Подгруппа галогенов

Лекция №3

План лекции

1. Общая характеристика подгруппы

2. Нахождение в природе. История получения фтора

3. Методы получения фтора

4. Физические и химические свойства фтора

5. Соединения фтора – фториды

6. Физические и химические свойства фтороводорода

7. Кислородные соединения фтора

8. Применение фтора и его соединений

9. Нахождение в природе. Истрия получения хлора

10. Физические и химические свойства фтора

11. Соединения хлора – хлориды. Сравнительная характеристика галогенводородов

12. Кислородные соединения хлора

13. Применение хлора и его соединений. Биологическая роль хлора.

14. Нахождение в природе. История получения брома, йода

15. Физические и химические свойства брома и йода

16. Соединения брома и йода

17. Применение брома и йода

К элементам VII (17) группы главной подгруппы относятся: фтор F, хлор Cl, бром Br, йод I, астат At.

В основном состоянии атомы галогенов имеют электронную конфигурацию внешнего энергетического уровня – …ns 2 np 5 , где n – главное квантовое число (номер периода). Для атомов галогенов характерны следующие степени окисления: для фтора – (–1, 0); для хлора – (–1, 0, +1, +3, (+4), +5, (+6), +7); для брома – (–1, 0, +1, +3, (+4), +5, +7); для астата – (–1, 0, +5).

В табл. 1 представлены основные свойства VII (17) группы главной подгруппы.

В VII группе главной подгруппе сверху вниз эффективный заряд ядра увеличивается, орбитальный радиус также увеличивается, энергия ионизации уменьшается, восстановительные свойства атомов возрастают. Для атомов галогенов характерны высокие значения энергии ионизации, поэтому восстановительные свойства для них малохарактерны.

В VII группе главной подгруппе сверху вниз эффективный заряд ядра увеличивается, орбитальный радиус увеличивается, энергия сродства к электрону уменьшается, окислительные свойства атомов уменьшаются.

Атом фтора не имеет свободных d-орбиталей, валентные электроны атома фтора (... 2s 2 2p 5) слабо экранированы от действия ядра, что объясняет небольшой радиус атома фтора и высокие значения энергии ионизации и электроотрицательности. Энергия сродства к электрону у атома фтора меньше, чем у атома хлора. Это связано с небольшим радиусом атома фтора и сильным межэлектронным отталкиванием при присоединении электрона к атому.

В VII группе главной подгруппе сверху вниз энергия ионизации уменьшается, энергия сродства к электрону уменьшается, электроотрицательность уменьшается.

В газообразном, жидком и твердом состоянии молекулы галогенов двухатомны Г 2 . Данные вещества имеют молекулярную кристаллическую решетку, и как следствие этого низкие температуры кипения и плавления.

В VII группе главной подгруппе сверху вниз температуры плавления и кипения возрастают. Для веществ с молекулярной кристаллической решеткой температуры плавления и кипения зависят от величины энергии межмолекулярного взаимодействия. Так как молекулы галогенов неполярны, поэтому для них энергия межмолекулярного взаимодействия зависит только от величины поляризуемости. Поляризуемость возрастает от F 2 к Cl 2 вследствие увеличения длины химической связи и общего числа электронов.

В свободном виде все галогены окрашены: F 2 – бледно-зеленый газ, Cl 2 – желто-зеленого цвета газ; Br 2 – красно-бурая жидкость; I 2 – твердое вещество серо-фиолетового цвета; At – серое вещество с металлическим блеском.

Химические элементы главной подгруппы IА группы периодической системы элементов Д. И. Менделеева: Li, Na, К, Rb, Cs, Fr. Название получили от гидрооксидов Щелочных металлов, названных едкими щелочами. Атомы Щелочных металлов имеют на внешней оболочке по 1 s-электрону, а на предшествующей -2 s- и 6 р-электронов (кроме Li). Характеризуются низкими температурами плавления, малыми значениями плотностей; мягкие, режутся ножом. Степень окисления Щелочных металлов в соединениях всегда равна +1. Эти металлы химически очень активны - быстро окисляются кислородом воздуха, бурно реагируют с водой, образуя щёлочи Me. OH (где Me - металл); активность возрастает от Li к Fr.

Литий (лат. - lithium), Li-химический элемент первой группы, А-подгруппы периодической системы Д. И. Менделеева, относится к щелочным металлам, порядковый номер 3, атомная масса равна 6, 939; при нормальных условиях серебристо-белый, легкий металл. Природный литий состоит из двух изотопов с массовыми числами 6 и 7. Интересная деталь: стоимость изотопов лития совсем не пропорциональна их распространенности. В начале этого десятилетия в США относительно чистый литий-7 стоил почти в 10 раз дороже лития-6 очень высокой чистоты. Искусственным путем получены еще два изотопа лития. Время их жизни крайне невелико: у лития-8 период полураспада равен 0, 841 секунды, а у лития-9 0, 168 секунды.

Литий - типичный элемент земной коры, сравнительно редкий элемент. (содержание 3, 2× 10 -3% по массе), он накапливается в наиболее поздних продуктах дифференциации магмы - пегматитах. В мантии мало лития - в ультраосновных породах всего 5× 10 -3% (в основных 1, 5× 10 -3%, средних - 2× 103%, кислых 4× 10 -3%). Близость ионных радиусов Li+, Fe 2+ и Mg 2+ позволяет литию входить в решётки магнезиальножелезистых силикатов - пироксенов и амфиболов. В гранитоидах он содержится в виде изоморфной примеси в слюдах. Только в пегматитах и в биосфере известно 28 самостоятельных минералов лития (силикаты, фосфаты и др.). Все они редкие. В биосфере литий мигрирует сравнительно слабо, роль его в живом веществе меньше, чем остальных щелочных металлов. Из вод он легко извлекается глинами, его относительно мало в Мировом океане (1, 5× 10 -5%). В человеческом организме (массой 70 кг) - 0, 67 мг. лития.

Калий (Kalium) Калий химический элемент I группы периодической системы Менделеева; атомный номер 19, атомная масса 39, 098; серебристо-белый, очень лёгкий, мягкий и легкоплавкий металл. Элемент состоит из двух стабильных изотопов - 39 K (93, 08%), 41 K (6, 91%) и одного слабо радиоактивного 40 K (0, 01%) с периодом полураспада 1, 32× 109 лет.

Нахождение в природе Калий - распространённый элемент: содержание в литосфере 2, 50% по массе. В магматических процессах калий, как и натрий, накапливается в кислых магмах, из которых кристаллизуются граниты и др. породы (среднее содержание калия 3, 34%). Калий входит в состав полевых шпатов и слюд. В основных и ультраосновных породах, богатых железом и магнием, калия мало. На земной поверхности калий, в отличие от натрия, мигрирует слабо. При выветривании горных пород калий частично переходит в воды, но оттуда его быстро захватывают организмы и поглощают глины, поэтому воды рек бедны калием и в океан его поступает много меньше, чем натрия. В океане калий поглощается организмами и донными илами (например, входит в состав глауконита); поэтому океанические воды содержат лишь 0, 038% калия - в 25 раз меньше, чем натрия.

