Реферат Галогены 3

Работа добавлена на сайт bukvasha.net: 2015-10-28

Поможем написать учебную работу

Если у вас возникли сложности с курсовой, контрольной, дипломной, рефератом, отчетом по практике, научно-исследовательской и любой другой работой - мы готовы помочь.

Предоплата всего

от 25%

Подписываем

договор

Имя

Выберите тип работы:

Принимаю Политику конфиденциальности

Скидка 25% при заказе до 21.3.2025

ОБЩАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА

Галогены (от греч. halos - соль и genes - образующий) - элементы главной подгруппы VII группы периодической системы: фтор, хлор, бром, йод, астат.

Из-за высокой реакционной способности галогены в свободном состоянии в природе не встречаются. Они существуют в виде солей в земной коре или в виде ионов в морской воде.
В свободном состоянии галогены состоят из двухатомных молекул F₂, Cl₂, Br₂, I₂. Атомы в этих молекулах связаны между собой неполярной ковалентной связью.

Реакционная способность галогенов по отношению к металлам и водороду снижается от F к I. Более реакционноспособный галоген замещает менее реакционноспособнный в соединениях, например:
2KI + Cl₂ = 2KCl + I₂
2I^- + Cl₂ = 2Cl^- + I₂

Таблица. Электронное строение и некоторые свойства атомов и молекул галогенов

Символ элемента	F	Cl	Br	I	At
Порядковый номер	9	17	35	53	85
Строение внешнего электронного слоя	2s²2p⁵	3s²3p⁵	4s²4p⁵	5s²5p⁵	6s²6p⁵
Энергия ионизации, эВ	17,42	12,97	11,84	10,45	~9,2
Сродство атома к электрону, эв	3,45	3,61	3,37	3,08	~2,8
Относительная электроотрицательность (ЭО)	4,0	3,0	2,8	2,5	~2,2
Радиус атома, нм	0,064	0,099	0,114	0,133	–
Межъядерное расстояние в молекуле Э₂, нм	0,142	0,199	0,228	0,267	–
Энергия связи в молекуле Э₂ (25°С), кДж/моль	159	243	192	157	109
Степени окисления	-1	-1, +1, +3, +4, +5, +7	-1, +1, +4, +5, +7	-1, +1, +3, +5, +7	–
Агрегатное состояние	Бледно-зел. газ	Зел-желт. газ	Бурая жидкость	Темн-фиол. кристаллы	Черные кристаллы
t°пл.(°С)	-219	-101	-8	114	227
t°кип.(°С)	-183	-34	58	185	317
 (г_*см^-3 )	1,51	1,57	3,14	4,93	–
Растворимость в воде (г / 100 г воды)	реагирует с водой	2,5 : 1 по объему	3,5	0,02	–

1) Общая электронная конфигурация внешнего энергетического уровня - nS²nP⁵.
2)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.
3)Молекулы галогенов состоят из двух атомов.
4)С увеличением атомной массы окраска становится более темной, возрастают температуры плавления и кипения, а также плотность.
5)Сила галогеноводородных кислот возрастает с увеличением атомной массы.
6)Галогены могут образовывать соединения друг с другом (например, BrCl)

ФТОР И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ

Фтор F₂ - открыл А. Муассан в 1886 г.

Физические свойства
Газ светло-желтого цвета; t°пл.= -219C, t°кип.= -183C.

Получение

Электролиз расплава гидрофторида калия KHF₂:

2F^- - 2e  F₂⁰

Химические свойства

F₂ - самый сильный окислитель из всех веществ:

1.      2F₂ + 2H₂O  4HF + O₂
2.      H₂+ F₂ 2HF (со взрывом)
3.      Cl₂ + F₂ 2ClF

Фтористый водород

Физические свойства

Бесцветный газ, хорошо растворим в воде t°пл. = - 83,5C; t°кип. = 19,5C;

Получение

CaF₂ + H₂SO₄(конц.)  CaSO₄ + 2HF

Химические свойства

1)Раствор HF в воде - слабая кислота (плавиковая):

HF  H⁺ + F^-

Соли плавиковой кислоты - фториды

2)Плавиковая кислота растворяет стекло:

SiO₂ + 4HF  SiF₄+ 2H₂O

SiF₄ + 2HF  H₂[SiF₆] гексафторкремниевая кислота

ХЛОР И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ

Хлор Cl₂ - открыт К. Шееле в 1774 г.

Физические свойства

Газ желто-зеленого цвета, t°пл. = -101C, t°кип. = -34°С.

