Про походження назв галогенів Назви всіх галогенів, за винятком фтору, походять від грецьких слів:
| Назва | Початкове слово | Значення |
| Галоген | галс (грец.) ген (грец.) | Сіль Створюючий |
| Фтор | флуо (лат.) | Текти, текучий (за старих часів мінерал польовий шпат CaF, використовували в металургії як флюс для додання легкоплавкості шлакам) |
| Хлор | хлорос (грец.) | Зеленувато-жовтий |
| Бром | бромос (грец.) | Смердючий |
| Йод | іодес (грец.) | Фіолетовий |
| Астат | астатос (грец.) | Нестійкий |
ЕЛЕКТРОННА СТРУКТУРА атомів галогенів
Атоми всіх галогенів мають у зовнішній оболонці сім електронів. Вони легко приєднують ще один електрон, утворюючи галогенідними іони. Галогенід-іон має стійкий октет електронів. Галогени характеризуються високою електронегативністю та реакційною здатністю і тому у вільному вигляді не зустрічаються в природі. Однак галогенід-іони поширені у природі.
Галогени у вільному вигляді існують у формі двохатомних молекул. Атоми в цих молекулах пов'язані між собою простий ковалентним зв'язком. Кожна така зв'язок утворюється в результаті усуспільнення пари електронів - по одному від кожного атома:
У табл. 1 наведені деякі дані про структуру атомів і молекул галогенів. Звернемо увагу на те, що атомні та іонні радіуси галогенів, а також довжини зв'язку в їх молекулах послідовно зростають при переміщенні до нижньої частини групи. Однак енергії дисоціації зв'язку і, отже, міцність зв'язку в молекулах галогенів при цьому, навпаки, зменшуються. Винятком у цьому відношенні є тільки фтор. Невелика міцність зв'язку фтору, мабуть, обумовлена занадто близьким розташуванням атомів у молекулі. Це призводить до сильного відштовхуванню між несвязивающімі електронами, що викликає ослаблення зв'язку.
Таблиця 1. Електронна будова і властивості галогенів
| Елемент | Атомний номер | Електронна конфігурація атомів | Конфігурація зовнішньої оболонки | Атомний радіус, нм | Іонний радіус, нм | Довжина зв'язку, нм | Енергія дисоціації зв'язку, кДж / моль |
| Фтор | 9 | 2.7 | 2s22p5 | 0,072 | 0,136 | 0,142 | 158 |
| 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 |
Хлор. Хлор можна отримати в лабораторних умовах окисленням концентрованої соляної кислоти манганатов (VII) калію:
Вирізняється хлор пропускають через воду, щоб видалити сліди хлороводородом, а потім через концентровану сірчану кислоту, щоб осушити його. Отриманий хлор збирають у перевернутому посудині, з якого він витісняє повітря.
Інший спосіб лабораторного отримання хлору заснований на реакції між відбілюючим порошком (гіпохлоритом кальцію) і розведеної соляної кислотою:
Бром. Для отримання брому в лабораторних умовах додають оксид Маргао-Ha (IV) до суміші концентрованої сірчаної кислоти з бромідом калію. Бромоводород-ва кислота, обоазуюшаяся в оеакціі між сеоной кислотою і бромідом калію:
окислюється оксидом марганцю (IV)
Бром відділяють від реакційної суміші перегонкою.
Йод. Йод одержують тим же способом, що і бром, тільки замість броміду калію використовується йодид калію. Отриманий іод відділяють від реакційної суміші сублімацією.
ФІЗИЧНІ І БІОЛОГІЧНІ ВЛАСТИВОСТІ
Всі галогени - токсичні речовини.
Отруєння хлором. Рідкий хлор викликає серйозні опіки шкіри. Газоподібний хлор надає сильну подразнюючу дію, особливо на очі і дихальну систему. Він реагує з водою, що міститься в очах, легенів і слизових оболонках органів дихання, утворюючи соляну кислоту і хлорнуватисту кислоту (див. нижче «Реакції з водою і лугами»). Симптомами отруєння хлором є печіння очей та органів дихання, що не припиняється кашель і, у важких випадках, кривава мокротиння. У легенях, отруєних хлором, може розвиватися бронхіальна пневмонія. Гранично допустима концентрація хлору в повітрі складає 0,005 мг/дм3. Рівень 0,2 мг/дм3 вважається небезпечним, а концентрація 2 мг/дм3 може викликати швидку смерть. Однак випадки отруєння хлором із смертельним результатом в аварійній обстановці нечасті, оскільки людей, надихавшись цим газом, зазвичай вдається вчасно видалити з отруєної зони.