В природе – девятый по химической распространенности элемент (шестой среди металлов), находится только в виде соединений. Входит в состав многих минералов, горных пород, соляных пластов. Третий по содержанию металл в природных водах: 1 л морской воды содержит 0, 38 г ионов K+. Катионы калия хорошо адсорбируются почвой и с трудом вымываются природными водами. Жизненно важный элемент для всех организмов. Ионы K+ всегда находятся внутри клеток (в отличие от ионов Na+). В организме человека содержится около 175 г калия, суточная потребность составляет около 4 г. Недостаток калия в почве восполняется внесением калийных удобрений – хлорида калия KCl, сульфата калия K 2 SO 4 и золы растений.

Интересные факты ДЛЯ ЧЕГО НУЖЕН ЦИАНИСТЫЙ КАЛИЙ? Для извлечения золота и серебра из руд. Для гальванического золочения и серебрения неблагородных металлов. Для получения многих органических веществ. Для азотирования стали - это придаёт её поверхности большую прочность. К сожалению, это очень нужное вещество чрезвычайно ядовито. А выглядит KCN вполне безобидно: мелкие кристаллы белого цвета с коричневатыми или серым оттенком.

Цезий Открыт цезий сравнительно недавно, в 1860 г. , в минеральных водах известных целебных источников Шварцвальда (Баден-Баден и др.). За короткий исторический срок прошел блистательный путь – от редкого, никому не ведомого химического элемента до стратегического металла. Принадлежит к трудовой семье щелочных металлов, по в жилах его течет голубая кровь последнего в роде. . . Впрочем, это нисколько не мешает ему общаться с другими элементами и даже, если они не столь знамениты, он охотно вступает с ними в контакты и завязывает прочные связи. В настоящее время работает одновременно в нескольких отраслях: в электронике и автоматике, в радиолокации и кино, в атомных реакторах и на космических кораблях. . . » .

Цезий, как известно, был первым элементом, открытым с помощью спектрального анализа. Ученые, однако, имели возможность познакомиться с этим элементом еще до того, как Роберт Бунзен и Густав Кирхгоф создали новый исследовательский метод. В 1846 г. немецкий химик Платтнер, анализируя минерал поллуцит, обнаружил, что сумма известных его компонентов составляет лишь 93%, но не сумел точно установить, какой еще элемент (или элементы) входит в этот минерал. Лишь в 1864 г. , уже после открытия Бунзена, итальянец Пизани нашел цезий в поллуците и установил, что именно соединения этого элемента не смог идентифицировать Платтнер.

Интересные факты Цезий и давление Все щелочные металлы сильно изменяются под действием высокого давления. Но именно цезий реагирует на него наиболее своеобразно и резко. При давлении в 100 тыс. атм. его объем уменьшается почти втрое – сильнее, чем у других щелочных металлов. Кроме того, именно в условиях высокого давления были обнаружены две новые модификации элементарного цезия. Электрическое сопротивление всех щелочных металлов с ростом давления увеличивается; у цезия это свойство выражено особенно сильно.

Франций Среди элементов, стоящих в конце периодической системы Д. И. Менделеева, есть такие, о которых многое слышали и знают неспециалисты, но есть и такие, о которых мало что сможет рассказать даже химик. К числу первых относятся, например, радон (№ 86) и радий (№ 88). К числу вторых – их сосед по периодической системе элемент № 87 – франций. Франций интересен по двум причинам: во-первых, это самый тяжелый и самый активный щелочной металл; во-вторых, франций можно считать самым неустойчивым из первых ста элементов периодической системы. У самого долгоживущего изотопа франция – 223 Fr – период полураспада составляет всего 22 минуты. Такое редкое сочетание в одном элементе высокой химической активности с низкой ядерной устойчивостью определило трудности в открытии и изучении этого элемента.

Нахождение в природе Помимо 223 Fr, сейчас известно несколько изотопов элемента № 87. Но только 223 Fr имеется в природе в сколько-нибудь заметных количествах. Пользуясь законом радиоактивного распада, можно подсчитать, что в грамме природного урана содержится 4· 10– 18 г 223 Fr. А это значит, что в радиоактивном равновесии со всей массой земного урана находится около 500 г франция-223. В исчезающе малых количествах на Земле есть еще два изотопа элемента № 87 – 224 Fr (член радиоактивного семейства тория) и 221 Fr. Естественно, что найти на Земле элемент, мировые запасы которого не достигают килограмма, практически невозможно. Поэтому все исследования франция и его немногих соединений были выполнены на искусственных продуктах.

Интересные факты Натрий на подводной лодке Натрий плавится при 98°, а кипит только при 883°C. Следовательно, температурный интервал жидкого состояния этого элемента достаточно велик. Именно поэтому (и еще благодаря малому сечению захвата нейтронов) натрии стали использовать в ядерной энергетике как теплоноситель. В частности, американские атомные подводные лодки оснащены энергоустановками с натриевыми контурами. Тепло, выделяющееся в реакторе, нагревает жидкий натрий, который циркулирует между реактором и парогенератором. В парогенераторе натрий, охлаждаясь, испаряет воду, и полученный пар высокого давления вращает паровую турбину. Для тех же целей используют сплав натрия с калием.

Неорганический фотосинтез Обычно при окислении натрия образуется окись состава Na 2 О. Однако если сжигать натрий в сухом воздухе при повышенной температуре, то вместо окиси образуется перекись N 2 О 2. Это вещество легко отдает своя «лишний» атом кислорода и обладает поэтому сильными окислительными свойствами. Одно время перекись натрия широко применяли для отбелки соломенных шляп. Сейчас удельный вес соломенных шляп в использовании перекиси натрия ничтожен; основные количества ее используют для отбелки бумаги и для регенерации воздуха на подводных лодках. При взаимодействии перекиси натрия с углекислым газом протекает процесс, обратный дыханию: 2 Na 2 О 2 + 2 СО 2 → 2 Na 2 CО 3 + О 2, т. е. углекислый газ связывается, а кислород выделяется. Совсем как в зеленом листе!

Натрий и золото К тому времени, как был открыт натрий, алхимия была уже не в чести, и мысль превращать натрий в золото не будоражила умы естествоиспытателей. Однако сейчас ради получения золота расходуется очень много натрия. «Руду золотую» обрабатывают раствором цианистого натрия (а его получают из элементарного натрия). При этом золото превращается в растворимое комплексное соединение, из которого его выделяют с помощью цинка. Золотодобытчики – среди основных потребителей элемента № 11. В промышленных масштабах цианистый натрий получают при взаимодействии натрия, аммиака и кокса при температуре около 800°C.