Получение

Окисление ионов Cl^- сильными окислителями или электрическим током:

MnO₂ + 4HCl  MnCl₂ + Cl₂ + 2H₂O
2KMnO₄ + 16HCl  2MnCl₂ + 5Cl₂ + 2KCl + 8H₂O
K₂Cr₂O₇ + 14HCl  2CrCl₃ + 2KCl + 3Cl₂ + 7H₂O

электролиз раствора NaCl (промышленный способ):

2NaCl + 2H₂O  H₂ + Cl₂ + 2NaOH

Химические свойства

Хлор - сильный окислитель.

1)Реакции с металлами:

2Na + Cl₂  2NaCl
Ni + Cl₂  NiCl₂
2Fe + 3Cl₂  2FeCl₃

2)Реакции с неметаллами:

H₂ + Cl₂ –^h 2HCl
2P + 3Cl₂  2PCl_З

3)Реакция с водой:

Cl₂ + H₂O  HCl + HClO

4)Реакции со щелочами:

Cl₂ + 2KOH –^5CKCl + KClO + H₂O
3Cl₂ + 6KOH –^40C5KCl + KClO_З + 3H₂O
Cl₂ + Ca(OH)₂  CaOCl₂(хлорная известь) + H₂O

5)Вытесняет бром и йод из галогеноводородных кислот и их солей.

Cl₂ + 2KI  2KCl + I₂
Cl₂ + 2HBr  2HCl + Br₂

Хлористый водород

Физические свойства

Бесцветный газ с резким запахом, ядовитый, тяжелее воздуха, хорошо растворим в воде (1 : 400).
t°пл. = -114C, t°кип. = -85°С.

Получение

1)Синтетический способ (промышленный):

H₂ + Cl₂  2HCl

2)Гидросульфатный способ (лабораторный):

NaCl(тв.) + H₂SO₄(конц.)  NaHSO₄ + HCl

Химические свойства

1)Раствор HCl в воде - соляная кислота - сильная кислота:

HCl  H⁺ + Cl^-

2)Реагирует с металлами, стоящими в ряду напряжений до водорода:

2Al + 6HCl  2AlCl₃ + 3H₂

3)с оксидами металлов:

MgO + 2HCl  MgCl₂ + H₂O

4)с основаниями и аммиаком:

HCl + KOH  KCl + H₂O
3HCl + Al(OH)₃  AlCl₃ + 3H₂O
HCl + NH₃  NH₄Cl

5)с солями:

CaCO₃ + 2HCl  CaCl₂ + H₂O + CO₂
HCl + AgNO₃  AgCl + HNO₃

Образование белого осадка хлорида серебра, нерастворимого в минеральных кислотах используется в качестве качественной реакции для обнаружения анионов Cl^- в растворе.
Хлориды металлов - соли соляной кислоты, их получают взаимодействием металлов с хлором или реакциями соляной кислоты с металлами, их оксидами и гидроксидами; путем обмена с некоторыми солями

2Fe + 3Cl₂  2FeCl₃
Mg + 2HCl  MgCl₂ + H₂
CaO + 2HCl  CaCl₂ + H₂O
Ba(OH)₂ + 2HCl  BaCl₂ + 2H₂O
Pb(NO₃)₂ + 2HCl  PbCl₂ + 2HNO₃

Большинство хлоридов растворимы в воде (за исключением хлоридов серебра, свинца и одновалентной ртути).

Кислородсодержащие кислоты хлора

Хлорноватистая кислота HCl⁺¹O
H–O–Cl

Физические свойства

Существует только в виде разбавленных водных растворов.

Получение

Cl₂ + H₂O  HCl + HClO

Химические свойства

HClO - слабая кислота и сильный окислитель:

1)Разлагается, выделяя атомарный кислород

HClO –^{на свету}HCl + O

2)Со щелочами дает соли - гипохлориты

HClO + KOH  KClO + H2O

3)2HI + HClO  I₂ + HCl + H₂O

Хлористая кислота HCl⁺³O₂
H–O–Cl=O

Физические свойства

Существует только в водных растворах.

Получение

Образуется при взаимодействии пероксида водорода с оксидом хлора (IV), который получают из бертоллетовой соли и щавелевой кислоты в среде H₂SO₄:

2KClO₃ + H₂C₂O₄ + H₂SO₄  K₂SO₄ + 2CO₂ + 2СlO₂ + 2H₂O
2ClO₂ + H₂O₂  2HClO₂ + O₂

Химические свойства

HClO₂ - слабая кислота и сильный окислитель; соли хлористой кислоты - хлориты:

1) HClO₂ + KOH  KClO₂ + H₂O



2)Неустойчива, при хранении разлагается

4HClO₂  HCl + HClO₃ + 2ClO₂ + H₂O

Хлорноватая кислота HCl⁺⁵O₃

Физические свойства

Устойчива только в водных растворах.

