2015-04-20
474
ЛЕКЦИИ
Лекция 8. Галогены
| Свойства атомов галогенов | ||||||
| F | Cl | Br | I | |||
| Атомная масса, г/моль | 19,0 | 35,5 | 79,9 | 126,9 | ||
| Ковалентный радиус атома, 10-12 м | ||||||
| Радиус аниона Э-, 10-12 м (пм) | ||||||
| Сродство к электрону, кДж/моль | 349 | |||||
| Энергия ионизации до Э+, кДж/моль | ||||||
| Свойства молекулярных галогенов Э2 | ||||||
| Температура плавления, 0С | -223 | -101,4 | -7,2 | 113,6 | ||
| Температура кипения, 0С | -188 | -34 | 58,2 | 184,5 | ||
| Межъядерное расстояние, 10-12 м (пм) | ||||||
| Энтальпия диссоциации, кДж/моль | 243 | |||||
| Свойства галогенводородов НЭ | ||||||
| Температура кипения, 0С | +19,5 | -85,0 | -66,7 | -35,3 | ||
| Станд. энтальпия образования, кДж/моль | -271 | -92 | -36 | +27 | ||
| Энтальпия диссоциации, кДж/моль | ||||||
| Степень ионизации 0,1 М водн. раств-ра | 0,09 | 0,93 | 0,94 | 0,95 | ||
В таблице подчеркнуты величины, выходящие из монотонного ряда свойств.
| Свойства анионов галогенов в водном растворе | |||||
| F- | Cl- | Br- | I- | ||
| Ковалентный радиус атома, 10-12 м | |||||
| Радиус аниона Э-, 10-12 м (пм) | |||||
| Е0 процесса, В: Э2 + 2 e– = 2 Э– | +2,87 | +1,36 | +1,07 | +0,54 | |
Максимальным сродством к электрону обладает не фтор, а хлор, потому что из-за малого размера атома фтора у него сильнее, чем у хлора, межэлектронное отталкивание.
|
|
|
У фтора самая высокая электроотрицательность (c), наиболее распространенный способ вычисления которой (по Малликену) – полусумма энергии ионизации атома (I) и его сродства к электрону (F) [[1]]: c = Ѕ(I + F). Для упрощения шкалы электроотрицательностей элементов их сравнивают с c углерода, принятой за 2,5.
Бо’льшая прочность молекулы Cl2 по сравнению с F2 объясняется участием свободных d-орбиталей в образовании связи в молекуле хлора.
Аномально высокая температура кипения фтороводорода обусловлена вкладом водородных связей в межмолекулярное взаимодействие в HF.
Демонстрации:
а) возгонка иода;
б) экстракция иода из иодной воды;
в) взаимодействие брома с алюминиевыми стружками.
Галогены – типичные активные неметаллы, реагируют с другими неметаллами и с металлами; реакции обычно экзотермические:
5 Cl2 + 2 P = 2 PCl5 реакция начинается при слабом нагревании
3 Br2 + 2 Al = 2 AlBr3 реакция начинается самопроизвольно
3 I2 + 2 Al = 2 AlI3 реакция начинается в присутствии воды
Окислительные свойства галогенов ослабевают сверху вниз по подгруппе, поэтому вышестоящие молекулярные галогены вытесняют из галогенид-ионов нижестоящие:
Cl2 + 2 NaBr = 2 NaCl + Br2
Br2 + 2 KI = 2 KBr + I2
При избытке более активного («верхнего») галогена реакция идет дальше:
|
|
|
5 Cl2 + Br2 + 6 H2O = 10 HCl + 2 HBrO3
5 Cl2 + I2 + 6 H2O = 10 HCl + 2 HIO3
Фтор – самый сильный окислитель из простых веществ. Он реагирует даже с некоторыми “инертными” газами:
Xe + 2 F2 = XeF4 DH = - 252 кДж
Фтор отличается от остальных галогенов в реакции с водой. Фтор реагирует только как окислитель:
2 F2 + 2 H2O = 4 HF + O2
Остальные галогены при взаимодействии с водой диспропорционируют:
Cl2 + H2O = HCl + HClO
При взаимодействии галогенов с растворами щелочей состав продуктов реакции зависит от температуры:
Cl2 + 2 NaOH =200C= NaCl + NaClO + H2O
Cl2 + 6 NaOH =800C= 5 NaCl + NaClO3 + 3 H2O
Демонстрация:
взаимодействие бромной воды с раствором NaOH, затем с соляной кислотой.
Реакция диспропорционирования галогенов обратима:
Br2 + 2 KOH = KBr + KBrO + H2O в щелочной среде
HBr + HBrO = Br2 + H2O в кислой среде
В отличие от всех остальных кислот, плавиковая HF растворяет стекло по реакциям:
SiO2 + 4 HF = SiF4 + 2 H2O
SiF4 + 2 HF = H2[SiF6]
Галогенводороды, кроме HF, проявляют восстановительные свойства, которые усиливаются от HCl к HI:
2 KMnO4 + 16 HCl = 2 MnCl2 + 2 KCl + 5Cl2 + 8 H2O
2 H2SO4(конц.) + 2 KBr = K2SO4 + SO2 + Br2 + 2 H2O
5 H2SO4(конц.) + 8 KI = 4 K2SO4 + H2S + I2 + 4 H2O