Натрий в воде Каждый школьник знает, что произойдет, если бросить кусочек натрия в воду. Точнее, не в воду, а на воду, потому что натрий легче воды. Тепла, которое выделяется при реакции натрия с водой, достаточно, чтобы расплавить натрий. И вот бегает по воде натриевый шарик, подгоняемый выделяющимся водородом. Однако реакция натрия с водой – не только опасная забава; напротив она часто бывает полезной. Натрием надежно очищают от следов воды трансформаторные масла, спирты, эфиры и другие органические вещества, а с помощью амальгамы натрия (т. е. сплава натрия с ртутью) можно быстро определить содержание влаги во многих соединениях. Амальгама реагирует с водой намного спокойнее, чем сам натри. Для определения влажности к пробе органического вещества добавляют определенное количество амальгамы натрия и по объему выделившегося водорода судят о содержании влаги.

Натриевый пояс земли Вполне естественно, что на Земле натрий никогда не встречается в свободном состоянии – слишком активен этот металл. Но в верхних слоях атмосферы – на высоте около 80 км – обнаружен слой атомарного натрия. На такой высоте практически нет кислорода, паров воды и вообще ничего, с чем натрий мог бы вступить в реакцию. Спектральными методами натрий был обнаружен и в межзвездном пространстве.

Рубидий - металл, который можно назвать химической недотрогой. От соприкосновения с воздухом он самопроизвольно воспламеняется и сгорает ярким розовато-фиолетовым пламенем. С водой взрывает, так же бурно реагирует при соприкосновении с фтором, хлором, бромом, йодом, серой. Как настоящего недотрогу, рубидий необходимо беречь от внешних воздействий. Для этой цели его помещают в сосуды, наполненные сухим керосином. . . Рубидий тяжелее керосина (плотность рубидия 1, 5) и не реагирует с ним. Рубидий - радиоактивный элемент, он медленно испускает поток электронов, превращаясь в стронций. Наиболее замечательным свойством рубидия является его своеобразная чувствительность к свету. Под влиянием лучей света рубидий становится источником электрического тока. С прекращением светового облучения исчезает и ток. С водой Р. реагирует со взрывом, причём выделяется водород и образуется раствор гидроокиси Р. , Rb. OH.

Рубидий обнаружен в очень многих горных породах и минералах, но его концентрация там крайне низка. Только лепидолиты содержат несколько больше Rb 2 О, иногда 0, 2%, а изредка и до 1. . . 3%. Соли рубидия растворены в воде морей, океанов и озер. Концентрация их и здесь очень невелика, в среднем порядка 100 мкг/л. Значит, в мировом океане рубидия в сотни раз меньше, чем в земной коре.

Интересные факты Не обошел рубидий своим вниманием и многих представителей растительного мира: следы его встречаются в морских водорослях и табаке, в листьях чая и зернах кофе, в сахарном тростнике и свекле, в винограде и некоторых видах цитрусовых. Почему его назвали рубидием? Rubidus – по-латыни «красный» . Казалось бы, это имя скорее подходит меди, чем очень обыкновенному по окраске рубидию. Но не будем спешить с выводами. Это название было дано элементу № 37 его первооткрывателями Кирхгофом и Бунзеном. Сто с лишним лет назад, изучая с помощью спектроскопа различные минералы, они заметили, что один из образцов лепидолита, присланный из Розены (Саксония), дает особые линии в темно -красной области спектра. Эти линии не встречались в спектрах ни одного известного вещества. Вскоре аналогичные темно-красные линии были обнаружены в спектре осадка, полученного после испарения целебных вод из минеральных источников Шварцвальда. Естественно было предположить, что эти линии принадлежат какому-то новому, до того неизвестному элементу. Так в 1861 г. был открыт рубидий

Двухатомная молекула существует только в случае азота (тройная связь), уже для фосфора перекрывание оказывается слишком мало. Фосфор образует три связи, но с разными атомами, его аллотропные модификации P 4 - белый фосфор - тетраэдрическая молекула, красный фосфор - соединение тетраэдров, черный фосфор - гофрированные слои, в которых каждый атом связан с тремя другими. У сурьмы и висмута металлические решетки.

Азот

Из металлов реагирует только с магнием и литием, образуя нитриды, с неметаллами реагирует только при высоких температурах с катализаторами. В природе азот переводится в аммиак с помощью фермента нитрогенеза.

Если вещество сочетает в себе азот в минимальной и максимальной степенях окисления, оно обычно способно к самопроизвольному разложению.

Азот образует полный ряд достаточно устойчивых оксидов: N 2 O; NO; N 2 O 3 ; NO 2 ; N 2 O 5 . Из всех оксидов только N 2 O 3 и N 2 O 5 - кислотные, остальные - несолеобразующие. N 2 O - веселящий газ, используется для наркоза, легко разлагается, выделяя кислород. Оксид азота (II) легко окисляется на воздухе:

2 NO + O 2 = 2 NO 2

Формулы кислот - HNO 2 (азотистая), HNO 3 (азотная). Соли называются соответственно нитриты и нитраты.

Нитриты добавляют в колбасы и мясные продукты для сохранения розового цвета. В круговороте азота в природе чрезвычайно важны нитраты. В сухом климате они накапливаются в местах окислительного гниения органических остатков. Практически все нитраты растворимы, поэтому для накопления их нужен сухой климат.

Нитраты и азотная кислота проявляют окислительные свойства:

4 KNO 3 + 5 C = 2 K 2 CO 3 + 3 CO 2 + 2 N 2 горение без доступа воздуха

Ag + 2 HNO 3 (50-70%) = AgNO 3 + NO 2 + H 2 O растворение серебра

При использовании «дымящей» HNO 3 (более 90%):

5 HNO 3 + P(кр.) = H 3 PO 4 + 5 NO 2 + H 2 O горение без доступа воздуха

При реакции азотной кислоты с металламисостав продуктов зависит от активности металла и концентрации кислоты; обычно образуется несколько продуктов окисления азота:

Cu + 4 HNO 3 (50-70%) = Cu(NO 3) 2 + 2 NO 2 + 2 H 2 O

3 Cu + 8 HNO 3 (30%) = 3 Cu(NO 3) 2 + 2 NO + 4 H 2 O (примесь NO 2)

4 Zn + 10 HNO 3 (5%) = 4 Zn(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3 H 2 O

Аммиак (NH 3) получают по реакции: N 2 + 3 H 2 = 2 NH 3 + 92 кДж

Аммиак благодаря большой теплоте испарения (23,5 кДж/моль) и удобным параметрам сжижения широко используется в крупных холодильных установках (промышленные пищевые холодильники, катки с искусственным льдом). В водных растворах аммиак проявляет слабые основные свойства. При этом соединение NH 4 OH не существует, ионы аммония находятся в равновесии с комплексом NH 3 *H 2 O:↔ NH 4 + + OH –

