Элементы группы VIIА

Общая характеристика элементов VIIА группы

Элементы VIIА группы перйодической системы химических элементов называются галогенами (от греч. halos – соль и genes – рождающий, т.е. в переводе – солероды). К галогенам относят фтор, хлор, бром, йод и астат. Названия всех галогенов, за исключением фтора, происходят от греческих слов:

– фтор (от латинского флуо) – течь, текучий;

– хлор (от греческого хлорос) – желто-зеленый;

– бром (от греческого бромос) – зловонный;

– йод (от греческого йодес) – фиолетовый;

– астат (от греческого астатос) – неустойчивый.

Галогены гораздо больше похожи между собой, чем неметаллы других групп. Они относятся к самым активным неметаллам. Атомы этих элементов содержат на внешнем энергетическом уровне семь валентных электронов (ns 2 np 5 ), до его завершения им не хватает только одного электрона и поэтому галогены проявляют сильные окислительные свойства.

Атомы галогенов на внешней электронной оболочке имеют один неспаренный электрон, поэтому в соединениях все они могут проявлять валентность I. Атомы элементов VIIА группы (кроме фтора) могут переходить в возбужденное состояние и увеличивать число неспаренных электронов до 3, 5, 7 и соответственно в соединениях проявлять валентность III, V, VII. Атом фтора не может переходить в возбужденное состояние, так как на внешней электронной оболочке не имеет свободных атомных орбиталей. Поэтому в соединениях фтор не может проявлять высшую валентность равную номеру группы – VII. В большинстве соединений фтор одновалентен, максимальная валентность фтора – IV.

Как наиболее электроотрицательный элемент, фтор в соединениях с другими элементами проявляет постоянную степень окисления –1. Остальные галогены могут проявлять эту степень окисления в соединениях с металлами и менее электроотрицательными неметаллами. Кроме того, они проявляют положительные нечетные степени окисления от +1 до +7 в соединениях с более электроотрицательными неметаллами.

В группе с увеличением порядкового номера окислительные свойства уменьшаются в связи с увеличением радиуса атомов: от фтора к астату возрастают их восстановительные свойства (таблица 1). Аналогично уменьшается и значение относительной электроотрицательности галогенов.

Из-за высокой окислительной способности галогены в природе в виде простых веществ практически не встречаются, они входят в состав различных солей. Отсюда произошло название «галогены» – «солероды».

Таблица 1 – Характеристики атомов элементов галогенов

9F 17Cl 35Br 55I 85At
Атомная масса 18,988 35,453 79,909 126,904 [210]
Валентные электроны 2s 2 2p 5 3s 2 3p 5 4s 2 4p 5 5s 2 5p 5 6s 2 6p 5
Ковалентный радиус атома, Ǻ 0,071 0,099 0,114 0,133 0,145
Условный радиус иона, Э – , нм 0,133 0,181 0,196 0,220 0,23
Условный радиус иона Э +7 , нм 0,026 0,039 0,050 0,062
Энергия ионизации Э 0 – Э + , эв 17,42 12,97 11,81 10,45 9,2
Энергия сродства к электрону, эВ 3,6 3,8 3,54 3,29
Содержание в земной коре, ат. % 0,028 0,026 8,5∙10 –5 4∙10 –6 следы

В свободном состоянии галогены состоят из двухатомных молекул: F2, Cl2, Br2, I2, Аt2. Астат в природе встречается в следовых количествах. Все его изотопы радиоактивны. От фтора к йоду изменяются физические свойства галогенов: увеличивается плотность, увеличиваются размеры атомов, повышаются температуры кипения и плавления.

При обычных условиях F2 и Сl2 – газы, Вr2 – жидкость, I2 и At2 – твердые вещества. С увеличением атомной массы окраска галогенов становится более интенсивной – от бледно-желтой у фтора до темно-красной у брома и темно-фиолетовой у йода. В твердом состоянии галогены образуют молекулярные кристаллы. Жидкие галогены являются диэлектриками. Все галогены, кроме фтора, растворяются в воде, йод растворяется хуже, чем хлор и бром; F2 окисляет воду.

Соединения галогенов с водородом, галогеноводороды, имеют общую формулу ННal. При обычных условиях галогеноводороды представляют собой газообразные вещества с характерным запахом, ядовиты, хорошо растворимы в воде. Растворы галогеноводородов в воде имеют кислую среду и являются кислотами: НF – плавиковая (фтороводородная), HCl – соляная (хлороводородная), HBr – бромоводородная, HI – йодоводородная, HАt – астатоводородная. В этом ряду кислотные свойства усиливаются. Плавиковая кислота является слабым электролитам, остальные галогеноводородные кислоты – сильные электролиты. В ряду НF, HCl, HBr, HI, HАt восстановительные свойства усиливаются.

Соединения галогенов с кислородом могут быть получены только косвенным путем. Фтор образует фториды кислорода: O2F2, OF2. Остальные галогены образуют кислотные оксиды Э2О, Э2О3, Э2О5, Э2О7. С повышением степени окисления кислотные свойства оксидов и соответствующих им кислот возрастают.

Фтор

Атом фтора в основном состоянии имеет электронную конфигурацию:

[1s 2 ]2s 2 2p 5

Наличием одного неспаренного электрона обуславливается сходство фтора с водородом. Однако различие в общем числе валентных электронов и орбиталей предопределяет значительное отличие этих элементов друг от друга. Степень окисления фтора как самого электроотрицательного элемента (4,0 по шкале Полинга) в соединениях –1. В большинстве соединений атом фтора проявляет валентность I. Максимальная валентность атома фтора, согласно теории валентных связей, как и других элементов 2-го перйода, равна четырем.

Фтор образует двухатомные молекулы F2. Поскольку, на связывающих орбиталях имеется на два электрона больше, чем на разрыхляющих, порядок связи в молекуле F2 принимается равным 1:

Фтор достаточно химически активен и является сильнейшим окислителем. Высокая химическая активность фтора объясняется тем, что его молекула имеет низкую энергию диссоциации (159 кДж/моль), в то время как химическая связь в большинстве соединений фтора отличается большой прочностью (порядка 200–600 кДж/моль). В атмосфере фтора горят такие стойкие вещества, как стекло (в виде стекловаты), вода.

В этих реакциях в качестве одного из продуктов горения образуется кислород, т.е. фтор является более активным окислителем, чем кислород.

Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. Студалл.Орг (0.008 сек.)

Элементы группы VIIA

Элементы группы VIIA Периодической таблицы образуют большое число бинарных солей со всеми металлами; их называют галогенами («рождающие соли»). На внешней оболочке атомы галогенов имеют два электрона на s-подуровне и пять электронов на р-подуровне, сохраняя лишь одну вакансию. Этим обусловлена высокая электроотрицательность галогенов. Фтор, как известно, самый электроотрицательный элемент Периодической таблицы. В соединениях с менее электроотрицательными элементами галогены всегда одновалентны. В соединениях с более электроотрицательным кислородом хлор, бром и иод могут быть трех-, пяти- и семивалентными. Некоторые характеристики галогенов приведены в табл. 6.1.

Галогены в природе. В земной коре (вместе с океаном) наиболее распространены фтор и хлор. Массовая доля их превышает 0,01 %. Фтор встречается в виде практически нерастворимых минералов: флюорит CaF2, фторапатит Ca5(P04)3F, криолит Na3AlF6. Все они имеют важное хозяйственное значение. Для хлора характерно образование растворимых солей. Он встречается в виде хлорида натрия как в природных водах (океаны, моря, соляные озера, источники подземной воды), так и в твердых залежах — минерал галлит. Есть также залежи хлорида калия (сильвин) и смеси хлоридов натрия и калия (сильвинит). Минерал карналлит состоит из хлоридов калия и магния — KCl-MgCl2-6H20. Бром постоянно сопровождает хлор в тех же водах и минералах, но его содержание в среднем в 300 раз меньше. Добывают бром из некоторых водных бассейнов с большим содержанием солей (Мертвое море, озеро Саки в Крыму и др.). Содержание иода в природе в 1000 раз меньше, чем хлора. Источником получения иода служат вода нефтяных скважин и морские водоросли, концентрирующие иод из окружающей среды. Этот галоген может окисляться кислородом до простого вещества, и его присутствие обнаруживается по запаху на побережьях морей.

