41450

ВЛАСТИВОСТІ ГАЛОГЕНІВ. ВОДНЕВІ СПОЛУКИ ГАЛОГЕНІВ

Реферат

Химия и фармакология

Добування і властивості хлору. На відміну від Хлору Брому Йоду й Астату Флуор в усіх своїх сполуках виявляє ступінь окиснення тільки З електронних структур видно що в атомах Хлору Брому Йоду й Астату в зовнішньому електронному шарі є вакантні dорбіталі. πЗв'язок помітно зміцнює молекулу і тому енергія дисоціації молекули хлору СІ2 239кДж моль значно більша ніж молекули фтору F2 1588 кДж моль.

Украинкский

2013-10-24

851.5 KB

21 чел.

ВЛАСТИВОСТІ ГАЛОГЕНІВ. ВОДНЕВІ СПОЛУКИ ГАЛОГЕНІВ.

  1.  Загальна характеристика  елементів підгрупи галогенів.
  2.  Властивості флуору та його сполук
  3.  Хлор у природі. Добування і властивості хлору. 
  4.  Хлороводень. Хлориди.

1.Загальна характеристика  елементів підгрупи галогенів.

До VII групи належать галогени та елементи підгрупи Мангану. Між елементами цих двох підгруп простежується подібність властивостей їхніх сполук з найвищими ступенями окиснення. Істотна відмінність між елементами головної і побічної підгруп VII групи виявляється в разі зіставляння простих речовин та сполук з нижчими ступенями окиснення.

До галогенів належать Флуор F, Хлор СІ, Бром Вr, Йод І і Астат Аt. Назва «галогени» (солероди) зумовлена властивістю аналогів Флуору утворювати солі під час безпосередньої взаємодії з металами. Атоми елементів головної підгрупи VII групи мають таку будову зовнішнього електронного шару: s2р5 . На відміну від Хлору, Брому, Йоду й Астату Флуор в усіх своїх сполуках виявляє ступінь окиснення тільки -1. Решта галогенів виявляють ступені окиснення від-1 до +7.

Структура електронних оболонок атомів галогенів показує, що вони мають велику спорідненість до електрона; приєднуючи один електрон, вони перетворюються на йони Г- . Здатність приєднувати електрони характеризує галогени як типові неметали.

Найбільш електронегативним елементом з усіх галогенів (як і з усіх елементів взагалі) є Флуор. Значення електронегативностей елементів, як і здатність приєднувати електрон, від Флуору до Астату зменшується. У такій самій послідовності зростають радіуси галогенід-іонів. Тому неметалічна природа галогенів від Флуору до Астату послаблюється.

Електронні структури атомів галогенів характеризуються наявністю одного неспареного електрона в зовнішньому електронному шарі, що свідчить про здатність атомів галогенів до сполучення з іншими такими самими атомами з утворенням молекул Г2. Зіставлянням величин енергій зв'язку атомів у молекулах різних галогенів встановлено, що зв'язок FF слабкіший, ніж зв'язки СІ СІ або Вr Вr, тобто Флуор хімічно більш активний.

У табл. 1 наведено деякі властивості атомів, йонів та молекул галогенів. З електронних структур видно, що в атомах Хлору, Брому, Йоду й Астату в зовнішньому електронному шарі є вакантні (d-орбіталі. тому атоми цих елементів під час сполучення між собою утворюють крім σ-зв'язку за участю px-орбіталей додаткові π-зв'язки за донорно-акцепторним механізмом.