При смешивании газообразных хлороводорода и аммиака идет обратимая реакция: NH 3 + HCl ↔ NH 4 Cl. При нагревании большинство солей аммония “дымят” благодаря сдвигу равновесия влево. Щелочные и щелочноземельные металлы растворяются в жидком аммиаке, образуя ярко-синие растворы. Эти растворы постепенно превращаются с выделением водорода в прозрачные растворы амидов металлов. Аммиак как растворитель во многом подобен воде. Получение основания (амида) при растворении в аммиаке щелочного металла происходит по реакции: 2 K + 2 NH 3 = 2 KNH 2 + H 2. Аммиак может быть окислен до N 2 , до NO или N +5:

4 NH 3 + 3 O 2 = 2 N 2 + 6 H 2 O горение без катализатора

4 NH 3 + 5 O 2 = 4 NO + 6 H 2 O горение на катализаторе (Pt) – промышленный процесс

6 NH 3 + 8 KClO 3 + 6 NaOH = 6 NaNO 3 + 8 KCl + 12 H 2 O

N 2 H 4 гидразинможно рассматривать как аналог пероксида водорода. Он эндотермичен, горит с большим выделением тепла:

N 2 H 4 + O 2 = N 2 + 2 H 2 O ∆Н 0 = -622 кДж

Как и аммиак, гидразин – слабое основание: N 2 H 4 *H2O ↔ N 2 H 5 + + OH –

Азотистоводородная кислота (HN 3), по силе близка к уксусной; соли называются азидами. Азид натрия, разлагающийся с выделением азота, применяют в пиросмесях для быстрого наполнения газом автомобильных подушек безопасности.

Фосфор

Фосфор - содержится в мозгу, в скелете 2 кг (26%) Ca 3 (PO 4) 2 , в белках АТФ, в нуклеиновых кислотах.

Получают фосфор по реакции:

Ca 3 (PO 4) 2 + 3SiO 2 +5C = 3CaSiO 3 + 5CO + P 2(г) DН=3000 кДж

Фосфор образует ряд кислот, где валентность фосфора равна 5, а степень окисления может быть +1, +3, +5. Формулыкислородных кислот фосфора: H 3 PO 2 (фосфорноватистая), H 3 PO 3 (фосфористая), H 3 PO 4 (ортофосфорная). Названия средних солей соответственно гипофосфит, фосфит и фосфат. Ортофосфорная кислота - сильная кислота по первой ступени диссоциации (К1=7,6*10 -3), довольно слабая (слабее уксусной) по второй (К2 = 6,2*10 -8) и очень слабая (слабее угольной) по третьей (К3 = 4,4*10 -13). У всех фосфорных кислот существует главная черта: для окисленных состояний фосфора типична sp 3 -гибридизация с остающейся d-орбиталью для p-связи. При образовании кислородных кислот из P 2 O 5 последовательно рвутся связи Р-О, к Р присоединяется гидроксил от воды, а к кислороду - водород. При этом фосфор всегда сохраняет присущий sp 3 -гибридизации тетраэдр из атомов кислорода вокруг себя. Он так “любит” ‘этот тетраэдр, что когда не хватает кислорода, как в случае фосфористой или фосфорноватистой кислот, он присоединяет непосредственно к себе атом водорода, но тогда этот водород уже не отщепляется при ионизации.

Аналогичным образом фосфор ведет себя и во всех органических соединениях, включая АТФ и прочие биологические соединения.

Водородные соединения фосфоране устойчивы. Фосфин PH 3 и дифосфин P 2 H 4 самовоспламеняются на воздухе. Соли фосфония образуются только с сильными кислотами, например PH 4 I. Водой соли фосфония разлагаются.

Мышьяк

Оксидам мышьяка (III) и мышьяка (V) соответствуют мышьяковистая (H 3 AsO 3) и мышьяковая (H 3 AsO 4) кислоты. Для первой из них характерны восстановительные, для второй – окислительные свойства.

Мышьяковистый водород AsH 3 не устойчив и легко разлагается при нагревании.

VI группы. Халькогены

Атомы элементов подгруппы имеют следующее строение внешней электронной оболочки: ns 2 np 4 . Только кислород - газ, остальные твердые вещества. Все элементы VI группы - окислители - взаимодействуют с большинством металлов. Активность падает вниз по группе. В воде не растворяются, с разбавленными кислотами не реагируют.

Кислород

Кислород составляет 49,13% от общей массы земной коры. В земном шаре 28,56% кислорода. В воздухе только 0,03% от его массы в земной коре. 1200 минералов содержат кислород.

Кислород является окислителем. В перекиси водорода степень окисления кислорода равна -1, он может быть как окислителем так и восстановителем:

O 2 + 2H + + 2e ® 2H 2 O 2

H 2 O 2 + 2H + + 2e ® 2H 2 O

В воде H 2 O 2 нестабильна, диспропорционирует. Сжигая щелочные металлы в кислороде, можно получить перекиси металлов.

Азон (О 3) получается только при электрическом разряде: 3О 2 = 2О 3 . Озон образует озониды: 3KOH тв + 2O 3 ® 2KO 3(тв) +KOH×H 2 O + 1/2O 2 . Это непрочные соединения, сильнейшие окислители.

Сера

Важнейшими соединениями серы являются минералы: пирит FeS 2 , медный колчедан (халькопирит) CuFeS 2 . Многие сульфиды тяжелых металлов очень плохо растворимы, поэтому выделяются из кислых растворов.

В природе сера существует в виде соединений, в которых она проявляет степени окисления -2, 0, +4, +6. Важнейшее значение во взаимных превращениях соединений серы имеют простейшие микроорганизмы (бактерии и археи), лишенные ядра - прокариоты. Во многих растениях сера ассимилируется в виде сульфат-иона SO 4 2– и восстанавливается далее до сульфидных и дисульфидных групп. Некоторые анаэробные бактерии используют сульфаты фактически в качестве альтернативы кислороду, получая в процессе восстановления их до сульфидов S 2– энергию и синтезируя АТФ.

Сера растворима в щелочах: 3 S + 6 NaOH = Na 2 SO 3 + 2 Na 2 S + 3 H 2 O

Сера растворяется и в концентрированной серной кислоте, но только при нагревании: S + 2 H 2 SO 4 = 3 SO 2 + 2 H 2 O

Способность серы образовывать цепочки (S8 в ромбической и моноклинной сере) сохраняется и в соединениях с водородом: H 2 S 2 , H 2 S 3 , H 2 S 4 . Выделены персульфиды водорода до H 2 S 23 . Сера растворяется в насыщенных растворах сульфидов: Na 2 S + S = Na 2 S 2 .