Свойства атомов элементов группы VIIA

[Ar] 3d 10 4s 2 4p 5

[Kr]4d 10 5s 2 5p 5

Биологическая роль галогенов. Галогены имеют жизненно важное значение. Фтор как микроэлемент в виде фторапатита входит в состав зубной эмали, а различные другие соединения фтора применяют для профилактики зубных заболеваний. Хлор — необходимый для жизни макроэлемент. В организме человека его более 100 г. Он содержится в биологических жидкостях в виде растворимых солей натрия, калия и др. Его роль заключается в обеспечении необходимой концентрации этих катионов. Ионы хлора безвредны. Но никоим образом нельзя назвать безвредными простое вещество С12, а также кислородные и органические соединения хлора. Биологическая роль брома окончательно не установлена. Однако известно, что соединения брома проявляют успокаивающее действие и широко применяются в лекарственных препаратах. Иод — биогенный микроэлемент. Он концентрируется в щитовидной железе. Приблизительно половина общего содержания иода в организме человека (20 мг) находится в этой небольшой по массе железе. В гормонах щитовидной железы иод образует ковалентную связь с углеродом. Недостаток иода вызывает заболевание, называемое зобом. В этом случае назначают препараты, содержащие иод.

Физические свойства галогенов. В виде простых веществ фтор и хлор представляют собой газы, бром — жидкость, иод — твердое вещество. Все галогены — окрашенные вещества (табл. 6.2). Они имеют молекулярную структуру. Поэтому даже иод, находящийся в твердом состоянии, летуч. Мелкие черные кристаллы иода, оставленные на стекле, через некоторое время полностью испаряются. Молекулы всех галогенов двухатомные с ковалентной неполярной связью. Прочность их относительно невелика, чем и обусловлена высокая химическая активность.

Галогены имеют запах, по которому обнаруживается их присутствие в воздухе. Запах хлора известен по выделяющей его хлорной извести, запах иода — по аптечной настойке.

Получение галогенов. Простые вещества получают окислением соединений галогенов с металлами и водородом. Рассмотрим типичные реакции на примере получения хлора. В лаборатории его получают действием соляной кислоты на перманганат калия. При добавлении концентрированной соляной кислоты к кристаллам перманганата калия смесь вспенивается и выделяется зеленоватый газ с резким запахом:

Свойства простых веществ Х2 элементов группы VILA

Температура плавления, °С

Температура кипения, °С

Растворимость в воде**, %

Энергия связи X—X, кДж/моль

Примечания. * Пары имеют фиолетовую окраску. ** При температуре 20 °С.

Из-за ядовитости хлора опыт можно проводить не более чем с пятью каплями кислоты в пробирке или на вогнутом стекле. Если заменить соляную кислоту раствором хлорида натрия, то реакция не идет. Но при добавлении к этой смеси капли серной кислоты начинает выделяться хлор.

Хлор выделяется также при нагревании черного порошка оксида марганца(IV) с соляной кислотой. Реакция удобна для периодического получения хлора, так как без нагревания она прекращается:

Еще один способ получения хлора основан на реакции между соединениями хлора в положительной и отрицательной степени окисления:

В промышленности хлор получают в больших количествах электролизом раствора хлорида натрия. Кроме хлора при электролизе получают еще два важных для промышленного использования продукта — водород и гидроксид натрия:

Гораздо труднее получить в виде простого вещества фтор. Соединения фтора не могут быть окислены до простого вещества никакими химическими окислителями. Поэтому фтор получают только электролизом расплавленных фторидов.

Бром и иод окисляются легче, чем хлор. Как правило, их получают окислением водных растворов бромидов и иодидов газообразным хлором:

При пропускании хлора через бесцветный раствор бромида калия или натрия наблюдается постепенно усиливающееся окрашивание раствора от желтого до оранжевого. Окраску дает растворенный в воде бром. При большой концентрации бром начинает собираться на дне в виде красно-бурой жидкости. Раствор имеет неприятный тяжелый запах.

Химические свойства галогенов. Рассмотрим химические свойства хлора как типичного галогена. Под действием ультрафиолетового излучения его молекулы распадаются на атомы. Это способствует дальнейшему быстрому взаимодействию со многими газами — водородом, углеводородами и др.

При небольшом нагревании хлор реагирует с разными неметаллами и металлами:

С кислородом хлор не реагирует, но оксиды его можно получить из кислородсодержащих кислот. С водой идет обратимая реакция

В насыщенном растворе хлора в реакцию вступает приблизительно третья часть от имеющихся молекул. При нейтрализации образующихся кислот равновесие полностью смещается вправо, и образуется смесь солей:

Те же вещества при нагревании раствора до 90 °С реагируют с образованием соединения хлора(У) — хлората калия или бертолетовой соли:

Растворы щелочей используют для поглощения хлора. При реакции хлора с гидроксидом кальция образуется хлорная (белильная) известь в виде белого или сероватого вещества. В составе хлорной извести имеются СаС12, Са(СЮ)2, Са(ОН)2 и вода. Хлорная известь реагирует даже со слабыми кислотами с выделением хлора:

На окислительных свойствах хлорной извести основано ее применение для обеззараживания туалетов и других загрязненных мест.

Хлор не вытесняет кислород из химических соединений. Поэтому условием протекания реакций хлора с оксидами является возможность повышения степени окисления элемента, связанного с кислородом:

Из кислот с хлором реагируют те, анионы которых могут окисляться:

Хлор реагирует с солями, в которых могут окисляться катионы и (или) анионы:

Бром и иод участвуют в аналогичных реакциях, но некоторые из реакций, возможных для хлора, могут не идти из-за более низкой окислительной способности этих галогенов.

Для иода характерна особая реакция — он соединяется с крахмалом с образованием синего продукта, разлагающегося при нагревании:

С помощью водного раствора крахмала обнаруживают присутствие иода.

Фтор проявляет сильнейшие окислительные свойства и в отличие от хлора способен разлагать почти все вещества, образуя соединения с составляющими их элементами:

Соединения галогенов. Большинство соединений галогенов с неметаллами имеют молекулярную структуру и представляют собой газы, жидкости или летучие твердые вещества. Хлориды, бромиды и иодиды неметаллов полностью гидролизуются с образованием кислот:

У этих веществ есть старое название — галогенангидриды.

Из соединений с неметаллами наибольшее практическое значение имеют галогеноводороды HF, НС1, HBr, HI. Это газообразные вещества с резким запахом; с парами воды образуют туман — мельчайшие капельки раствора; очень хорошо растворимы в воде. Фтороводород в отличие от остальных галогеноводородов легко превращается в жидкость (температура кипения HF +19,4 °С, НС1 -84,9 °С) и неограниченно растворим в воде. Водный раствор фтороводорода называют плавиковой кислотой; водный раствор хлороводорода — соляной кислотой.

Газообразный хлороводород можно получить в лаборатории действием концентрированной серной кислоты на хлорид натрия при нагревании:

Обычно на заводах производят соляную кислоту с массовой долей НС1 —37 %. Это почти насыщенный раствор. Он применяется в качестве сильной, устойчивой и относительно не ядовитой и не опасной кислоты. Все же концентрированная соляная кислота имеет резкий запах, вызывает сильное раздражение дыхательных путей, и ее можно использовать только в хорошо проветриваемом помещении. Разбавленная кислота (массовая доля 2- и ОН – на F – . Это наиболее ярко проявляется в разъедающем действии плавиковой кислоты на стекло. В парах фтороводорода стекло делается матовым, а под действием жидкой кислоты его поверхность становится неровной. Происходит химическая реакция:

Для получения соединений галогенов с металлами, т. е. солей, применяют как реакции соединения, так и реакции обмена.

Хлориды, бромиды и иодиды большинства металлов хорошо растворимы в воде. К малорастворимым и практически нерастворимым относятся соли серебра, меди(1), ртути(I), ртути(II), свинца(II). Однако серебро образует хорошо растворимый фторид. Кальций, образующий растворимые соли СаС12, СаВг2 и Са12, дает практически нерастворимый фторид CaF2.

Все кислородсодержащие соединения хлора легко отдают кислород и являются окислителями. Хлорат калия применяют в качестве окислителя в смесях для фейерверков. Например, в смеси фосфора с хлоратом калия (бертолетовой солью) при поджигании идет сильноэкзотермическая реакция

Вопросы и задания

  • 1. Как изменяется электроотрицательность и химическая активность в группе галогенов?
  • 2. В чем сходство между анионами галогенов и атомами благородных газов?
  • 3. Сравните электронные формулы атома аргона и иона С1

. Какой вывод можно сделать?