Таблиця 1. Деякі властивості атомів, йонів та молекул галогенів

Назва елемента

Хімічний

символ

Будова зовнішнього електронного шару атома

Енергія йонізації Е→Е+ еВ

Спорідненість до електрона. еВ

Відносна елек-тронегативність

Радіус атома, нм

Радіус йона E-, нм

Довжина зв'язку Е-Е, нм

Енергія зв'язку, кДж/моль

Флуор

F

2s22p5

17,42

3,45

4,0

0,064

0,133

0,142

159

Хлор

СІ

3s23p53d0

12,97

3,61

3,0

0,099

0,181

0,199

243

Бром

Вr

4s24p54d0

11,84

3,37

2.8

0.114

0.196

0,228

192

Йод

І

5s25p55d0

10,45

3.08

2,6

0,133

0,220

0,267

151

Aстат

Аt

6s26p56d0

9,2

2.8

2,2

-

0,23

-

109

Так, у молекулі Сl2 має місце додаткове π-зв'язування, яке виникає за донорно-акцепторним механізмом за рахунок неподіленої пари електронів одного атома і вільної 3d-орбіталі іншого:

Вважається, що кратність зв'язку в молекулі СІ2 становить 1,2. π-Зв'язок помітно зміцнює молекулу, і тому енергія дисоціації молекули хлору СІ2 (239кДж/моль) значно більша, ніж молекули фтору F2 (158,8 кДж/моль).

Зменшення енергії зв'язку від Хлору до Йоду можна пояснити наростанням сил відштовхування між незв'язуючими електронами, кількість яких із збільшенням протонних чисел атомів галогенів зростає.

Збільшення кількості електронних шарів приводить до зростання радіусів атомів і молекул від Флуору до Астату; в такому самому порядку посилюється дисперсійна взаємодія між молекулами. Найлегше переходить у конденсований стан астат, потім йод. Це пояснюється тим, що сили міжмолекулярного зв'язку для Астату та Йоду значно більші, ніж для Брому, Хлору й особливо для Флуору. Прості речовини астат та йод за звичайних умов тверді, бромрідина, хлор і фтор гази, які зріджуються за низьких температур (температура кипіння хлору -34,1 °С, фтору-188,2 °С).

Астат було добуто штучно під час опромінювання атомів Вісмуту α-час-тинками:

Атоми Астату нестабільні, мають високу радіоактивність. Властивості астату вивчено достатньо повно, він більше, ніж йод, наближається до металів.



2.Властивості флуору та його сполук

Флуор є найбільш електронегативним елементом, у сполуках виявляє ступінь окиснення -1. Максимальна ковалентність Флуору, як і всіх елементів 2-го періоду, дорівнює чотирьом.

На Землі Флуор досить поширений елемент (0,02 ат. %). У вільному стані Флуор не трапляється. Із сполук Флуору найбільше значення мають НF, СаF2, ЗСа3O4)2СаF2, NаF, КF, КНF2, Nа3АІF6, UF6. Особливо важливі такі мінерали Флуору: СаF2 плавиковий шпат (флюорит), Nа3АІF6 кріоліт, ЗСа3O4)2 СаF2 фторапатит. У природі трапляється тільки один нуклід 19F.

Фтор як просту речовину добувають електролізом розплаву КFF (за температури 80—120 °С) або КF НF (за температури 240—300 °С). Електроліз проводять у посудині з міді або сталі, катодом може бути мідний або стальний стержень, анодом графітовий.

Фтор за звичайних умов це газ світло-зеленого кольору з різким неприємним запахом. Температура плавлення фтору становить -219,7 °С, температура кипіння -188,2 °С.

Фтор надзвичайно хімічно активна речовина, вона є найсильнішим окисником. Фтор енергійно взаємодіє з усіма простими речовинами, за винятком О2, Не, Nе, Аr. Ксенон горить у середовищі фтору яскравим полум'ям, при цьому утворюється сполука ХеF4. Криптон взаємодіє з фтором лише в електричному розряді. В середовищі фтору горять навіть такі речовини, як азбест і вода. У сполуках з Флуором елементи дуже часто виявляють свої найвищі ступені окиснення.