Сероводород и сульфиды – сильные восстановители. В атмосфере сероводорода серебро чернеет из-за реакции образования Ag 2 S. При взаимодействии простых веществ (серы и ртути) легко образуется сульфид ртути HgS, поэтому пролитую ртуть, особенно попавшие в щели мелкие капли, нужно посыпать растертой серой.

Формулы кислот H 2 S 2 O 3 (тиосерная), H 2 S 3 O 6 (тритионовая), H 2 SO 3 (сернистая), H 2 SO 4 (серная). Соли называются соответственно тиосульфаты, тритионаты, сульфиты, сульфаты.

Тиосульфат получается при кипячении серы в растворе сульфита:

Na 2 SO 3 + S = Na 2 S 2 O 3

В противогазах времени первой мировой войны раствор тиосульфата использовался как “антихлор” благодаря сильному восстановительному действию:

Na 2 S 2 O 3 + 4 Cl 2 + 5 H 2 O = Na 2 SO 4 + H 2 SO 4 + 8 HCl

С менее сильным окислителем иодом количественно идет реакция образования тетратионата: 2 Na 2 S 2 O 3 + I 2 = Na 2 S 4 O 6 + 2 NaI

Тиосерная кислота неустойчива и диспропорционирует:

H 2 S 2 O 3 = S ↓ + SO 2 + H 2 O

Концентрированная серная кислотасильный окислитель:

2 Ag + 2 H 2 SO 4 (>95%) = Ag 2 SO 4 + SO 2 + 2 H 2 O

4 Zn + 5 H 2 SO 4 (>95%) = 4 ZnSO 4 + H 2 S + 4 H 2 O

В серной кислоте хорошо растворим серный ангидрид SO 3 ; полученные растворы называют олеумом. Из олеума удается выделить пиросерные кислоты H 2 S 2 O 7 и H 2 S 4 O 13 . При электролизе растворов серной кислоты с высокими плотностями тока получается пероксосерная кислота H 2 S 2 O 8 (соли – персульфаты).

Сернистый газ SO 2 и соли сернистой кислоты проявляют свойства окислителя и восстановителя: SO 2 + 2 H 2 S = 3 S + 2 H 2 O

SO 2 + Cl 2 = SO 2 Cl 2

Возможно и диспропорционирование: 4 Na 2 SO 3 = 3 Na 2 SO 4 + Na 2 S

Серная кислота - самый крупнотоннажный продукт химического синтеза. Широко используется сульфат кальция в виде полуводного алебастра CaSO 4 *0,5H 2 O для получения гипса CaSO 4 *2H 2 O. Квасцы K*12H 2 O применяются для дубления кожи и при крашении тканей. Сульфат натрия используется в производстве стекла и бумаги. Тиосульфат натрия – растворитель галогенидов серебра в фотографии. Гидросульфит кальция Ca(HSO 3) 2 используется в производстве целлюлозы. В производстве синтетических моющих средств (сульфохлорирование углеводородов) используют смесь сернистого газа и хлора. На основе сульфидов стронция и бария готовят светящиеся краски. Сульфиды, селениды и теллуриды (кадмия, свинца) – перспективные полупроводники. Теллуриды висмута и сурьмы (Bi 2 Te 3 , Sb 2 Te 3) применяются в качестве термопар в термогенераторах. Основное применение элементарной серы – вулканизация каучуков.

Характеристика элементов главной подгруппы VII группы. Галогены Электронная конфигурация ns 2 np 5 . Фтор и хлор - газы, бром - жидкость, иод - твердое вещество, молекулярный кристалл. Молекулы иода удерживаются в решетке за счет сил Ван-дер-Ваальса. Прочность двухатомных молекул падает по группе - уменьшается доля электронной плотности в пространстве между атомами. Исключение - фтор. Он кайносимметрик (первый раз заполняется p-оболочка, под ней нет такой же). Его молекула менее прочная, чем все остальные, поскольку электроны находятся близко друг от друга и сильно отталкиваются. Фтор - самый электроотрицательный элемент, вниз по группе электроотрицательность убывает. Все элементы - сильные окислители. Фтор взаимодействует со всеми элементами, даже с инертными газами (с Xe, Kr, Rn):

Xe + 2 F 2 = XeF 4 ∆H = - 252 кДж

В хлоре горят металлы, и даже неметаллы (P). Бром активно окисляет органические соединения, образует сильный ожог при попадании на кожу. Иод используется как антисептик тоже ввиду его окислительной активности. Поэтому в свободном виде эти элементы в природе встречаться не могут. Их можно получить окислением из солей. Поскольку фтор самый сильный окислитель, его ничем нельзя окислить химически. Поэтому его получают электролизом CaF 2 . Хлор в промышленности также получают путем электролиза поваренной соли. Но в лаборатории хлор уже можно получить окислением соляной кислоты или ее солей:

KMnO 4 + HCl ® MnCl 2 + Cl 2 + KCl + H 2 O

Аналогично можно получать бром и иод: KBr + Cl 2 ® KCl + Br 2

KI + Br 2 ® KBr + I 2

Взаимодействие с водой. Фтор разлагает воду при любом рН.

2 F 2 + 2 H 2 O = 4 HF + O 2

Хлор слабо разлагает воду при рН=0, с повышением рН - лучше. Остальные воду не разлагают: Cl 2 + H 2 O = HCl + HClO. Однако у всех галогенов кроме фтора есть положительные степени окисления, следовательно, они в принципе могут диспропорционировать.

Водородные соединения галогенов. С точки зрения метода молекулярных орбиталей самой прочной должна быть молекула HCl - орбитали наиболее близки по энергии. Однако самая прочная на самом деле HF - за счет водородных связей. У HF даже есть кислые соли - KHF 2 .

Галогенводороды, кроме HF, проявляют восстановительные свойства, которые усиливаются от HCl к HI:

2 KMnO 4 + 16 HCl = 2 MnCl 2 + 2 KCl + 5Cl 2 + 8 H 2 O

2 H 2 SO 4 (конц.) + 2 KBr = K 2 SO 4 + SO 2 + Br 2 + 2 H 2 O

5 H 2 SO 4 (конц.) + 8 KI = 4 K 2 SO 4 + H 2 S + I 2 + 4 H 2 O

Получение галогенводородов: а) прямой синтез из элементов - возможен только для HF и HCl. б) Замещение металлов в солях: KF + H 2 SO 4 ® K 2 SO 4 + НF­. При этом кислота должна быть сильной (чтобы вытеснить сильную НF), нелетучей и концентрированной (иначе реакция будет обратимой, кислота НF не будет улетучиваться) и не окислять галогены. Концентрированная H 2 SO 4 является окислителем и окисляет Вr - до Br 2 , I - до I 2 , при этом сама восстанавливается до SO 2 и H 2 S соответственно.

Сила кислот возрастает вниз по группе. HF - слабая кислота, не проявляет восстановительных свойств. Остальные - восстановители.