  • 4. С веществами каких классов реагируют галогены?
  • 5. Охарактеризуйте химические свойства галогеноводородов.
    • 6. Напишите шесть реакций получения бромида кальция СаВг2 из кальция, оксида кальция, гидроксида кальция и карбоната кальция, применяя в качестве реагентов бром Вг2 и бромоводород НВг.
    • 7. Соляная кислота с массовой долей НС1 36 % имеет плотность 1,18 г/см 3 . Рассчитайте молярную концентрацию хлороводорода.
    • 8. Напишите уравнение реакции перманганата калия с хлоридом натрия в растворе, содержащем серную кислоту.
    • 9. Составьте уравнение реакции КС103 + НС1 —>
    • 10. Рассмотрите возможность и характер гидролиза галогенидов металлов.

    Общая характеристика неметаллов IVА–VIIА групп

    Содержание:

    Общая характеристика неметаллов IVА–VIIА групп в связи с их положением в Периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева и особенностями строения их атомов

    Определение

    К неметаллам (нМ) относятся те элементы Периодической системы, которые характеризуются способностью захватывать электроны до заполнения наружного энергетического слоя.

    НМ (кроме H2) в менделеевской таблице находятся в правом верхнем углу системы, в главных подгруппах. При этом образуется как бы треугольник с вершиной, занимаемой фтором, и диагональю от кремния до астата.

    Характерные особенности неметаллов

    1. Малый радиус атомов нМ относительно атомов металлов.
    2. Наличие большого числа электронов (от 4-х до 8-и) на последнем наружном энергоуровне. Их количество там растёт с возрастанием заряда атомного ядра.
    3. Значительный показатель электроотрицательности. Он меняется от двух до четырёх. С перемещением в таблице вверх и вправо у атомов увеличивается стремление к захвату электронов у других элементов. В основном атомы неметаллов по строению внешней электронной оболочки являются p – элементами.
    4. В реакциях нМ проявляют свойства окислителей. Самые сильные из них F, O2, Cl. У Si, C, P, As, Te преобладают окисляющие свойства. N, S, I в равной степени показывают и окисляющие и восстанавливающие качества.
    5. В нормальных условиях (н.у.) неметаллы являются газами (O2, N, Cl, F), жидкостями (Br) и могут быть в твердом состоянии (S, P, I).
    6. Окраска нМ разнообразна: у S – жёлтая, у Br – тёмно-бурая, у фосфорных модификаций может быть белая или красная. O2 и N – бесцветны.
    7. Естественно, неметаллы не проявляют металлических свойств: ковкость, пластичность, электропроводность.

    Характеристика неметаллов группы IVА:

    1. Свойства углерода (C):
      • месторасположение: 2-й период, главная подгруппа IV группы. Порядковый номер 6;
      • обладает 2-мя энергетическими уровнями с 4-мя электронами на верхней орбите;
      • возможны валентности II (CO, CH2) и IV (CH4, CO2);
      • степени окисления (С.О.) от -4 до +4;
      • может взаимодействовать с F, O2 с получением окислов. Соединяясь с металлами, образует карбиды.

    2. Свойства кремния (Si):
      • располагается: 3-й период, главная подгруппа IV группы. Порядковый номер 14;
      • обладает 3-мя энергоуровнями с 4-мя электронами на верхней орбите;
      • возможны валентности II (SiO) и IV (SiO2);
      • С.О. -4, 0, +4;
      • взаимодействует с F, при повышенных температурах – с N, B, O2. Соединяясь с металлами, образует силициды. Реагирует с кислотной смесью HF и HNO3. Растворим в щелочах, при этом получаются силикаты и выделяется H2

    Характеристика неметаллов группы VА:

    1. Свойства азота (N):
      • место расположения: 2-й период, главная подгруппа V группы. Порядковый номер 7;
      • обладает 2-мя энергетическими уровнями с 5-ю электронами на верхней орбите;
      • возможны валентности I, II, III, IV;
      • С.О. от -3 до +5;
      • при обычной t 0 не вступает в хим. взаимодействия. Может реагировать с металлами при высокой t 0 до получения нитридов, также и с H2 с образованием аммиака. Азот способен с O2 образовывать окислы в электрическом разряде. Инертен к S, P, C и другим нМ.

    2. Свойства фосфора (P):
      • располагается: 3-й период, главная подгруппа V группы. Порядковый номер 15;
      • обладает 3-мя энергоуровнями с 5 электронами на верхней орбите;
      • возможны валентности III, V;
      • С.О. -3, 0, +3, +5;
      • способен к реакциям почти со всеми нМ. При повышенной t 0 реагирует с металлами с образованием фосфидов. При повышении температуры вступает в реакцию со щелочами. К воде инертен.

    3. Свойства мышьяка (As):
      • располагается: 4-й период, главная подгруппа V группы. Порядковый номер 33;
      • обладает 4-мя энергоуровнями с 5 электронами на верхней орбите;
      • возможны валентности III, V;
      • С.О. -3,0, +3, +5;
      • при н.у. вступает в хим. реакции с окислителями. При высокой t 0 вступает в реакцию с галогенами. При повышении t 0 порошкообразный мышьяк загорается от действия кислорода – получается оксид As2O3. На металлы и H2 действует как окислитель.

    Характеристика неметаллов группы VIА (халькогенов):

    Термин халькоген (по гречески – рождающий медь) обозначает, что в природе эти элементы находятся часто в виде соединений меди.

    1. Свойства кислорода (O):
      • месторасположение: 2-й период, главная подгруппа VI группы. Порядковый номер 8;
      • обладает 2-мя энергетическими уровнями с 6-ю электронами на верхней орбите;
      • возможны валентности II;
      • С.О. -2, 0;
      • взаимодействует со всеми хим. элементами, кроме благородных газов.

    2. Свойства серы(S):
      • располагается: 3-й период, главная подгруппа VI группы. Порядковый номер 16;
      • обладает 3-мя энергетическими уровнями с 6 электронами на внешней орбите;
      • возможны валентности II, IV, VI;
      • С.О. -2, 0, +4, +6;
      • исключая золото, с металлами проявляет окисляющие свойства с образованием сульфидов. В среде O2 она горит синим пламенем до образования окислов. При t 0 реагирует со многими неметаллами. С химическими соединениями действует как восстановитель. Инертна к благородным газам.

    3. Свойства селена (Se):
      • располагается: 4-й период, главная подгруппа VI группы. Порядковый номер 34;
      • обладает 4-мя энергоуровнями с 6-ю электронами на верхней орбите;
      • возможны валентности II, IV, VI;
      • С.О. -2, 0, +2, +4, +6;
      • при н.у. устойчив к кислороду, к кислотам (разбавленным). Растворим в HNO3 (конц.) и щелочных растворах. При повышении t 0 способен к взаимодействию со многими элементами.

    4. Свойства теллура (Te):
      • место расположения: 5-й период, главная подгруппа VI группы. Порядковый номер 52;
      • обладает 5-ю энергоуровнями с 6-ю электронами на верхней орбите;
      • возможны валентности II, IV, VI;
      • С.О.-2, 0, +2, +4, +6;
      • способен к реакциям с большинством металлов и галогенами. Растворяется в кислотах (кроме HCl разб.), щелочах. При нагреве реагирует с H2 и H2O. Легко образует окислы с O2. Обладает полупроводниковыми качествами.

    Характеристика неметаллов группы VIIА (галогенов):

    1. Свойства фтора (F):
      • располагается: 2-й период, главная подгруппа VII группы. Порядковый номер 9;
      • обладает 2-мя энергетическими уровнями с 7-ю электронами на верхней орбите;
      • возможна валентность I;
      • С.О. -1, 0;
      • кроме Ar, He и Ne действует на все элементы.

    2. Свойства хлора (Cl):
      • месторасположение: 3-й период, главная подгруппа VII группы. Порядковый номер 17;
      • обладает 3-мя энергетическими уровнями с 7-ю электронами на верхней орбите;
      • возможна валентность I, III, V, VII;
      • С.О. -1, 0, +1, +3, +5, +7;
      • действует на все металлы (на некоторые при нагреве и во влажной среде). Реагирует со многими неметаллами в обычных условиях, кроме N, C, O2 и благородных газов. С водородом образует очень важное вещество – хлористый водород HCl.