Галогени мають характерний різкий запах, добре знайомий тим, хто відвідує плавальні басейни.
Всі галогени мають велику летючість. Вона пояснюється тим, що їх молекули утримуються разом лише слабкими вандерваальсовимі силами. Хоча вандерваальсови сили поступово зростають при переміщенні до нижньої частини групи галогенів, вони залишаються дуже слабкими навіть в кристалах йоду, які тому легко возгоняются при нагріванні. При цьому утворюються фіолетові пари йоду. Температури плавлення і кипіння галогенів вказані в табл. 2.
Таблиця 2. Фізичні властивості галогенів
| Елемент | Температура плавлення, ° С | Температура кипіння, ° С | Агрегатний стан і зовнішній вигляд при 20 ° С |
| Фтор | -220 | -188 | Блідо-жовтий газ |
| Хлор | -101 | -34 | Жовто-зелений газ |
| Бром | -7 | 58 | Коричнева рідина з важкими коричневими парами |
| Йод | 114 | 183 | Блискучі сіро-чорні кристали |
Галогени мають невелику розчинністю у воді. Розчин хлору у воді називається хлорною водою. Галогени добре розчиняються в органічних розчинниках, утворюючи забарвлені розчини. Наприклад, хлор розчиняється в тетрахлоро-метані, утворюючи жовтий розчин, бром утворює червоний розчин, а йод-фіолетовий.
Реакційна здатність ГАЛОГЕНАМИ
Галогени являють собою найбільш реакційноздатні групи елементів у періодичній системі. Вони складаються з молекул з дуже низькими енергіями дисоціації зв'язку (див. табл. 1), а їх атоми мають у зовнішній оболонці сім електронів і тому дуже електронегативні. Фтор-найбільш електронегативний і найбільш реакційноздатні неметалічний елемент в періодичній системі. Реакційна здатність галогенів поступово зменшується при переміщенні до нижньої частини групи. У наступному розділі буде розглянута здатність галогенів окисляти метали і неметали і показано, як ця здатність зменшується в напрямку від фтору до иоду.
ОСВІТЛЮВАЛЬНІ НАБОРИ, ГАЛОГЕНИ як окислювач
При пропущенні газоподібного сірководню через хлорне воду відбувається осадження сірки. Реакція протікає за рівнянням
У цій 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):
Боротьба, що при цьому окислювальна напівреакцій описується рівнянням
В якості іншого прикладу окисного дії хлору наведемо синтез хлориду натрію при спалюванні натрію в хлорі:
У цій реакції відбувається окислення натрію, оскільки кожен атом натрію втрачає електрон, утворюючи іон натрію:
Хлор приєднує ці електрони, утворюючи хлорид-іони:
Таблиця 3. Стандартні електродні потенціали галогенів
| Електродна реакція | Стандартний електродний потенціал Е °, У |
| F2 (м.) +2 e-«2F-(водн.) | +2,87 |
| Cl2 (м.) +2 e-«2Cl-(водн.) | +1,36 |
| Br2 (ж.) +2 e-«2Br-(водн.) | +1,09 |
| I2 (тв.) +2 e-«2I-(водн.) | +0,54 |
Таблиця 4. Стандартні ентальпії утворення галогенідів натрію
| Галогенід | Стандартна ентальпія утворення, DH ° обр, m, кДж / моль |
| NaF | -573 |
| NaCl | -414 |
| NaBr | -361 |
| Nal | -288 |
Окислювачами є всі галогени, з них фтор-самий сильний окислювач. У табл. 3 вказані стандартні електродні потенціали галогенів. З цієї таблиці видно, що окислювальна здатність галогенів поступово зменшується в напрямку до нижньої частини групи. Цю закономірність можна продемонструвати, додаючи розчин броміду калію в посудину з газоподібним хлором. Хлор окисляє бромід-іони, в результаті чого утворюється бром; це призводить до появи забарвлення у перш безбарвного розчину:
Таким чином, можна переконатися, що хлор більш сильний окислювач, ніж бром. Точно так само, якщо змішати розчин йодиду калію з бромом, утворюється чорний осад з твердого йоду. Це означає, що бром окисляє йодид-іони:
Обидві описані реакції є прикладами реакцій витіснення (заміщення). У кожному випадку більш реакційноздатні, тобто є більш сильним окислювачем, галоген витісняє з розчину менш реакційноздатні галоген.