Соединения неметаллов с галогенами называют галогенангидридами:

SiCl 4 + H 2 O ® H 2 SiO 3 + HCl.

Галогены реагируют друг с другом, при этом менее электроотрицательный элемент приобретает положительную степень окисления, более электроотрицательный - отрицательную. Естественно, все эти соединения - галогенангидриды.

Так как оба элемента – кислород и галоген - электроотрицательные, прочных кислородных соединений галогенов не может быть

2F 2 + 2NaOH = OF 2 + 2NaF + H 2 O.

Все оксиды, кроме I 2 O 5 , нестабильны, их образование из элементов сопровождается колоссальным уменьшением энтропии.

Кислоты - HBrO, HBrO 3 , HBrO 4 (последняя очень неустойчива) HIO, HIO 3 , H 5 IO 6 . HСlO 2 активно окисляет воду и диспропорционирует. HClO - самый сильный окислитель, окисляет воду и диспропорционирует на Cl 2 и HClO 3 . Иными словами, в кислой среде стабильны лишь ClO 4 - и Cl - . В щелочной среде ClO - несколько более стабилен (отбеливатели всегда щелочные).

Галогены – типичные активные неметаллы, реагируют с другими неметаллами и с металлами; реакции обычно экзотермические:

5 Cl 2 + 2 P = 2 PCl 5 реакция начинается при слабом нагревании

3 Br 2 + 2 Al = 2 AlBr 3 реакция начинается самопроизвольно

Окислительные свойства галогенов ослабевают сверху вниз по подгруппе, поэтому вышестоящие молекулярные галогены вытесняют из галогенид-ионов нижестоящие: Cl 2 + 2 NaBr = 2 NaCl + Br 2

Br 2 + 2 KI = 2 KBr + I 2

При взаимодействии галогенов с растворами щелочей состав продуктов реакции зависит от температуры:

Cl 2 + 2 NaOH =200C= NaCl + NaClO + H 2 O

Cl 2 + 6 NaOH =800C= 5 NaCl + NaClO 3 + 3 H 2 O

Характеристика переходных металлов

Переходные металлы это d-элементы побочных подгрупп периодической системы, имеют электронную структуру (n-1)d m ns 2 . Основное отличие от р-элементов - не действует правило четности. Сначала на связь уходят s -электроны, потом d-электроны по одному. У 3d-элементов низшие степени окисления более стабильны, чем высшие, у 4d- и 5d- наоборот, высшие степени окисления более стабильны. Переходные металлы зачастую образуют комплексные ионы и окрашенные соединения. Вплоть до Mn высшая степень окисления этих металлов соответствует номеру группы, далее она понижается. У хрома нестабильны степени окисления: +5 (очень редко встречается) +2 , +4 - только в твердых веществах. У Mn существуют все степени окисления от +2 до +7, но +5 очень неустойчива и получается только в холодной щелочи.

Низшие оксиды всегда основные (только у цинка амфотерный). С повышением степени окисления уменьшается ионность связи и увеличивается кислотность оксидов: MnO - основной оксид, Mn 2 O 3 - амфотерный, MnO 2 - несолеобразующий, остальные кислотные.

Рассмотрим свойства некоторых переходных металлов:

Железо

Железо находится в побочной подгруппе VIII группы периодической системы. Строение электронной оболочки атома: 3d 6 4s 2 .

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2

Атомы железа проявляют степень окисления +2 и +3.

Железо является одним из самых распространенных элементов в природе, массовая доля в земной коре – 5,1%. Железо входит в состав большинства горных пород. Основными железными рудами являются магнитный железняк, бурый железняк и красный железняк.

Свойства. Железо – серебристо-белый металл. На воздухе подвергается коррозии, покрываясь ржавчиной. Чистое железо достаточно мягкое и пластичное. Температура плавления 1539°С. В интервале температур 910-1390°С железо образует кубическую гранецентрированную решетку. Железо является достаточно химически активным металлом.

Взаимодействие с неметаллами. При нагревании железо реагирует с многими неметаллами: Fe + S – t   FeS

2Fe + 3Cl 2 – t   2FeCl 3

2. Взаимодействие с водой. Железо взаимодействует с водой лишь при высоких температурах (свыше 700°С):

3Fe + 4H 2 O – t   Fe 3 O 4 + 4H 2

3. Взаимодействие с кислотами. Железо растворяется в хлороводородной и разбавленной серной кислотах, образуя соли железа (II) и водород:

Fe + H 2 SO 4  FeSO 4 + H 2

В достаточно концентрированной серной кислоте реакция протекает по уравнению: Fe + 2H 2 SO 4  FeSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

В серной кислоте очень высокой концентрации железо пассивирует. С разбавленной азотной кислотой железо взаимодействует. Продукты взаимодействия в зависимости от концентрации кислоты могут быть различными. В концентрированной азотной кислоте железо пассивирует.

4. Взаимодействие с солями. Железо может вытеснять некоторые металлы из растворов их солей: Fe + CuSO 4  FeSO 4 + Cu

5. Взаимодействие с оксидом углерода (II). Железо, взаимодействуя с этим оксидом, образует пентокарбонил железа: Fe + 5CO 

Железо и его соединения имеют большое значение для народного хозяйства. Сплавы железа с углеродом и другими веществами – стали являются основными конструкционными материалами. В химической промышленности железо используют как катализатор.

Цинк

Цинк находится в побочной подгруппе II группы. Атомы элементов этой подгруппы имеют следующую электронную оболочку: (n-1)s 2 p 6 d 10 ns 2 . Проявляют в соединениях степень окисления +2.

Цинк – серебристо-белый металл. Обладает хорошей электро- и теплопроводимостью. На воздухе цинк покрывается защитной пленкой оксидов и гидроксидов, которая ослабляет его металлический блеск.

Цинк – химически активный металл. При нагревании легко взаимодействует с неметаллами (серой, хлором, кислородом): 2Zn + O 2  2ZnO

Растворяется в разбавленных и концентрированных кислотах HCl, H 2 SO 4 , HNO 3 и в водных растворах щелочей:

Zn + 2HCl  ZnCl 2 + H 2

4Zn + 10HNO 3  4Zn(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O

Zn + 2NaOH + 2H 2 O  Na 2 + H 2

Оксид цинка – белое вещество, практически нерастворимое в воде. Оксид и гидроксид цинка являются амфотерными соединениями; они реагируют с кислотами и щелочами: ZnO +2HCl  ZnCl 2 + H 2 O

ZnO + 2KOH + H 2 O  K 2

Цинк используют для производства сплавов. Цинком покрывают стальные и чугунные изделия для защиты их от коррозии.

Медь

Медь находится в побочной подгруппе I группы Периодической системы. Строение электронных оболочек атомов элементов этой подгруппы выражается формулой (n-1)d 10 ns 1 . На внешнем энергетическом уровне атома находится один электрон, однако в образовании химических связей могут принимать участие и электроны с d-подуровня предпоследнего уровня. Поэтому они могут проявлять степени окисления +1, +2, +3, для меди наиболее устойчивы соединения со степенью окисления +2.