    3. Свойства брома (Br):
      • располагается: 4-й период, главная подгруппа VII группы. Порядковый номер 35;
      • обладает 4-мя энергоуровнями с 7- ю электронами на верхней орбите;
      • возможна валентность I, III, V, VII;
      • С.О. -1, 0, +1, +3, +5, +7;
      • реагирует с неметаллами при н.у., кроме N, C, O2 и благородных газов. Взаимодействует с большинством металлов, а также со щелочами.

    4. Свойства иода (I):
      • располагается: 5-й период, главная подгруппа VII группы. Порядковый номер 53;
      • обладает 5-ю энергетическими уровнями с 7-ю электронами на верхней орбите;
      • возможна валентность I, III, V, VII;
      • С.О. -1, 0, +1, +3, +5, +7;
      • образует иодиды с металлами с выделением тепловой энергии (HgI2), при нагреве с водородом получают сильный восстановитель – иодистый водород. С водой взаимодействует слабо.

    5. Свойства астата (At):
      • располагается: 6-й период, главная подгруппа VII группы. Порядковый номер 85;
      • обладает 6-ю энергетическими уровнями с 7-ю электронами на верхней орбите;
      • возможна валентность I, V;
      • С.О. -1, 0, +1, +5;
      • является радиоактивным элементом, по свойствам астат схож с йодом.

    Заключение

    Из 118 известных хим. элементов неметаллических всего 14, но каких! Из них O2 и Si составляют 76% всей твёрдой оболочки планеты. 98,5% массового объёма растений – неметаллы. Почти столько же их в массе человеческого тела. Воздух состоит из N, O2, CO2. Углерод (С), кислород (O), азот (N), сера (S), фосфор (P) являются органогенами. Они образуют основу жизни на Земле – живую клетку с белками, жирами, углеводами, нуклеиновыми кислотами.

    1.2.4 Общая характеристика неметаллов IVA – VIIA групп в связи с их положением в Периодической системе химических элементов Д.И.Менделеева и особенностями строения их атомов

    Видеоурок: Свойства неметаллов

    Лекция: Общая характеристика неметаллов IVA – VIIA групп в связи с их положением в Периодической системе химических элементов Д.И.Менделеева и особенностями строения их атомов

    Общая характеристика неметаллов

    Неметаллов (нМ) в Периодической системе 22. В основном располагаются в правом верхнем углу таблицы:

    Выделим их из Периодической таблицы:

    Рассмотрим общие характерные черты нМ:

    • Небольшой радиус атома,
    • Большое количество электронов не внешнем энергетическом уровне (от 4 до 8, искл.: Н – 1е, Не – 2е, В – 3е). Чем выше заряд ядра, тем больше электронов содержится на последнем слое.
    • Высокая электроотрицательность, близка к 3-4. Чем выше и правее находится нМ, тем выше способность его атома притягивать к себе электроны других атомов.
    • В химических реакциях, больше проявляют себя как окислители. Сильные окислители F, O, Cl, а H, В, C, Si, P, As, Te больше окислители, чем восстановители. Окислительно-восстановительными свойствами обладают N, S, I.
    • Среди нМ есть газообразные (H2, O2, N2, Cl2, F2), жидкие (Br2) и твердые вещества (к примеру, S8, P4, I2).
    • Могут иметь разнообразную окраску: хлор желто–зеленого цвета, бром красно-бурый, фосфор бывает белым и красным, сера жёлтого цвета. Так же неметаллы могут быть и бесцветные: кислород, азот, водород.
    • У нМ отсутствуют такие свойства, как ковкость, пластичность. Они не способны проводить электрический ток, тепло.

    Теперь рассмотрим характеристику элементов IVA – VIIA групп.

    Характеристика неметаллов IVA группы

    Расположение в Периодической таблице

    Особенности строения атома

    Электронная конфигурация

    в основном состоянии: 1s 2 2s 2 2p 2 (2 неспаренных электрона)

    в возбужденном состоянии: 1s 2 2s 1 2p 3 (4 неспаренных электрона)

    Типы гибридизации *

    Степень окисления

    Валентные возможности

    Взаимодействие с элементами

    * Гибридизация – смешение орбиталей разных форм и образование одинаковых (подробнее о гибридизации вы узнаете из следующего урока)

    ** Химические элементы VIIА группы

    Расположение в Периодической таблице

    Особенности строения атома

    Электронная конфигурация

    в основном состоянии: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2

    в возбужденном состоянии: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 3

    Степень окисления

    Валентные возможности

    Взаимодействие с элементами

    Расположение в Периодической таблице

    Особенности строения атома

    Электронная конфигурация

    в основном состоянии: 1s 2 2s 2 2p 3

    в возбужденном состоянии быть не может, так как на энергетическом уровне нет d-подуровня

    Типы гибридизации

    Степень окисления

    Валентные возможности

    Взаимодействие с элементами

    Расположение в Периодической таблице

    Особенности строения атома

    Электронная конфигурация

    в основном состоянии: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3

    в возбужденном состоянии: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 3d 1

    Степень окисления

    Валентные возможности

    Взаимодействие с элементами

    Расположение в Периодической таблице

    Особенности строения атома

    Электронная конфигурация

    в основном состоянии: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 3

    в возбужденном состоянии: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1 4p 3 4d 1

    Степень окисления

    Валентные возможности

    Взаимодействие с элементами

    Расположение в Периодической таблице

    Особенности строения атома

    в основном состоянии: 1s 2 2s 2 2p 4

    Взаимодействие с элементами

    Расположение в Периодической таблице

    Особенности строения атома

    Электронная конфигурация

    в основном состоянии: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4

    в возбужденном состоянии: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 3d 1 (IV валентность); 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 3 3d 2 (VI валентность)

    Типы гибридизации

    Степень окисления

    Валентные возможности

    Взаимодействие с элементами

    Расположение в Периодической таблице

    Особенности строения атома

    Электронная конфигурация

    в основном состоянии: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 4

    в возбужденном состоянии: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 3 4d 1

    Степень окисления

    Валентные возможности

    Взаимодействие с элементами

    Расположение в Периодической таблице

    Особенности строения атома

    Электронная конфигурация

    в основном состоянии: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 10 5s 2 5p 4

    в возбужденном состоянии: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 10 5s 1 5p 5

    Степень окисления

    Валентные возможности

    Взаимодействие с элементами

    Расположение в Периодической таблице

    Особенности строения атома

    Электронная конфигурация

    в основном состоянии: 1s 2 2s 2 2p 3

    в возбужденном состоянии, как и в основном 1s 2 2s 2 2p 3

    Степень окисления

    Валентные возможности

    Взаимодействие с элементами

    Расположение в Периодической таблице

    Особенности строения атома

    Электронная конфигурация

    в основном состоянии: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5

    в возбужденном состоянии:

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

    втором: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 3d 2

    третьем: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 3 3d 3

    Типы гибридизации

    Степень окисления

    Валентные возможности

    Взаимодействие с элементами

    Расположение в Периодической таблице

    Особенности строения атома

    Электронная конфигурация

    в основном состоянии: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 5

    в возбужденном состоянии:

    первом: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 4 4d 1

    Степень окисления

    Валентные возможности

    Взаимодействие с элементами

    Расположение в Периодической таблице

    Особенности строения атома

    Электронная конфигурация

    в основном состоянии: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 10 5s 2 5p 5

    в возбужденном состоянии:

    первом: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 4 4d 1 5s 1 5p 6

    Степень окисления

    Валентные возможности

    Взаимодействие с элементами

    Расположение в Периодической таблице

    Особенности строения атома

    Электронная конфигурация

    в основном состоянии: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 10 5s 2 5p 6 5d 10 6s 2 6p 5

    VII группа главная подгруппа периодический таблицы Менделеева (галогены)

    К элементам главной подгруппы VII группы периодической таблицы Менделеева относятся элементы с общим названием «галогены»:

    • Фтор F
    • Хлор Cl
    • Бром Br
    • Йод I
    • Астат At

    Общая характеристика галогенов

    От F к At (сверху вниз в периодической таблице)

    Увеличивается

    • атомный радиус,

    Уменьшается

    • электроотрицательность,
    • энергия ионизация,
    • сродство к электрону.

