Общая характеристика простых веществ-галогенов и образуемых или соединений

Галогены.

Ввиду высокой химической активности галогены в природе встречаются только в виде соединений:

NaCl – каменная (поваренная) соль, галит;

KCl∙NaCl – сильвинит;

KCl – сильвин;

KCl∙MgCl₂∙6H₂O – карналлит;

CaF₂ - плавиковый шпат, флюорит;

Na₃AlF₆ – криолит.

Электронное строение атомов

₉F …2s²2p⁵ - Радиус атомов увеличивается

₁₇Cl …3s²3p⁵ - Электроотрицательность уменьшается

₃₅Br …4s²4p⁵ - Способность присоединять электрон уменьшаются

₅₃I …5s²5p⁵

Имея на внешнем слое 7 электронов, атомы галогенов (Hal) стремяться к присоединению недостающего до октета одного электрона; при этом они превращаются в ионы с зарядом -1:

Hal⁰ + 1e^- → Hal^1-

Фтор является самым электроотрицательным элементом, поэтому в своих соединениях он имеет постоянную степень окисления -1.

Все другие галогены могут иметь и положительные степени окисления. Такие степени окисления характерны для галогенов в соединениях с более электроотрицательными неметаллами. В большинстве этих соединений степени окисления галогенов равны +1, +3, +5 и +7, что обусловлено валентными возможностями их атомов в основном и возбужденном состояниях.

Общая характеристика простых веществ-галогенов и образуемых или соединений

Простые вещества, образуемые галогенами, состоят из двухатомных молекул F₂, Cl₂, Br₂, I₂, в которых атомы связаны ковалентной неполярной σ-связью.

По физическим и химическим свойствам это типичные неметаллы, обладающие высокой химической активностью и ярко выраженными окислительной способностью. Характеризуются плохой растворимостью в оде, наличием характерного запаха и ядовитым действием.

Уменьшение неметалличности элементов приводит к заметным изменениям физических и химических свойств соответствующих простых веществ:

 

 

F₂ Cl₂ Br₂ I₂

жидкость газ газ тв. вещество с мет. блеском

Прочность связи в молекулах уменьшается

Химическая активность снижается

Окислительная способность уменьшается

 

Фтор резко отличается от других галогенов своей необычайно высокой химической активностью. Проявляя свойства сильнейшего окислителя:

2F₂ + 2H₂O = 4HF + O₂↑

SiO₂ + 2F₂ = SiF₄ + O₂↑

С ростом атомного номера элемента галогена окислительные свойства простых веществ галогенов уменьшаются, а восстановительные свойства анионов галогенов возрастают, поэтому галоген с меньшим зарядом ядра атома окисляет все анионы галогенов с большим зарядом ядра атома:

2KBr + Cl₂ = 2KCl + Br₂

2HI + Br₂ = 2HBr + I₂

Оксиды и гидроксиды, образуемые галогенам, являются крайне неустойчивыми соединениями. В отличие от большинства других простых веществ, галогены с кислородом непосредственно не соединяются, поэтому их получают косвенным путем.

Фтор имеет большую электроотрицательность, чем кислород, поэтому его соединения с кислородом OF₂, O₂F₂ не являются оксидами и называются фторидами кислорода.

Хлор

Физические свойства

При обычных условиях хлор Cl₂ – газ желто-зеленого цвета с резким запахом; в 2,5 раза тяжелее воздуха, ядовит. Раствор хлора в воде называется хлорной водой. При температуре - 34°С хлор переходит в жидкое состояние.

 

Получение хлора

В лаборатории

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

KClO₃ + 6HCl → KCl + 3Cl₂↑+ 3H2O

В промышленности

Электролиз раствора или расплава NaCl:

2NaCl + 2H₂O→ H₂­ + Cl₂↑­ + 2NaOH

2NaCl → Cl₂↑ + 2Na