Великою енергією зв'язку FSі зумовлений перебіг процесу

Каталізатором цієї реакції є вода. З сухим кварцом фтор не взаємодіє. В середовищі фтору згоряє азбест з утворенням кисню, фторидів кальцію, магнію і силіцію:

З водою фтор взаємодіє надзвичайно енергійно. Внаслідок реакції утворюються фтороводень і кисень. Крім кисню можуть утворюватись також озон та ОF2.

Винятково велика хімічна активність фтору зумовлена високою міцністю зв'язків, які він утворює з іншими елементами (енергія Е зв'язку НF становить 566,1, SіF—582 кДж/моль), та низькою міцністю зв'язку FF (енергія зв'язку FF дорівнює 151, СІСІ—233 кДж/моль). Висока енергія зв'язків Е—F зумовлена значною електронегативністю Флуору і малим розміром його атома. Низьку енергію зв'язку в молекулі F2 можна пояснити сильним відштовхуванням електронних пар, що перебувають на π-орбіталях, через малу довжину зв'язку FF. Молекули F2 легко дисоціюють на атоми, тому процеси за участю F2 відбуваються надзвичайно швидко.

Фтор взаємодіє з воднем з вибухом навіть за низьких температур і в темряві (на відміну від хлору) з утворенням фтороводню:

Фтороводень—безбарвний газ, надзвичайно отруйний. Температура плавлення його становить -83 °С, температура кипіння 19,5 °С.

Найчастіше фтороводень добувають з фториду кальцію, діючи на останній малолеткою і досить сильною кислотою:

Фтороводень добре розчиняється у воді, утворюючи кислоту, яку називають фторидною, або плавиковою. Оскільки фтороводеньсильна отрута для живих організмів, його іноді застосовують для консервування анатомічних препаратів.

Фтороводень здатний роз'їдати кварц і скло, борати і силікати. Він взаємодіє із сполуками Силіцію і Бору за такими рівняннями реакцій:

Тому фтороводень та його водні розчини зберігають у поліетиленовому посуді.

Фтороводень має найбільший дипольний момент з усіх галогеноводнів (μ=0,6 •10-31Клм). Це свідчить про велику полярність зв'язку НF. Порівняно з іншими галогеноводнями фтороводень має найвищу температуру кипіння. Ці властивості зумовлені наявністю водневих зв'язків, які спричинюють асоціацію молекул НF. Енергія водневих зв'язків між молекулами НF становить близько 42 кДж/моль, середній ступінь полімеризації в газовій фазі за температури кипіння ~4. У кристалічному стані НF має ланцюгову структуру:

Аналогічні ланцюги (< НFН = 140°) існують і в полімерах фтороводню, що перебуває в газоподібному стані.

Рідкий НF сильний йонізуючий розчинник; розчинні в ньому електроліти є основами (за винятком НСІО4).

З водою фтороводень змішується в будь-яких співвідношеннях. Розчин, що містить 38,2 % НF, є азеотропною сумішшю.

Через підвищену здатність до утворення водневих зв'язків розчини фтороводню у воді мають слабкішу кислотність, ніж розчини інших галогеноводнів. У розбавлених водних розчинах встановлюється рівновага:

Отже, НF у водному розчині є кислотою середньої сили. У слабко розбавлених розчинах НF міститься більше аніонів НF2-, ніж F-. Під час нейтралізації НF лугом КОН утворюється гідрогенфторид калію КНF2FНF):

Солі фтороводню називаються фторидами. Більшість фторидів мало розчинні у воді. Добре розчинними у воді є фториди: КF, RbF, СsF, NН4F, АgF, SnF2, НgF2. Фториди, до складу яких входять елементи з вищими ступенями окиснення, як правило, сильно гідролізують. Фториди, як і фтороводень, отруйні.

Іноді фториди, подібно до оксидів, поділяють на оснбвні, кислотні й амфотерні.