    Электронные конфигурации у данных элементов схожи, они содержат 7 электронов на внешнем слое ns 2 np 5 :

    Br – 3d 10 4s 2 4p 5 ;

    I — 4d 10 5s 2 5p 5 ;

    At – 4f 14 5d 10 6s 2 6p 5

    Электронная конфигурация фтора и хлора

    Электронная конфигурация брома и йода

    Нахождение в природе галогенов

    Галогены являются химически активными веществами, в связи с чем, в природе они встречаются только в виде соединений. Их распространённость в земной коре снижается при увеличении атомного радиуса (от фтора к иоду). Например, содержание астата в земной коре исчисляется граммами.

    Наиболее распространённые соединения фтора — флюорит CaF2, криолит Na3AlF6 и др., хлора — каменная соль (галит) NaCl, сильвин KCl и сильвинит KCl⋅NaCl.

    Бром и иод не образуют индивидуальных минералов, но их соединения содержатся в морской воде и могут накапливаться водорослями.

    Способы получения фтора

    Фтор получают методом электролиза расплава гидрофторида калия (смеси HF и KF):

    Физические свойства фтора

    Фтор при обычной температуре — зеленовато-жёлтый ядовитый газ, с резким запахом, очень реакционноспособный, хорошо растворим в жидких водороде и кислороде.

    Химические свойства фтора

    Фтор является самым сильным окислителем из всех простых веществ. Непосредственно он не взаимодействует только с N2, Не, Ne, Аr, а при нормальных условиях также и с O2.

    Взаимодействие с простыми веществами

    С кислородом

    Реакция протекает при электрическом разряде (2100-2400 В, 25-30 мА), температуре от -196°C до -183°C и давлении 12 мм рт.ст. с образованием дифторида трикислорода (триоксодифторид, фторид озона) или фторида кислорода:

    С галогенами (Cl, Br, I)

    Фтор вступает в реакции с другими галогенами:

    Например, Cl2 + F2 → 2ClF

    С водородом

    Взаимодействует с водородом со взрывом даже в темноте:

    С серой

    Реакция с серой протекает легко даже при сильном охлажлении:

    С углеродом

    Реакция окисления порошкообразного углерода сопровождается самовоспламенением последнего:

    С азотом

    При нагревании фтор реагирует и с азотом:

    С фосфором

    Фтор взаимодействует с P энергично (со взрывом) на свету и в темноте, даже при охлаждении жидким N2:

    С кремнием

    Взаимодействует с кремнием с образованием фторида кремния

    C инертными газами

    Окисляет ксенон, образуя фторид ксенона:

    С металлами

    При взаимодействии с металлами образуются фториды:

    • К, Na, Pb, Feзагораются при обычной температуре на свету. С щелочными металлами реакция протекает со взрывом:
    • Mg, Zn, Sn, Al, Ag, Cu и др. загораются на свету при слабом нагревании:
    • с малоактивными металлами – Au, Pt реагирует при нагревании до 300-400°С

    Взаимодействие со сложными веществами

    С водой

    Фтор активно разлагает воду с образованием таких соединений, как фториды кислорода OF2, O2F2; пероксид водорода Н2O2; кислород, озон, фтороводород:

    С кислотами

    • Взаимодействует с безводной азотной кислотой при комнатной температуре с образованием диоксида-гипофторита азота и фтороводорода:
    • С серной кислотой образует гексафторид серы, фтороводород и кислород:

    С щелочами и аммиаком

    Фтор окисляет щелочи:

    Реагирует с газообразным аммиаком:

    С солями

    Не взаимодействует

    Взаимодействие фтора с водными растворами солей невозможны, т.к. он ступает в реакцию с водой.

    С оксидами

    Реагирует с оксидом кремния, который загорается в атмосфере F2:

    Способы получения хлора

    Промышленный способ

    Электролиз расплавов или водных растворов хлоридов, чаще – NaCl.

    • Электролиз расплава хлорида натрия:

    A(+): 2Cl − ̶ 2e → Cl2 0

    2Na + + 2Cl − → 2Na º + Cl2º

    Таким образом, получаем:

    • Электролиз раствора хлорида натрия.

    A(+): 2Cl − ̶ 2e → Cl2 0

    Таким образом, получаем:

    Лабораторный способ

    Окисление концентрированной HCI сильными окислителями:

    Физические свойства хлора

    Хлор Cl2 при обычной температуре – тяжелый, желто-зеленый газ с резким удушающим запахом.

    Cl2 в 2,5 раза тяжелее воздуха, малорастворим в воде (

    6,5 г/л); хорошо растворим в неполярных органических растворителях. В свободном состоянии встречается только в вулканических газах.

    Химические свойства хлора

    Хлор — очень сильный окислитель. Окисляет металлы, неметаллы и сложные вещества, с образованием в устойчивые хлорид-ионы:

    Взаимодействие с простыми веществами

    С кислородом

    Непосредственно не взаимодействует

    С галогенами

    Хлор взаимодействует с другими галогенами – более активные галогены окисляют менее активные. В зависимости от условий могут получиться различные соединения:

    С водородом

    Реакция с водородом при обычных условиях не протекает. Однако, при нагревании, УФ — освещении или электрическом разряде реакция протекает со взрывом:

    Непосредственно не взаимодействует

    С фосфором

    Непосредственно не взаимодействует

    С кремнием

    2Cl2 + Si = SiCl4 (при нагревании)

    С металлами

    • Активные металлы самовоспламеняются и горят в атмосфере сухого газообразного хлора:
    • Окисление малоактивных металлов происходит легче влажным хлором или его водными растворами:

    Взаимодействие со сложными веществами

    Окисляет сложные вещества:

    2Cl2 + 2H2O → 4HCl + O2 (на свету или кипячении)

    С водой

    При растворении хлора в воде вступает в реакцию диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления), с образованием хлорноватистой кислоты:

    С водными растворами щелочей

    При взаимодействии с щелочами хлор диспропорционирует с образованием солей, состав которых зависит от условий проведения реакции:

    • с холоднымраствором щелочи образуются хлорид и гипохлорит:
    • с горячимраствором щелочи образуются хлорид и хлорат:
    • Хлор также растворяется в холодном растворе гидроксида кальция:

    Эти реакции имеют важное практическое значение, приводят к получению гипохлоритов — КClO3 и Са(ClO)2; хлората калия (бертолетова соль) — КClO3

    С солями

    Более активные галогены вытесняют менее активные галогены из солей и галогеноводородов:

    • замещение атомов водорода в молекулах органических соединений:

    • присоединение молекул Cl2 по месту разрыва кратных углерод-углеродных связей

    HC ≡ CH + 2Cl2 → Cl2HC — CHCl2 1,1,2,2-тетрахлорэтан

    Способы получения брома

    Промышленный способ

    • Исходное сырьё для получения брома — морская вода, озёрные и подземные рассолы и щелока калийного производства, содержащие бром в виде бромид-иона Br-

    Бром втесняют при помощи хлора:

    Далее бром отгоняют из раствора водяным паром или воздухом.

    Лабораторный способ

    • В лаборатории для получения брома используют сильные окислители:

    Физические свойства брома

    В обычных условиях бром – красно-бурая жидкость с резким зловонным запахом. При Т=-7,2°C жидкий бром застывает, образуя красно-коричневые игольчатые кристаллы.

    Пары брома жёлто-бурого цвета, Ткип = 58,78°C.

    В воде бром растворяется лучше других галогенов (3,58 г брома в 100 г H2O при 20°C). Хорошо растворим во многих органических растворителях.

    Бромная вода имеет желто-бурую окраску, быстро исчезающую, при взаимодействии растворенного Br2 с каким-либо веществом. «Обесцвечивание бромной воды» — широко используется в качестве теста на обнаружение в растворе многих неорганических и органических веществ.

    Химические свойства брома

    Химические свойства брома сходны с хлором. Различаются только условия протекания реакций.

    Взаимодействие с простыми веществами

    С металлами

    Жидкий бром сильный окислитель. Например, железо и алюминий самовозгораются при соприкосновении с бромом даже при обычной температуре.

    С водородом

    Взаимодействие брома с водородом происходит лишь при повышенной температуре. Реакция эндотермической и обратимой.