Медь – мягкий пластичный металл, имеет розово-красную окраску. Обладает высокой электрической проводимостью.

Медь – химически малоактивный металл. С кислородом реагирует только при нагревании: 2Cu + O 2 – t   2CuO

Не реагирует с водой, растворами щелочей, хлороводородной и разбавленной серной кислотами. Медь растворяется в кислотах, являющихся сильными окислителями:3Cu + 8HNO 3 (разб.)  3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O

Cu + 2H 2 SO 4 (конц.)  CuSO 4 + SO 2 +2H 2 O

Во влажной атмосфере, содержащей диоксид углерода, поверхность меди обычно покрывается зеленоватым налетом основного карбоната меди:

2Cu + O 2 + CO 2 +H 2 O  Cu(OH) 2 ∙ CuCO 3

Хром

Хром находится в побочной подгруппе VI группы Периодической системы. Строение электронной оболочки хрома: Cr 3d 5 4s 1 .

Массовая доля хрома в земной коре составляет 0,02%. Важнейшими минералами, входящими в состав хромовых руд, являются хромит, или хромистый железняк, и его разновидности, в которых железо частично заменено на магний, а хром – на алюминий.

Хром – серебристо серый металл. Чистый хром достаточно пластичный, а технический самый твердый из всех металлов.

Хром химически малоактивен. В обычных условиях он реагирует только с фтором (из неметаллов), образуя смесь фторидов. При высоких температурах (выше 600°C) взаимодействует с кислородом, галогенами, азотом, кремнием, бором, серой, фосфором: 4Cr + 3O 2 – t ° → 2Cr 2 O 3

2Cr + 3Cl 2 – t ° → 2CrCl 3

2Cr + N 2 – t° → 2CrN

2Cr + 3S – t° → Cr 2 S 3

В азотной и концентрированной серной кислотах он пассивирует, покрываясь защитной оксидной пленкой. В хлороводородной и разбавленной серной кислотах растворяется, при этом, если кислота полностью освобождена от растворенного кислорода, получаются соли хрома(II), а если реакция протекает на воздухе – соли хрома (III): Cr + 2HCl → CrCl 2 + H 2 ­

2Cr + 6HCl + O 2 → 2CrCl 3 + 2H 2 O + H 2 ­

Главную подгруппу I группы Периодической системы составляют литий Li, натрий Na, калий K, рубидий Rb, цезий Cs и франций Fr.

Атомы этих элементов имеют на внешнем энергетическом уровне один s-электрон: ns1 . Вступая в химические взаимодействия, атомы легко отдают электрон внешнего энергетического уровня, проявляя в соединениях постоянную степень окисления +1.

Элементы этой подгруппы относятся к металлам. Их общее название – щелочные металлы.

В природе наиболее распространены натрий и калий. Массовая доля натрия в земной коре 2,64%, калия – 2,60%. Щелочные металлы в природе в свободном состоянии в природе не встречаются. Основными природными соединениями Na являются минералы галит, или каменная соль, NaCl, и мирабилит, или глауберова соль (Na2SO4 · 10H2O). К важнейшим соединениям калия относится сильвин (KCl), карналлит (KCl · MgCl2 · 6H2O), сильвинит

Франций - радиоактивный элемент. Следы этого элемента обнаружены в продуктах распада природного урана. Из-за малого времени жизни изотопов Fr его трудно получать в больших количествах, поэтому свойства металлического Франция и его соединений изучены еще недостаточно.

Свойства: Щелочные металлы серебристо-белые вещества с малой плотностью. Литий из них – самый легкий. Это мягкие металлы, по мягкости Na, K, Rb, Cs подобны воску. Щелочные металлы легкоплавкие. Температура плавления цезия 28,5°С, наибольшая температура плавления у лития (180,5°С). Обладают хорошей электрической проводимостью.

Щелочные металлы обладают высокой химической активностью, их активность увеличивается в ряду Li-Na-K-Rb-Cs-Fr. В реакциях являются сильными восстановителями.

1. Взаимодействие с простыми веществами.

Щелочные металлы взаимодействуют с кислородом. Все они легко окисляются кислородом воздуха, а рубидий и цезий даже самовоспламеняются.

4Li + O2® 2Li2O(оксид лития)

2Na + O2® Na2O2 (пероксид натрия)

K + O2® KO2 (надпероксид калия)

Щелочные металлы самовоспламеняются во фторе, хлоре, парах брома, образуя галогениды:

2Na+Br2®2NaBr (галогенид)

При нагревание взаимодействуют со многими неметаллами:

2Na + S ® Na2S (сульфиды)

6Li + N2® 2Li3N (нитриды)

2Li + 2C ® 2Li2C2 (карбиды)

2. Взаимодействие с водой. Все щелочные металлы реагируют с водой, восстанавливая ее до водорода. Активность взаимодействия металлов с водой увеличивается от лития к цезию.

2Na + 2H2O ® 2NaOH + H2­­

2Li + 2H2O ® 2LiOH + H2­­

3. Взаимодействуют с кислотами. Щелочные металлы взаимодействуют с хлороводородной и разбавленной серной кислотами с выделением водорода:

2Na + 2HCl ® 2NaCl +H2­

Концентрированную серную кислоту восстанавливают главным образом до сероводорода:

8Na + 5H2SO4® 4Na2SO4+ H2S­ + 4H2O

При этом возможно параллельное протекание реакции восстановления серной кислоты до оксида серы (IV) и элементарной серы.

При реакции щелочного металла с разбавленной азотной кислотой преимущественно получается аммиак или нитрат аммония, а с концентрированной – азот или оксид азота (I):

8Na +10HNO3(разб.)® 8NaNO3+ NH4NO3+ 3 H2O

8K +10HNO3(конц.)® 8KNO3+ NO2+ 5H2O

Однако, как правило, одновременно образуется несколько продуктов.

4. Взаимодействие с оксидами металлов и солями. Щелочные металлы вследствие высокой химической активности могут восстанавливать многие металлы из их оксидов и солей:

BeO +2Na ®Be + Na2O

CaCl2+ 2Na® Ca + 2NaCl

Получение:

Металлический натрий в промышленности получают электролизом расплава хлорида натрия с инертными электродами. В расплаве хлорид натрия диссоциирует на ионы:

NaCl↔ Na+ + Cl-

При электролизе на катоде восстанавливается катион Na+ , на аноде окисляется анион Cl-:

катод: 2 Na++2е ® 2Na

анод: 2 Cl--2е ® Сl2

2Na++ 2Cl-® 2Na + Cl2 или 2NaCl®2Na + Cl

Таким образом при электролизе образуются натрий и хлор. Иногда натрий получают электролизом расплава гидроксида натрия.

