HF.

5. Реакции фтора с водой и реакции щелочей протекают иначе, чем у других галогенов. Фтор не образует оксоионов.

I. Ионы- Х^- образуются легко. Сродство к электрону уменьшается сверху вниз. Все галогены энергично взаимодействуют с металлами. С S- металлами они образуют ионные соединения.

П. При реакциях с Р - и d -металлами галогены образуют ионные соединения и комплексные ионы. Сверху вниз идет поляризация ионов галогенов.

Ш. Галогены хорошие окислители. Окислительная способность уменьшается в ряду F₂>CI₂>Br₂>I₂. Восстановительная способность уменьшается от йода к брому; CI^-, F^- не являются восстановителями.

IV. Межмолекулярные взаимодействия усиливаются вниз по группе, в связи с чем наблюдается изменение агрегатного состояния от F – светло-желтый газ; С1- зеленый газ; бром – коричневая жидкость, йод – блестящие черные кристаллы, образующиеся при сублимации.

Задачи с решениями:

Задача №1. В дистиллированной воде растворили 2,52 г кристаллической щавелевой кислоты (Н₂С₂О₄· 2 Н₂О). Вычислить молярную концентрацию полученного раствора, если его объем равен 200 мл.

Решение

С (Х)= m(X) / M(X)· V(л) = m(X)· 1000 /M(X))· V(мл)

С (щ.к.)= 2,52 г· 1000 / 126 г/моль· 200 мл=2,52г /126 г/моль ·0,2 л =0,1 моль/л

Ответ: С (щ.к.) =0,1 моль/л.

Задача № 2. Для смазывания десен приготовлен раствор из 5 мл 30%-ного раствора Н₂О₂ и 15 мл дистиллированной воды (ρ_р-ра принять равной 1 гмл).

Решение

 ω₁ρ₁V₁ = ω₂ρ₂V₂

ω₂(H₂O₂) = 30%· 1· 5 / 1·29 -7,5%

Ответ: ω(H₂O₂)=7,5%