Під час взаємодії кислотних фторидів з оснбвними утворюються комплексні сполуки, при цьому елемент кислотного фториду входить до складу комплексного аніона:

Амфотерні фториди АІF3 здатні взаємодіяти як з оснбвними, так і з кислотними фторидами:

Відомо декілька сполук Флуору з Оксигеном; стійким за кімнатної температури є лише фторид оксигену ОF2. Оскільки Флуор має найбільшу електронегативність, у сполуці ОF2 Оксиген виявляє ступінь окиснення +2, а Флуор -1. Фторид оксигену OF2 не утворює оксигеновмісних кислот. Фторид оксигену можна добути, подіявши на розбавлений (2—3%-й) розчин NаОН фтором:

ОF2 сильний окисник, здатний окиснювати водень, Нітроген аміаку:

Флуор і його сполуки знаходять широке застосування. Велику кількість фтору переробляють на гексафторид урану, який використовують для розділення ізотопів Урану. Багато фтору йде на фторування органічних сполук, синтез різних холодоагентів (фреонів), добування фторопластів, зокрема

тефлону. Суміш зріджених фтору, кисню та озону (до 60 % O3) є енергійним окисником ракетних палив.

Плавикову (фторидну) кислоту використовують для травлення скла і видалення піску з металічного литва, для розкладання різних силікатів, у хімічному аналізі.

Різні флуоровмісні сполуки застосовують для боротьби з шкідниками сільського господарства. Використовується фтор також для виготовлення хімічної зброї (зоман, зарин та Vx-гази).

Велика кількість фторапатиту йде на виробництво мінеральних добрив. Побічним продуктом цього процесу є НF.

В багатьох органічних синтезах як активний каталізатор використовують фторид бору ВF3 (активна кислота Льюїса).



3.Хлор у природі. Добування і властивості хлору. 

Електронна формула та схема електронної будови атома Хлору

свідчать про наявність вакантних Зd-орбіталей, що істотно відрізняє його від інших типових елементів VII групи. Максимальна ковалентність Хлору дорівнює шести (за рахунок Зs-, Зрх-, Зру-, Зрz-, Зdz2- ,Зdx2-y2- орбіталей). За такої ковалентності найстійкішим є sp3-гібридизований стан, стабілізований двома нелокалізованими π-зв'язками.

Хлор типовий неметал. Як для сильно електронегативного елемента для Хлору характерний ступінь окиснення -1 (НСl, NаСI, КСІ тощо). У сполуках із більш електронегативними елементами Флуором, Оксигеном, НітрогеномХлор виявляє позитивні ступені окиснення: +1 (гідрохлорити NаСlO, КСІО тощо), +3 (хлорити КСlO2, NаСlO2 тощо), +5 (хлорати КСІО3, NаСLO3), +7 (перхлорати КСlO4, NаСlO4).

Хлор належить до досить поширених елементів (0,02 ат. %). Трапляється він у зв'язаному стані у вигляді хлоридів солей хлоридної кислоти. Найпоширенішими мінералами Хлору є кам'яна сіль NаСІ (галіт), сильвін КСІ, сильвініт КСІ NаСІ, карналіт КСІ МgСl22О. Велика кількість хлоридів міститься в морській воді, входить до складу живих організмів.

У природних сполуках Хлор перебуває у вигляді нуклідів 35СІ (75,53 %) і 37СІ (24,47 %). Радіоактивні нукліди 33СІ, 34СІ, 36СІ, 38СІ і 39СІ добуто штучно.

Хлор елемент, необхідний для підтримки життєдіяльності живих організмів. Хлорид натрію NаСІ входить до складу плазми крові, хлоридна кислота є складовою частиною шлункового соку.