Другим способом получения натрия является восстановление соды углем при высоких температурах:

Na2CO3+ 2C®2Na + 3CO

Калий получают замещение его натрием из расплава хлорида калия или гидроксида калия:

KCl + Na ® K + NaCl

Калий может быть получен также электролизом расплавов его соединений (KCl; KOH).

Металлический литий получают электролизом расплава хлорида лития или восстановлением оксида лития алюминием.

Рубидий и цезий получают, восстанавливая металлами их галогениды в вакууме:

2RbCl + Ca = 2Rb + CaCl2 ; 2CsCl + Mg = 2Cs + CaCl2

Оксиды щелочных металлов (R2O):

Оксиды лития и натрия – белые вещества, оксид калия имеет светло-желтую окраску, рубидия – желтую, цезия – оранжевую. Все оксиды – реакционноспособные соединения, обладают ярко выраженными основными свойствами, причем в ряду от оксида лития к оксиду цезия основные свойства усиливаются.

Окислением металла получается только оксид лития:

4Li + O2® 2Li2O

Остальные оксиды получают косвенным путем. Так, оксид натрия получают восстановлением соединения натрия металлическим натрием:

Na2O2+ 2Na ® 2Na2O

2NaOH + 2Na ® 2Na2O + H2

Оксиды щелочных металлов легко взаимодействуют с водой, образуя гидроксиды, например:

Li2O + H2O ® 2LiOH

С кислотными оксидами и кислотами они реагируют, образуя соли:

Na2O + SO3 ® Na2SO4

K2O + 2HNO3 ® 2KNO3+ H2O

Гидроксиды щелочных металлов (ROH):

Представляют собой белые кристаллические вещества. Все гидроксиды щелочных металлов являются сильными основаниями, растворимыми в воде. Общее название – щелочи.

Гидроксиды образуются при взаимодействии щелочных металлов или их оксидов с водой:

2Li + 2H2O ® 2LiOH + H2­

Li2O + H2O ® 2LiOH

Гидроксиды натрия и калия, имеющие большое практическое значение, в промышленности получают электролизом хлоридов:

2NaCl + 2H2O ® 2NaOH + H2­ + Cl2­

катод: 2H++ 2ē ® H02­

анод: 2Cl-– 2ē ® Cl02­

Гидроксиды щелочных металлов проявляют все характерные свойства оснований: они взаимодействуют с кислотами и амфотерными оксидами, амфотерными гидроксидами, кислотами, солями. В водных растворах щелочей растворяются некоторые металлы, образующие амфотерные гидроксиды, например:

Zn + 2NaOH + 2H2O = Na2 + H2

9 F 1s 2 2s 2 2p 5

17 Cl 3s 2 3p 5

35 Br 3d 10 4s 2 4p 5

53 I 4d 10 5s 2 5p 5

85 At 4f 14 5d 10 6s 2 6p 5

5 элементов главной подгруппы VII группы имеют общее групповое название «галогены» (Hal), что означает «солерождающие».

В подгруппу галогенов входят фтор, хлор, бром, иод и астат (астат - радиоактивный элемент, изучен мало). Это р-элементы группы периодической системы Д.И. Менделеева. На внешнем энергетическом уровне их атомы имеют по 7 электронов ns 2 np 5 . Этим объясняется общность их свойств.

Свойства элементов подгруппы галогенов

Они легко присоединяют по одному электрону, проявляя степень окисления -1. Такую степень окисления галогены имеют в соединениях с водородом и металлами.

Однако атомы галогенов, кроме фтора, могут проявлять и положительные степени окисления: +1, +3, +5, +7. Возможные значения степеней окисления объясняются электронным строением, которое у атомов фтора можно представить схемой

Будучи наиболее электроотрицательным элементом, фтор может только принимать один электрон на 2р-подуровень. У него один неспаренный электрон, поэтому фтор бывает только одновалентным, а степень окисления всегда -1.

Электронное строение атома хлора выражается схемой:

У атома хлора один неспаренный электрон на 3р-подуровне и обычном (невозбужденном) состоянии хлор одновалентен. Но поскольку хлор находится в третьем периоде, то у него имеется еще пять орбиталей 3 -подуровня, в которых могут разместиться 10 электронов.

В возбужденном состоянии атома хлора электроны переходят с 3p - и 3s-подуровней на 3d-подуровень (на схеме показано стрелками). Разъединение (распаривание) электронов, находящихся в одной орбитали, увеличивает валентность на две единицы. Очевидно, хлор и его аналоги (кроме фтора) могут проявлять лишь нечетную переменную валентность 1, 3, 5, 7 и соответствующие положительные степени окисления. У фтора нет свободных орбиталей, а значит, при химических реакциях не происходит разъединения спаренных электронов в атоме. Поэтому при рассмотрении свойств галогенов всегда надо учитывать особенности фтора и соединений.

Водные растворы водородных соединений галогенов являются кислотами: НF - фтороводородная (плавиковая), НСl - хлороводородная (соляная), НВr - бромводородная, НI - йодоводородная.

Одинаковое строение внешнего электронного слоя (ns 2 np 5) обусловливает большое сходство элементов.

Простые вещества - неметаллы F 2 (газ), Cl 2 (газ), Вг 2 (ж), l 2 (тв.).

При образовании ковалентных связей галогены чаще всего используют один неспаренный р-электрон, имеющийся в невозбужденном атоме, проявляя при этом В = I.

Валентные состояния атомов CI, Br, I.

Образуя связи с атомами более электроотрицательных элементов, атомы хлора, брома и йода могут переходить из основного валентного состояния в возбужденные, что сопровождается переходом электронов на вакантные орбитали d-подуровня. При этом число неспаренных электронов увеличивается, вследствие чего атомы CI, Br, I могут образовывать большее число ковалентных связей:

Отличие F от других галогенов

В атоме F валентные электроны находятся на 2-м энергетическом уровне, имеющем только s- и р- подуровни. Это исключает возможность перехода атомов F в возбужденные состояния, поэтому фтор во всех соединениях проявляет постоянную В, равную I. Кроме того, фтор - самый электроотрицательный элемент, вследствие чего имеет и постоянную с. о. -1.

Важнейшие соединения галогенов

I. Галогеноводороды HHal.

II Галогениды металлов (соли галогеноводородных кислот) - самые многочисленные и устойчивые соединения галогенов

III. Галогенорганические соединения

IV. Кислородсодержащие вещества:

Неустойчивые оксиды, из которых достоверным можно считать существование 6 оксидов (Cl 2 O, ClO 2 , Cl 2 O 7 , Вr 2 O, ВrO 2 , I 2 O 5);

Неустойчивые оксокислоты, из которых только 3 кислоты выделены как индивидуальные вещества (НСlO 4 , НlO 3 , НlO 4);

Соли оксокислот, главным образом хлориты, хлораты и перхлораты.