Урок №16. Положение галогенов в периодической таблице и строение их атомов. Свойства, получение и применение галогенов

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.

Атомы галогенов содержат на внешнем энергетическом уровне 1 неспаренный электрон и три неподеленные электронные пары в основном энергетическом состоянии. Следовательно, в основном состоянии атомы галогенов могут образовывать 1 связи по обменному механизму.

При этом у фтора возбужденного состояния нет, т.е. максимальная валентность фтора в соединения равна I.

Однако, в отличие от фтора, за счет вакантной d-орбитали атомы хлора, брома и йода могут переходить в возбужденное энергетическое состояние.

Таким образом, максимальная валентность галогенов (кроме фтора) в соединениях равна VII. Также для галогенов характерны валентности I, III, V.

Степени окисления атома галогенов – от -1 до +7. Характерные степени окисления -1, 0, +1, +3, +5, +7. Для фтора характерная степень окисления -1 и валентность I.

Высший оксид (валентность=№_группы)

Г₂О₇

(F – исключение)

Летучее водородное соединение (валентность=8-№_группы)

HГ

Дополнительно: Сравнительная характеристика галогенов и на сайте "Фоксфорд"

Физические свойства

Простые вещества - галогены - состоят из двухатомных молекул, в которых атомы связаны ковалентной неполярной связью.

Галогены - вещества молекулярного строения; плохо растворимы в воде (происходит обратимая химическая реакция), но хорошо растворимы в неполярных и малополярных растворителях, таких как CCl₄, гексан С₆Н₁₄, сероуглерод CS₂ и т.п.

Соединения галогенов

Типичные соединения хлора (бром и йод образуют подобные соединения):

Химические свойства

Галогены - типичные окислители:

Г⁰ + 1е^- → Г^-1 (Г⁰ – окислитель, восстанавливается)

Наибольшей химической активностью обладает фтор, это сильнейший окислитель, который реагирует даже с инертными газами:

2F₂+Xe=XeF₄

1) Взаимодействие с металлами

Все галогены взаимодействуют практически со всеми простыми веществами, наиболее энергично протекает реакция с металлами. Фтор при нагревании реагирует со всеми металлами, включая золото и платину, на холоде взаимодействует с щелочными металлами, свинцом и железом. Хлор, бром и йод при обычных условиях реагируют со щелочными металлами, а при нагревании – с медью, железом и оловом:

Ca+Cl₂=CaCl₂

2Na+Cl₂=2NaCl

Металлы с переменной валентностью окисляются галогенами с образованием солей, в которых они проявляют свою максимальную валентность:

Например, Fe(II) и Fe(III); Сu(I) и Cu(II)

2Fe+3Cl₂=2FeCl₃

Сu+Cl₂=CuCl₂

В результате взаимодействия образуются галогениды, которые являются солями.

2) Взаимодействие с водородом

Все галогены взаимодействуют с водородом с образованием галогеноводородов:

H₂+Г₂=2HГ

При обычных условиях фтор реагирует с водородом в темноте со взрывом:

H₂+F₂ ^{темнота}→2HF+Q

взаимодействие с хлором протекает на свету:

H₂+Cl₂ ^hν→2HCl

бром и йод реагируют только при нагревании:

H₂+Br₂ ^t→ 2HBr

причем реакция с йодом обратима:

H₂+I₂↔2HI

3) Взаимодействие с неметаллами

С кислородом и азотом галогены непосредственно не взаимодействуют:

• Галогены не горят на воздухе:

Г₂+O₂≠

Фтор окисляет кислород с образованием фторида кислорода:

2F₂ + O₂ = 2OF₂

• Реагируют с серой, фосфором, кремнием, проявляя окислительные свойства, химическая активность у брома и йода выражена слабее, чем у фтора и хлора:

2P + 5Cl₂ = 2PCl₅

2P + 3Cl₂ = 2PCl₃

2F₂ + C = CF₄

S + 3F₂ = SF₆

4) Взаимодействие с водой

• С водой фтор и остальные галогены реагируют по-разному: взаимодействие фтора с водой сопровождается горением, а с водяным паром - взрывом:

2F₂+2H₂O=4HF+O₂↑

• Остальные галогены при взаимодействии с водой образуют смесь кислот:

Г₂+H₂O=HГ+HГO

Cl₂+H₂O=HCl+HClO

Эта реакции является реакцией диспропорционирования, где галоген одновременно является окислителем и восстановителем.

5) Взаимодействие со щелочами.

Также галогены диспропорционируют в растворах щелочей:

• на холоде:

Cl₂+2KOH=KClO+KCl+H₂O

образуются хлорид и гипохлорит калия

• при нагревании:

3Cl₂+6KOH =^t,°С= KClO₃+5KCl+3H₂O

образуются хлорид и хлорат калия

Гипобромид-ион существует только при температуре ниже 0 °С, гипойодит-ион в растворах не существует.

6) Взаимодействие с соединениями других неметаллов:

Галогены способны отнимать водород от других веществ:

H₂S+Br₂=S+2HBr

Реакционная способность галогенов снижается при переходе от фтора к йоду, поэтому предыдущий элемент вытесняет последующий из галогеноводородных кислот и их солей:

2KI+Br₂=2KBr+I₂

2HBr+Cl₂=2HCl+Br₂

KCl+Br₂ ≠

Применение галогенов и их соединений

1. Фтор используется при синтезе полимерных материалов (фторопласты), как окислитель ракетного топлива, жидкости (фреоны) для холодильных машин.

2. Хлор применяется для синтеза соляной кислоты, хлорной извести, винилхлорида, каучука; для отбеливания тканей и бумажной массы; для обеззараживания питьевой воды.

3. Бром используется для приготовления лекарств, для получения различных органических веществ, в лакокрасочной промышленности.

4. Йод применяется для приготовления лекарств, в анализе веществ.

5. Галогеноводороды используются в химической промышленности для получения галогеноводородных кислот, из которых наиболее используемой является соляная.

6. Соляная кислота служит для получения её солей, как реагент в химических лабораториях, для обработки руд, травления металлов, в пищевой промышленности и медицине.

Дополнительно: Решение экспериментальных задач по теме "Галогены"