У промисловості хлор як просту речовину добувають електролізом водного розчину хлориду натрію. Невликі кількості хлору можна добути в лабораторних умовах, окиснюючи хлороводень або хлориди за наявності кислоти. Здебільшого окисниками є оксиди або солі металів у вищих ступенях окиснення:

Хлор у лабораторних умовах добувають в апараті Кіппа з хлоридної кислоти і хлорного вапна (як окисника):

Молекула хлору СІ2 досить міцна (енергія її дисоціації становить 239кДж/моль) за рахунок додаткового π-зв'язування. Розщеплення молекули СІ2 на атоми стає помітним лише за температури вищої від 1000 °С або в разі прямого сонячного освітлення.

Хлор жовто-зелений газ з різким запахом, температура плавлення його становить -101 °С, температура кипіння -34 °С, отруйний. Вдихання хлору спричинює подразнення слизових оболонок. Хлор добре розчиняється у воді. За наявності NаСl розчинність хлору знижується. Хлорна вода (розчин хлору у воді) зберігає запах і забарвлення газоподібного хлору. Під час розчинення хлору у воді відбувається його гідратація; гідрат хлору Сl22О можна виділити у вигляді зелено-жовтих кристалів у процесі охолодження хлорної води.

Хлорактивний окисник. Він енергійно взаємодіє з металами і більшістю неметалів (за винятком С, О2, N2 та інертних газів), легко окиснює різні складні сполуки. Відновні властивості виявляє лише під час взаємодії з фтором.

Реакція сполучення хлору з металами супроводжується виділенням великої кількості теплоти:

Сухий хлор не взаємодіє з залізом, тому його зберігають у стальних балонах. Такі прості речовини, як білий фосфор, стибій, в середовищі хлору самозаймаються за звичайної температури. Після попереднього нагрівання у середовищі хлору загоряється навіть мідь.

Нижче наведено рівняння реакцій, в яких хлор виявляє властивості окисника:

Хлор вступає також у реакції самоокиснення-самовідновлення, перебігові яких сприяє лужне середовище:

За кімнатної температури без освітлення хлор з воднем не взаємодіє, а в разі освітлення чи нагрівання хлор реагує з воднем з вибухом, що зумовлено ланцюговим механізмом цієї реакції.



4.Хлороводень. Хлориди

Для Хлору ступінь окиснення -1 є найстійкішим, він виявляється в хлороводні і хлоридах.

Хлороводень за звичайних умов це безбарвний газ з температурою кипіння -84,9 °С і температурою плавлення -114,2 °С, з різким запахом, добре розчиняється у воді (1 об'єм Н2О за температури 20 °С поглинає близько 450 об'ємів НСІ). Водний розчин НСІ сильна кислота, яка називається хлоридною (соляною) кислотою, солі цієї кислоти називаються хлоридами.

Як сильна кислота НСІ широко використовується в техніці, медицині, промисловості. У промисловості НСІ добувають синтезом із простих речовин:

Значно меншу кількість НСІ у промисловості добувають за реакцією

Хлороводень, добутий за одним із розглянутих методів, розчиняють у воді. Концентрована хлоридна кислота містить близько 37 % НСІ, густина її становить 1,19 г/см3. Таку кислоту інакше називають димучою хлоридною кислотою. Транспортують її у великих скляних бутлях.

Солі хлоридної кислоти добре розчиняються у воді, за винятком солей аргентуму АgСl, купруму(І) СuСІ, плюмбуму РbСІ2, талію(І) ТlСl та меркурію(І) Нg2СІ2.

Властивості хлоридів залежно від характеру хімічного зв'язку закономірно змінюються за групами і періодами періодичної системи, наприклад:

 Хлориди з йонним зв'язком між атомами це кристалічні речовини з нисокими температурами плавлення, з ковалентним гази, рідини або легкоплавкі тверді речовини, хлориди з йонно-ковалентним зв'язком займають проміжне положення.

Оснoвні хлориди не гідролізують на відміну від кислотних, які гідролізують практично повністю:

Кислотні хлориди називаються хлорангідридами.