    С азотом, углеродом, кислородом и благородными газами

    Непосредственно не взаимодействует

    С галогенами

    Бром окисляется более активными галогенами:

    Взаимодействие со сложными веществами

    • Бром окисляет сложные соединения:
    • диспропорционирует в водном растворе:

    3BrO — ↔ BrO3 — + 2Br —

    4BrO — ↔ BrO4 — + 3Br —

    Обесцвечивание бромной воды

    Обесцвечивание бромной воды – качественная реакция на многие неорганические и органические соединения:

    • в воде SO2 и H2S в газообразном и растворенном виде, а также растворимые сульфиты и сульфиды реагируют с бромной водой, обесцвечивая ее:
    • Фенол и анилин также легко взаимодействуют с бромной водой:

    Способы получения йода

    Промышленный способ

    • Йод, также как и бром, извлекают из морской воды, соленых озер, подземных рассолов и буровых вод, где он содержится в виде I — .
    • Получение свободного йода с помощью различных окислителей, чаще всего газообразного хлора:

    Лабораторный способ

    • Йод можно получить также как и хлор или бром действием различных окислителей (КМnО4, МnО2, КСlO3, КВrО3, FеСl3 и СuSO4) на иодоводородную кислоту:

    2 FеC3 + 2 НI = 2 FeCl2 + I2 + 2 НСl

    Физические свойства йода

    Свободный йод I2 при обычной температуре — черно-серое с фиолетовым оттенком кристаллическое вещество с металлическим блеском. Легко возгоняется. Пары йода имеют своеобразный запах и очень ядовиты.

    Среди галогенов I2 обладает самой меньшей растворимостью в воде, однако он хорошо растворим в спирте и других органических растворителях.

    Химические свойства йода

    Химическая активность йода – наименьшая по сравнению с другими галогенами. Со многими элементами йод непосредственно не взаимодействует, а с некоторыми реагирует только при повышенных температурах (водород, кремний, многие металлы).

    Йод-крахмальная реакция

    Обнаружить I2 даже в самой минимальной концентрации можно с помощью раствора крахмала, который при наличии I2 окрашивается в грязно-синий цвет.

    Йод-крахмальная реакция используется при качественном обнаружении йода, а также его количественного анализа

    Взаимодействие с простыми веществами

    С водородом

    Реакция обратима и возможна только при высокой температуре:

    С металлами

    При добавлении капли воды в качестве катализатора цинк, железо и алюминий в смеси с порошком йода горят, образуя йодиды:

    С азотом, углеродом, кислородом

    Непосредственно не взаимодействует

    Взаимодействие со сложными веществами

    С водой

    Частично реагирует с водой (реакция диспропорционирования):

    С щелочью

    Диспропорционирует в водном растворе щелочи:

    C аммиаком

    C аммиаком образует аддукт нитрид трииодида:

    С иодидами щелочных металлов

    Молекулы галогенов присоединяются к иодидам щелочных металлов с образованием полииодидов (периодидов):

    С окислителями

    Йод проявляет восстановительные свойства в реакциях с сильными окислителями:

    C восстановителями

    Иод менее сильный окислитель, чем фтор, хлор и бром. Восстановители, такие как H2S, Na2S2O3 и др. восстанавливают его до иона I − :

    Химия и биологическая роль элементов viia-группы

    Автор работы: Пользователь скрыл имя, 15 Мая 2014 в 20:45, реферат

    Краткое описание

    Главную подгруппу элементов седьмой группы периодической системы составляют: фтор (F), хлор (Cl), бром (Br), иод (I), астат (At). На внешнем уровне у них от 1 до 7 электрона, электронные конфигурации имеют вид: nS2nP5. Они в соединениях проявляют степени окисления от –7 до +1.
    Роль этой группы элементов в жизни человека очень велика. От применения в быту до участия некоторых из них множествах биохимических реакциях организма животных и в частности человека.

    Содержание

    1. Введение………………………………………………………………………..3
    2. Общая характеристика, краткие сведения об истории открытия элементов и их распространённости в природе…………………………………………. 4
    3 . Изменение в группе величины радиусов атомов и ионов, потенциала ионизации………………………………………………………………………. 10
    4. Сравнение химических свойств простых веществ………….…………….11
    5. Свойства соединений фтора. ……………………..…………………………14
    6. Медико-биологическая характеристика фторапатита в сравнении с гидроксиапатитом ………………………………………………………………17
    7. Окислительно-восстановительные свойства галогенов ……………. ….19
    8. Качественные реакции на ионы Cl–, Br–, I– (с нитратом серебра, с окислителями).…………………………………………………………………22
    9. Соединения галогенов как лекарственные средства …………………. 23
    10. Медико-биологическое значение элементов VIIА-группы……………24
    Список литературы…………………………………………………………….27

    Прикрепленные файлы: 1 файл

    Referat.docx

    ГБОУ ВПО ОрГМА МИНЗДРАВА РОССИИ

    КАФЕДРА ХИМИИ

    РЕФЕРАТ

    ХИМИЯ И БИОЛОГИЧЕСКАЯ РОЛЬ ЭЛЕМЕНТОВ VIIA-ГРУППЫ

    Выполнила: Вильданова Э.О,

    студентка 104 гр.,

    лечебного факультета

    Проверила: Шостак Е.И.,

    Оренбург, 2014

    2. Общая характеристика, краткие сведения об истории открытия элементов и их распространённости в природе…………………………………………. 4

    3 . Изменение в группе величины радиусов атомов и ионов, потенциала ионизации……………………………………………………… ………………. 10

    4. Сравнение химических свойств простых веществ………….…………….11

    5. Свойства соединений фтора. ……………………..…………………………14

    6. Медико-биологическая характеристика фторапатита в сравнении с гидроксиапатитом ………………………………………………………………17

    7. Окислительно-восстановительные свойства галогенов ……………. ….19

    8. Качественные реакции на ионы Cl–, Br–, I– (с нитратом серебра, с окислителями).………………………………………… ………………………22

    9. Соединения галогенов как лекарственные средства …………………. 23

    10. Медико-биологическое значение элементов VIIА-группы……………24

    Введение

    Главную подгруппу элементов седьмой группы периодической системы составляют: фтор (F), хлор (Cl), бром (Br), иод (I), астат (At). На внешнем уровне у них от 1 до 7 электрона, электронные конфигурации имеют вид: nS2nP5. Они в соединениях проявляют степени окисления от –7 до +1. Сверху вниз в подгруппе металлические свойства усиливаются, а неметаллические ослабевают. Фтор – бесцветный, трудно сжижающийся газ; хлор – желто-зеленый, легко сжижающийся газ с резким удушливым запахом; бром – жидкость красно-бурого цвета; йод – кристаллическое вещество фиолетового цвета; астат – радиоактивный кристалл темно-синего цвета.

    Роль этой группы элементов в жизни человека очень велика. От применения в быту до участия некоторых из них множествах биохимических реакциях организма животных и в частности человека.

    Поэтому изучение их очень важно как для специалиста химико-биологического факультета так и для людей других специальностей.

    Глава 1. Общая характеристика, краткие сведения об истории открытия элементов и их распространённости в природе

    Галоге́ны (от греч. ἁλός — соль и γένος — рождение, происхождение; иногда употребляется устаревшее название галоиды) — химические элементы 17-й группы периодической таблицы химических элементов Д. И. Менделеева (по устаревше й классификации — элементы главной подгруппы VII группы).

    Реагируют почти со всеми простыми веществами, кроме некоторых неметаллов. Все галогены — энергичные окислители, поэтому встречаются в природе только в виде соединений. С увеличением порядкового номера химическая активность галогенов уменьшается, химическая активность галогенид-ионов F−, Cl−, Br−, I−, At− уменьшается.

    К галогенам относятся фтор F, хлор Cl, бро м Br, иод I, астат At, а также (формально) искусственный элемент унунсептий Uus.

    Физические свойства галогенов: F2 – бесцветный, трудно сжижающийся газ; Cl2 – желто-зеленый, легко сжижающийся газ с резким удушливым запахом; Br2 – жидкость красно-бурого цвета; I2 – кристаллическое вещество фиолетового цвета.

    Водные растворы галогеноводородов образуют кислоты. НF – фтороводородная (плавиковая); НCl – хлороводородная (соляная); НBr – бромоводородная; НI – йодоводородная. Силы кислот сверху вниз снижаются. Плавиковая кислота является самой слабой в ряду галогеново-дородных кислот, а йодоводородная – самой сильной. Это объясняется тем, что энергия связи Нг сверху уменьшается. В том же направлении уменьшается и прочность молекулы Н Г, что связано с ростом межъядерного расстояния. Растворимость малорастворимых солей в воде тоже уменьшается: практически постоянное равновесное количество изотопов астата.