Получение

Ba (ClO₃)₂ + H₂SO₄  2HClO₃ + BaSO₄

Химические свойства

HClO₃ - Сильная кислота и сильный окислитель; соли хлорноватой кислоты - хлораты:

6P + 5HClO₃  3P₂O₅ + 5HCl
HClO₃ + KOH  KClO₃ + H₂O

KClO₃ - Бертоллетова соль; ее получают при пропускании хлора через подогретый (40C) раствор KOH:

3Cl₂ + 6KOH  5KCl + KClO₃ + 3H₂O

Бертоллетову соль используют в качестве окислителя; при нагревании она разлагается:

4KClO₃ –^{без кат}KCl + 3KClO₄
2KClO₃ –^{MnO2 кат}2KCl + 3O₂

Хлорная кислота HCl⁺⁷O₄

Физические свойства

Бесцветная жидкость, t°кип. = 25C, t°пл.= -101C.

Получение

KClO₄ + H₂SO₄  KHSO₄ + HClO₄

Химические свойства

HClO₄ - очень сильная кислота и очень сильный окислитель; соли хлорной кислоты - перхлораты.

1)HClO₄ + KOH  KClO₄ + H₂O

2)При нагревании хлорная кислота и ее соли разлагаются:

4HClO₄ –^t° 4ClO₂ + 3O₂ + 2H₂O
KClO₄ –^t° KCl + 2O₂

БРОМ И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ

Бром Br₂ - открыт Ж. Баларом в 1826 г.

Физические свойства

Бурая жидкость с тяжелыми ядовитыми парами; имеет неприятный запах; = 3,14 г/см³; t°пл. = -8C; t°кип. = 58C.

Получение

Окисление ионов Br ^- сильными окислителями:

MnO₂ + 4HBr  MnBr₂ + Br₂ + 2H₂O
Cl₂ + 2KBr  2KCl + Br₂

Химические свойства

В свободном состоянии бром - сильный окислитель; а его водный раствор - "бромная вода" (содержащий 3,58% брома) обычно используется в качестве слабого окислителя.

1)Реагирует с металлами:

2Al + 3Br₂  2AlBr₃

2)Реагирует с неметаллами:

H₂ + Br₂  2HBr
2P + 5Br₂  2PBr₅

3)Реагирует с водой и щелочами :

Br₂ + H₂O  HBr + HBrO
Br₂ + 2KOH  KBr + KBrO + H₂O

4)Реагирует с сильными восстановителями:

Br₂ + 2HI  I₂ + 2HBr
Br₂ + H₂S  S + 2HBr

Бромистый водород HBr

Физические свойства

Бесцветный газ, хорошо растворим в воде; t°кип. = -67°С; t°пл. = -87°С.

Получение

1)2NaBr + H₃PO₄ –^t Na₂HPO₄ + 2HBr

2)PBr₃ + 3H₂O  H₃PO₃ + 3HBr

Химические свойства

Водный раствор бромистого водорода - бромистоводородная кислота еще более сильная, чем соляная. Она вступает в те же реакции, что и HCl:

1)     Диссоциация:

HBr  H⁺ + Br ^-

2)     С металлами, стоящими в ряду напряжения до водорода:

Mg + 2HBr  MgBr₂ + H₂

3)     с оксидами металлов:

CaO + 2HBr  CaBr₂ + H₂O

4)     с основаниями и аммиаком:

NaOH + HBr  NaBr + H₂O
Fe(OH)₃ + 3HBr  FeBr₃ + 3H₂O
NH₃ + HBr  NH₄Br

5)     с солями:

MgCO₃ + 2HBr  MgBr₂ + H₂O + CO₂
AgNO₃ + HBr  AgBr + HNO₃

Соли бромистоводородной кислоты называются бромидами. Последняя реакция - образование желтого, нерастворимого в кислотах осадка бромида серебра служит для обнаружения аниона Br ^- в растворе.

6)     HBr - сильный восстановитель:

2HBr + H₂SO₄(конц.)  Br₂+ SO₂ + 2H₂O
2HBr + Cl₂  2HCl + Br₂

Из кислородных кислот брома известны слабая бромноватистая HBr⁺¹O и сильная бромноватая HBr⁺⁵O₃.

ИОД И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ

Йод I₂ - открыт Б. Куртуа в 1811 г.

Физические свойства

Кристаллическое вещество темно-фиолетового цвета с металлическим блеском.
= 4,9 г/см³; t°пл.= 114C; t°кип.= 185C. Хорошо растворим в органических растворителях (спирте, CCl₄).

Получение

Окисление ионов I^- сильными окислителями:

Cl₂ + 2KI  2KCl + I₂
2KI + MnO₂ + 2H₂SO₄  I₂ + K₂SO₄ + MnSO₄ + 2H₂O

Химические

свойства

1)     c металлами:

2Al + 3I₂  2AlI₃

2)     c водородом:

H₂ + I₂  2HI

3)     с сильными восстановителями:

I₂ + SO₂ + 2H₂O  H₂SO₄ + 2HI
I₂ + H₂S  S + 2HI

4)     со щелочами:

3I₂ + 6NaOH  5NaI + NaIO₃ + 3H₂O

Иодистый водород

Физические свойства

Бесцветный газ с резким запахом, хорошо растворим в воде, t°кип. = -35°С; t°пл. = -51°С.

Получение

1)

I₂ + H₂S  S + 2HI

2)

2P + 3I₂ + 6H₂O  2H₃PO₃ + 6HI

Химические свойства

1)     Раствор HI в воде - сильная йодистоводородная кислота:

HI  H⁺ + I^-
2HI + Ba(OH)₂  BaI₂ + 2H₂O

Соли йодистоводородной кислоты - йодиды (др. реакции HI см. св-ва HCl и HBr)

2)     HI - очень сильный восстановитель:

2HI + Cl₂  2HCl + I₂
8HI + H₂SO₄(конц.)  4I₂ + H₂S + 4H₂O
5HI + 6KMnO₄ + 9H₂SO₄  5HIO₃ + 6MnSO₄ + 3K₂SO₄ + 9H₂O

3)     Идентификация анионов I^- в растворе:

NaI + AgNO₃  AgI + NaNO₃
HI + AgNO₃  AgI + HNO₃

Образуется темно-желтый осадок йодида серебра, нерастворимый в кислотах.

Кислородные кислоты йода

Йодноватая кислота HI⁺⁵O₃

Бесцветное кристаллическое вещество, t°пл.= 110°С, хорошо растворимое в воде.

Получают:

3I₂ + 10HNO₃  6HIO₃ + 10NO + 2H₂O

HIO₃ - сильная кислота (соли - йодаты) и сильный окислитель.

Йодная кислота H₅I⁺⁷O₆

Кристаллическое гигроскопичное вещество, хорошо растворимое в воде,    t°пл.= 130°С.
Слабая кислота (соли - перйодаты); сильный окислитель.

АСТАТ

АСТАТ (лат. Astatium), астатин, Аt - радиоактивный химический элемент VII

группы периодической системы Менделеева, атомный номер 85. Стабильных

изотопов у астата нет; известно не менее 20 радиоактивных изотопов астата,

из которых наиболее долгоживущий 210At имеет период полураспада T1/2 8,3 ч.

Многократные попытки ученых разных стран открыть элемент № 85 всевозможными химическими и физическими способами в природных объектах были неудачны. В 1940 Э. Сегре, Т. Корсон и У. Мак-Кензи получили на циклотроне в Беркли (США) первый изотоп 211At, бомбардируя висмут (-частицами. Название "астат" дано от греческого astatos - неустойчивый. Лишь после этого искусственного получения астата было показано, что 4 его изотопа (215At, 216At, 218At и 219At) образуются в очень маловероятных (5*10-5 - 0,02%) ответвлениях трех природных рядов радиоактивного распада урана и тория. Астат хорошо адсорбируется на металлах (Ag, Au, Pt), легко испаряется в обычных условиях и в вакууме. Благодаря этому удается выделить астат (до 85%) из продуктов облучения висмута путем их вакуумной дистилляции с поглощением астата серебром или платиной. Химические свойства астата очень интересны и своеобразны; он близок как к иоду, так и к полонию, т. е. проявляет свойства и неметалла (галогена) и металла. Такое сочетание свойств обусловлено положением астата в периодической системе: он является наиболее тяжелым (и следовательно, наиболее "металлическим") элементом группы галогенов. Подобно галогенам астат дает нерастворимую соль AgAt; подобно иоду окисляется до 5-валентного состояния (соль AgAtO3 аналогична AgJO3).

Однако, как и типичные металлы, астат осаждается сероводородом даже из

сильно кислых растворов, вытесняется цинком из сернокислых растворов, а при электролизе осаждается на катоде.
Список литературы

Bukvasha