Окислення металів. Галогени легко окислюють метали. Фтор легко окисляє всі метали, виключаючи золото і срібло. Ми вже згадували про те, що хлор окисляє натрій, утворюючи з ним хлорид натрію. Наведемо ще один приклад: коли потік газоподібного хлору пропускають над поверхнею нагрітих ошурки, утворюється хлорид заліза (III), тверде коричневе речовина:
Навіть йод здатний, хоч і повільно, окисляти метали, розташовані в електрохімічному ряду нижче за нього. Легкість окислення металів різними галогенами зменшується при переміщенні до нижньої частини VII групи. У цьому можна переконатися, порівнюючи енергії утворення галогенідів з вихідних елементів. У табл. 4 вказані стандартні ентальпії утворення галогенідів натрію в порядок переміщення до нижньої частини групи.
Окислення неметалів. За винятком азоту і більшості благородних газів, фтор окисляє всі інші неметали. Хлор реагує з фосфором і сіркою. Вуглець, азот і кисень не вступають в реакції безпосередньо з хлором, бромом або йодом. Про відносну реакційної здатності галогенів до неметалів можна судити, порівнюючи їх реакції з воднем (табл. 5).
Окислення вуглеводнів. При певних умовах галогени окислюють вуглеводні. Наприклад, хлор повністю відщеплює водень від молекули скипидару:
Окислення ацетилену може протікати з вибухом:
Таблиця 5. Реакції галогенів з воднем
| Реакція | Характер і умови протікання |
| Н2 (м.) + F2 (м.) ® 2НF (м.) | Протікає з вибухом |
| Н2 (м.) + Сl2 (м.) ® 2НСl (м.) | Протікає з вибухом на світлі, але повільно в темряві |
| Н2 (м.) + Вr2 (м.) ® 2НВr (м.) | Протікає тільки при нагріванні і в присутності каталізатора |
| Н2 (м.) + I2 (м.) ® 2НI (м.) | Протікає повільно навіть при нагріванні |
Фтор реагує з холодною водою, утворюючи фтороводород і кисень:
Хлор повільно розчиняється у воді, утворюючи хлорне воду. Хлорне вода має невелику кислотність внаслідок того, що в ній відбувається диспропорціонування хлору з утворенням соляної кислоти і хлорнуватистої кислоти:
Бром і йод диспропорционируют у воді аналогічним чином, але ступінь диспропорціонування у воді зменшується від хлору до иоду.
Хлор, бром і йод диспропорционируют також у лугах. Наприклад, у холодній розведеною лугу бром диспропорционирует на бромід-іони і гіпоброміт-іони (бромат (I)-іони):
При взаємодії брому з гарячими концентрованими лугами диспропорционирование протікає далі:
Иодат (I), або гіпоіодіт-іон, нестійкий навіть в холодних розбавлених лугах. Він мимоволі диспропорционирует з утворенням йодид-іона і иодат (V)-іона.
Реакція фтору з лугами, як і його реакція з водою, не схожа на аналогічні реакції інших галогенів. У холодній розведеною лугу протікає наступна реакція:
У гарячій концентрованої лугу реакція з фтором протікає так:
Аналіз на галогени і за участю галогенів
Якісний і кількісний аналіз на галогени зазвичай виконується за допомогою оаствора нітрату срібла. Наприклад
Для якісного і кількісного визначення йоду може використовуватися розчин крохмалю. Оскільки йод дуже мало розчинний у воді, його зазвичай аналізують у присутності иодида калію. Так чинять з тієї причини, що йод утворює з йодид-іоном розчинна трііодідний іон I3-:
Розчини йоду з иодидами використовуються для аналітичного визначення різних відновників, наприклад тіосульфат (VI)-іонів, а також деяких окисників, наприклад манганат (VII)-іонів. Окислювачі зміщують вказане вище рівновагу вліво, вивільняючи йод. Йод потім титрують тіосульфатом (VI).
Немає коментарів:
Дописати коментар