    Краткая история открытий галогенов

    История открытия фтора непосредственно связана с минералом флюоритом, который иначе называется плавиковым шпатом. Состав этого минерала, как сейчас известно, отвечает формуле CaF2, и он представляет собой первое содержащее фтор вещество, которое когда-либо начал использовать человек. В давние времена было известно, что если флюорит добавить при выплавке металла к руде, то температура плавления руды и шлаков понижается, что значительно облегчает проведение процесса (отсюда название минерала — от лат. fluo — теку).
    В 1771 году обработкой флюорита серной кислотой шведский химик К. Шееле приготовил кислоту, которую он назвал «плавиковой». Французский ученый А. Лавуазье предположил, что в состав этой кислоты входит новый химический элемент, который он предложил назвать «флуорем» (Лавуазье считал, что плавиковая кислота — это соединение флуория с кислородом, ведь, по мнению Лавуазье, все кислоты должны содержать кислород). Однако выделить новый элемент он не смог.
    За новым элементом укрепилось название «флюор», которое отражено и в его латинском названии. Но длительные попытки выделить этот элемент в свободном виде успеха не имели. Многие ученые, пытавшиеся получить его в свободном виде, погибли при проведении таких опытов или стали инвалидами. Это и английские химики братья Т. и Г. Ноксы, и французы Ж.-Л. Гей-Люссак и Л. Ж. Тенар, и многие другие. Сам Г. Дэви, первым получивший в свободном виде натрий (Na), калий (K), кальций (Ca) и другие элементы, в результате экспериментов по получению фтора электролизом отравился и тяжело заболел. Вероятно, под впечатлением всех этих неудач в 1816 году для нового элемента было предложено хотя и сходное по звучанию, но совершенно другое по смыслу название — фтор (от греч. phtoros — разрушение, гибель). Это название элемента принято только в русском языке, французы и немцы продолжают называть фтор fluor, англичане — fluorine.
    Получить фтор в свободном виде не смог и такой выдающийся ученый, как М. Фарадей. Только в 1886 году французский химик А. Муассан, используя электролиз жидкого фтороводорода HF, охлажденного до температуры –23°C (в жидкости должно содержаться немного фторида калия KF, который обеспечивает ее электропроводимость), смог на аноде получить первую порцию нового, чрезвычайно реакционноспособного газа. В первых опытах для получения фтора Муассан использовал очень дорогой электролизер, изготовленный из платины (Pt) и иридия (Ir). При этом каждый грамм полученного фтора «съедал» до 6 г платины. Позднее Муассан стал использовать значительно более дешевый медный электролизер. Фтор реагирует с медью (Cu), но при реакции образуется тончайшая пленка фторида, которая препятствует дальнейшему разрушению металла.

    Бром был открыт двадцатичетырехлетним лаборантом Антуаном-ЖеромомБаларом. Балар изучал маточные рассолы южных соляных болот Франции. Во время одного из опытов, когда он подействовал на рассол хлором, он заметил появление весьма интенсивной желтой окраски, вызванной реакцией взаимодействия содержащегося в растворе бромида натрия с хлором. Через несколько лет напряженной работы Балар выделил необходимое количество темно-бурой жидкости, названной им муридом. В парижской Академии Наук Гей-Люссак и Тенар подтвердили открытие Баларом нового простого вещества, но нашли название неудачным и предложили свое- “бром”, что в переводе с греческого означало зловонный.

    В последствии французский химик Шарль Жерар, не получивший кафедру химии во Французском колледже, которую передали Балару, высоко оценив открытие им брома, не смог удержаться от резкого восклицания: “Это не Балар открыл бром, бром открыл Балара!”

    Открытие йода

    В 1811 году французский химик-технолог и фармацевт Бернар Куртуа открыл йод. Друзья его рассказывают любопытные подробности этого открытия. У Куртуа был любимый кот, который во время обеда сидел обычно на плече своего хозяина. Куртуа часто обедал в лаборатории. В один из дней во время обеда кот, чего-то испугавшись, прыгнул на пол, но попал на бутылки, стоявшие около лабораторного стола. В одной бутылке Куртуа приготовил для опыта суспензию золы водорослей(содержащей йодид натрия) в этаноле, в другой находилась концентрированная серная кислота. Бутылки разбились и жидкости смешались. С пола стали подниматься клубы сине-фиолетового пара, которые оседали на окружающих предметах в виде мельчайших черно-фиолетовых кристалликов с металлическим блеском и едким запахом. Это и был новый химический элемент йод.

    Соединения хлора , такие как поваренная соль и нашатырь(хлорид аммония) были знакомы человеку очень давно. А первым важным соединением, которое получил человек была соляная кислота. Первое упоминание о кислоте относится к концу XVI в.(Лабавиус “Алхимия”. Кислота использовалась для алхимических опытов и для ремёсел. Получали её путем перегонки смесей, в состав которых входила поваренная соль, смешанная с железным купоросом, алюмокалиевыми квасцами. Количества кислоты были незначительными. Подробное описание соляной кислоте дал Глаубер, который получил соляную кислоту реакцией между поваренной солью и серной кислотой. Есть предположение, что им также был впервые получен хлор, но пальма первенства в открытии хлора принадлежит Шееле. Он исследовал пиролюзит, который он растворял в соляной кислоте при низких температурах. Образовывался темно коричневый раствор. Он предполагал, должен был получится водород, но газ, образовавшийся при взаимодействии, совсем не был похож на водород. Шееле проводил опыты с неизвестным газом, и выявил его высокую активность. Он реагировал почти на все металлы, обесцвечивал красители, входящие в состав цветов. А при взаимодействии с аммиаком образовывался туман белого цвета
    В конце XVIII века многие ученые-химики, такие как Гей-Люссак и Тенар пытались найти кислород в выделившемся газе (хлоре). Дэви электролитически пытался разложить неизвестный газ используя метод электролиза, но это не удалось. Он доказал, что неизвестный газ представляет из себя элементарное вещество. Он назвал его хлорин, позднее хлором. Данный газ имеет желто-зеленую окраску. В переводе на русский с греческогоChlor в буквальном смысле переводится как желто-зеленый.

    Астат (франц. Astate англ. Astatine, нем. Astat) – элемент подгруппы галогенов VII группы периодической системы. До своего открытия он был известен под именем, данным Менделеевым,- эка-иод (Eka-Iodum). Было очевидно, что элемент 85 должен обладать интересными промежуточными свойствами: с одной стороны, активностью галогенов, с другой – металлическими свойствами. Поэтому с конца XIX в. велись интенсивные поиски этого элемента в различных минералах. Несколько раз появлялись сообщения об его открытии, но эти сообщения не подтверждались. Авторы мнимых открытий давали элементу 85 разные названия: дакин (Dacinum – от названия древней страны даков, соплеменников готов, в средней Европе), гельвеций (Helvetium – от старинного названия Швейцарии, Гельвеция), англогельвеций (Anglohelvetium), лептин (от греч.- слабый, шаткий, обездоленный) и др.

    В 1931 г. Аллисон с сотрудниками Политехнического института штата Алабама в США сообщил, что ему удалось обнаружить в растворе, извлеченном из монацитного песка с помощью магнетооптических методов, следы элемента 85, которому он дал название алабамий (Alabamium); под этим названием элемент 85 фигурировал в учебниках и справочниках до 1947 г.

    Реально, однако, один из изотопов элемента 85 (астат- 211) был получен лишь в 1940 г. Корсоном, Маккензи и Сегре в циклотроне, где производилась бомбардировка висмута быстрыми alfa-частицами. Период полураспада этого изотопа оказался всего 7,2 часа. Вскоре (1942 — 1943) было установлено, что изотопы элемента 85 образуются во всех трех рядах радиоактивного распада. Элемент 85 получил свое название астат (Astatium) в 1947 г. в статье авторов открытия (Nature, 159, 24, 1947). Название про- изведено от греч.означающего “неустойчивый, шаткий”, так как все изотопы астата оказались коротко- живущими. До недавнего времени в русской литературе элемент 85 называли астатин, что нельзя признать правильным, имея в виду слово, от которого образовано название.