Оснoвні і кислотні хлориди здатні взаємодіяти між собою; основні хлориди є донорами пар електронів за рахунок йонів Сl-, кислотні хлоридиакцепторами пар електронів, наприклад:

Амфотерні хлориди взаємодіють як з кислотними, так і з основними хлоридами:

Йони Хлору Сl-, як зазначалось раніше і видно з наведених реакцій, є добрими донорами електронів.

Під час взаємодії з сильними окисниками хлоридна кислота виявляє відновні властивості, наприклад:




 

А также другие работы, которые могут Вас заинтересовать

17226. ТЕОРЕТИКО-МНОЖЕСТВЕННЫЕ ОПЕРАЦИИ РЕЛЯЦИОННОЙ АЛГЕБРЫ 126.5 KB
  Лекция №5 Теоретикомножественные операции реляционной алгебры Объединение Как было отмечено теоретикомножественные операции Определение. Объединением двух совместимых по типу отношений и называется отношение с той же схемой что и у отношений и сос
17227. ЗАВИСИМЫЕ РЕЛЯЦИОННЫЕ ОПЕРАЦИИ 87.5 KB
  Лекция №6 Зависимые реляционные операции Как было сказано в начале главы не все операции реляционной алгебры являются независимыми некоторые из них выражаются через другие реляционные операции. Операция соединения Операция соединения определяется ч...
17228. РЕЛЯЦИОННОЕ ИСЧИСЛЕНИЕ 191 KB
  Лекция №7 РЕЛЯЦИОННОЕ ИСЧИСЛЕНИЕ В выражениях реляционной алгебры всегда явно задается определенный порядок а также подразумевается определенная стратегия вычисления запроса. В реляционном исчислении не существует никакого описания процедуры вычисления за
17229. ОСНОВЫ ПРОЕКТИРОВАНИЯ РЕЛЯЦИОННЫХ БД 120.5 KB
  Лекция №8 ОСНОВЫ проектирования реляционных БД При проектировании базы данных решаются две основные проблемы. Проблема логического проектирования баз данных. Каким образом отобразить объекты предметной области в абстрактные объекты модели данных чтобы эт...
17230. НОРМАЛЬНЫЕ ФОРМЫ БОЛЕЕ ВЫСОКИХ ПОРЯДКОВ 69.5 KB
  Лекция № 9 Нормальные формы более высоких порядков Для большинства практических задач вполне достаточно 3НФ чтобы проектировать вполне работоспособные БД. При приведении БД к 3НФ неявно предполагалось что все отношения содержат один потенциальный ключ. Это не
17231. Организация баз данных. Основы построения представлений и триггеров в СУБД SQL Server 744 KB
  Лабораторная работа № 1. Тема: Организация баз данных. Основы построения представлений и триггеров в СУБД SQL Server. Цель работы: Изучение логической архитектуры сервера и клиента СУБД SQL Server возможностей создания модификация и выполнение запросов построение и испо...
17232. Создания хранимых процедур и функций с использованием средства СУБД SQL Server и языковых конструкций Transact-SQL 79.5 KB
  Лабораторная работа № 2. Создания хранимых процедур и функций с использованием средства СУБД SQL Server и языковых конструкций TransactSQL. Цель работы Изучение возможностей программирования элементов поддержки БД под управлением СУБД SQL Server. Задание на лабораторн
17233. Использование языка манипулирования данными Transact-SQL для создания курсоров 89.5 KB
  Лабораторная работа № 3. Использование языка манипулирования данными TransactSQL для создания курсоров Цель работы Изучение возможностей программирования элементов поддержки БД под управлением курсоров. Задание на лабораторную работу Ознакомиться с метод
17234. Параллельная обработка транзакций 104.5 KB
  Лабораторная работа № 5 Параллельная обработка транзакций Цель работы Изучение возможностей параллельной обработки данных в SQL Server и приемов подключения приложений к серверу с использованием ODBC. Изучение действия блокировок накладываемых сервером. Задание