    Слева направо растворимость галогенидов уменьшается. АgF хорошо растворим в воде.Все галогены в свободном состоянии – окислители. Сила их как окислителей снижается от фтора к йоду. В кристаллическом, жидком и газообразном состоянии все галогены существуют в виде отдельных молекул. Атомные радиусы возрастают в том же направлении, что приводит к повышению температуры плавления и кипения. Фтор диссоциирует на атомы лучше йода. Электродные потенциалы при переходе вниз по подгруппе галогенов снижаются. У фтора самый высокий электродный потенциал. Фтор – самый сильный окислитель. Любой вышестоящий свободный галоген вытеснит нижестоящий, находящийся в состоянии отрицательного однозарядного иона в растворе.

    Распространённость в природе

    В природе значимые скопления фтора содержатся в основном в минерале флюорите (CaF2), содержащем по массе 51,2 % Ca и 48,8 % F. Кларк в земной коре 650 г/т.

    Относительно богаты фтором чечевица и лук.

    Содержанием в почве фтор обязан вулканическим газам, за счёт того, что в их состав обычно входит большое количество фтороводорода.

    КЛАССИФИКАЦИЯ ЭЛЕМЕНТОВ ПОДГРУППЫ VIIA

    P-элементы, типические, неметаллы (астат  полуметалл), галогены.

    СТРОЕНИЕ ЭЛЕМЕНТОВ ПОДГРУППЫ VIIA

    1. Строение атомов элементов подгруппы VIIА:

    В состав подгруппы входят атомы галогенов, общая электронная формула внешнего валентного уровня, у которых  ns2np5. У фтора отсутствует внешний nd0 подуровень, который есть у остальных галогенов. Результат этого  низкая валентность фтора (только 1) и способность проявлять более высокие валентные возможности у атомов других галогенов (3, 5, 7). У брома, йода, астата  добавляется (n  1)d10 подуровень, у астата  (n  2)f14 подуровень. Так как у брома заполненный 3d10 подуровень проявился впервые, он очень сильно экранирует внешнюю 4s2 электронную пару, что приводит к её повышенной устойчивости, трудности окисления брома до брома (VII). Аналогичная картина наблюдается для астата из-за экранировки 6s2 пары 4f14 электронами. Атомы галогенов могут проявлять и нетипичные валентности и степени окисления в молекулярных радикалах и промежуточных частицах.

    Электронная диаграмма нейтрального атома элемента Hal (Hal ≠ F):

    Рис.1. Электронная диаграмма нейтрального атома элемента Hal

     У F нет nd подуровня.

    Отсюда следует, что фтор только окислитель, а восстановителем быть не может. Поэтому для фтора неизвестны соединения с положительной степенью окисления.

    Прочность молекулы фтора, несмотря на наименьшее межъядерное расстояние, относительно других галогенов, намного меньше по сравнению с молекулами хлора и брома. По величинам энтальпии и рК молекула фтора сравнима с молекулой иода. Химическая связь в молекуле фтора менее прочна, но более жестка. Сравнительно невысокая прочность молекулы фтора, которая является одним из факторов его высокой химической активности, обусловлена отсутствием у фтора d-орбиталей. В молекулах остальных галогенов имеет место дополнительное -связывание за счет р-электронов и d-орбиталей.

    Сродство к электрону у атома фтора также меньше, чем у хлора. Фтор является менее электрофильным элементом по сравнению с хлором. Это объясняется кайносимметричностью 2р-электронов атома фтора и связанным с ней эффектом обратного экранирования. Дело в том, что 2р-орбитали в атоме фтора сильнее притянуты к ядру и лежат глубже полностью заполненной электронами некайносимметричной 2s-орбитали. Последняя, будучи полностью заселенной, отталкивает присоединяемый атомом фтора электрон, уменьшая электронное сродство и увеличивая энергии ионизации 49 с.457-458.

    В ряду F  Cl  Br  I разница энергии 2s- и 2p-орбиталей увеличивается. Эффект экранирования приводит к увеличению энергии 3s- и 3p-, 4s- и 4p-орбиталей и т.д., а главное, к уменьшению их разности по сравнению с 2s- и 2p-орбиталями: если для фтора разница в энергии орбиталей составляет 27,7 эВ, то для хлора – 11,6 эВ 16.

    2. Для элементов подгруппы VIIA характерны следующие валентности:

    Таблица 2. Валентность элементов подгруппы VIIА

    3. Для элементов подгруппы VIIA характерны следующие степени окисления:

    Таблица 3. Степени окисления элементов подгруппы VIIА

    Атом Устойчивые степени окисления

    17Cl -1; 0; +1; +3; (+4); +5; (+6); +7

    35Br -1; 0; +1; (+3); (+4); +5; +7

    53I -1; 0; +1; (+3); +5; +7

    85At 1, 0, + 1, +3, +5

    4. Координационные числа:

    Координационные числа атомов галогенов зависят как от природы галогена, так и от типа связи и природы ближайшего окружения.

    В молекулярных соединениях атомы галогенов проявляют низкие координационные числа (1-2). Например, один в HCl, два за счёт водородной связи в ассоциатах фтороводорода и образованных им ионах (HF…HF, K[F….HF]) и за счёт мостиковых связей в димерах хлорида алюминия (Al2Cl6). Координационное число центрального иода в иодате K2(I2) также равно двум. В ионных соединениях координационные числа выше. Атомы хлора в LiCl проявляют невысокое координационное число 4 (Li4Cl4), в хлориде натрия координационное число уже шесть (Na6Cl6).

    Галогеноводоро́ды — общее название соединений, образованных из водорода и галогенов:

    Плавиковая кислота — водный раствор фтороводорода

    Соляная кислота — водный раствор хлороводорода

    Бромоводородная кислота — водный раствор бромоводорода

    Иодоводородная кислота — водный раствор иодоводорода

    Астатоводородная кислота — водный раствор астатоводорода

    Физические свойства галогеноводородов.

    По мере увеличения размера атомов галогенов межатомное расстояние Н-Х увеличивается, энергия связи Н- Х уменьшается. Уменьшение энергии связи Н-Х приводит к повышению значений энтальпий образования в ряду HF-HI, например, HI в стандартных условиях образуется из простых веществ уже с поглощением тепла .

    В стандартных условиях галогеноводороды – газы. С ростом массы и размеров молекул усиливается межмолекулярное взаимодействие и, как следствие, повышаются температуры плавления (Тпл) и кипения (Ткип). Однако для HF величины Тпл и Ткип, полученные экстраполяцией в ряду однотипных соединений HF-HCl-HBr-HI, оказываются существенно ниже, чем экспериментальные (табл.4). Аномально высокие температуры плавления и кипения объясняются усилением межмолекулярного взаимодействия за счет образования водородных связей между молекулами HF:

    Твердый HF состоит из зигзагообразных полимерных цепей. В жидком и газообразном HF вплоть до 60оС присутствуют полимеры от (HF)2 до (HF)6. Для HCl, HBr, HI образование водородных связей не характерно из-за меньшей электроотрицательности атома галогена.

    Все галогеноводороды — бесцветные газы с резким запахом, хорошо растворимые в воде. На воздухе их концентрированные растворы дымят вследствие выделения галогеноводородов.

    Химические свойства. Галогеноводороды хлора, брома, йода при обычных условиях — газы. Хорошо растворимы в воде, при растворении протекают следующие процессы:

    Процесс растворения сильно экзотермичен. С водой HCl, HBr и HI образуют азеотропные смеси, которые содержат соответственно 20,24; 48; 57 % НГ.

    Галогены в галогеноводородах имеют степень окисления −1. Могут выступать в качестве восстановителей, причём восстановительная способность в ряду HCl — HBr — HI увеличивается:

    Иодоводород является сильным восстановителем и используется как восстановитель во многих органических синтезах. При стоянии раствор HI вследствие постепенного окисления HI кислородом воздуха и выделения иода постепенно принимает бурую окраску:

    Аналогичный процесс протекает и в водном растворе HBr, но намного медленнее.

    Растворы галогенов — сильные кислоты, в которых ион H+ выступает в качестве окислителя. Галогеноводородные кислоты реагируют с металлами, потенциал которых

    Читайте также:
    ЕГЭ по химии 2017. Задание №34
    Рейтинг
    ( Пока оценок нет )
    Понравилась статья? Поделиться с друзьями:
    Добавить комментарий

    ;-) :| :x :twisted: :smile: :shock: :sad: :roll: :razz: :oops: :o :mrgreen: :lol: :idea: :grin: :evil: :cry: :cool: :arrow: :???: :?: :!: