Сравнительная характеристика галогенов

Элементы VII A группы. Галогены ( Hal )

История открытия:

1) Фтор - 1886г., Анри Муассан

F₂– зелено-желтый газ, «разрушитель»

2) Хлор – 1774г., Карл Шееле

1812г., Жозеф Гей-Люссак дает название газу «хлор» (с греческого «желто-зеленый»).

3) Бром – 1825г., А.Балар (К.Левич)

Br₂– бурая жидкость («зловонный»)

4) Йод – 1811г., Б.Куртуа

I₂– тв. кристаллы серого цвета («фиолетовый, фиалковый»).

5) Астат – 1940г., Сегре, Корсон, Маккензи.

1947г.- дано название (в переводе «неустойчивый»). Период полураспада 8,3 ч , одновременно на Земле примерно 30г.

Строение галогенов.

№9 F[(9p;9n)9 ē] 1s²2s²2p⁵

2 7

№17 Cl [(17p;18n)17ē] 1s²2s²2p⁶3s²3p⁵

+17

2 8 7

№35 Br [(35p;45n)35n] 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p⁵

2 8 18 7

№53 I [(53p;74n)53ē] 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p⁶5s²4d¹⁰5p⁵

+53

2 8 18 18 7

Вывод: все галогены имеют по 7ē на внешней оболочке => химические свойства всех галогенов аналогичны.

Рассмотрим строение простых веществ галогенов на примере F₂

F₂– КНС

F 1s²2s²2p⁵

2 Валентность F₂(I)

1 Степень окисления - 0

Остальные галогены имеют аналогичное строение внешнего энергетического строя.

Окислительная активность галогенов уменьшается по группе сверху вниз, т.к. увеличиваются радиусы атомов.

Хлор

В природе – только в виде соединений

NaCl - поваренная соль (галит) NaCl ∙ KCl – сильвинит

KCl – сильвин MgCl₂ – хлорид магния

MgCl₂ ∙ 7H₂O – магнезия (бишофит) KCl ∙ MgCl₂ ∙ 6 H₂O – карналлит

Получение

A. В промышленности:

1) электролиз расплава NaCl

2 NaCl ^эл.ток 2Na + Cl₂ ↑

2) электролиз раствора NaCl:

2 NaCl + 2 H₂O → 2NaOH + Cl₂↑ + H₂↑

Б. В лаборатории

1) Mn⁺⁴O₂^-2 + 4H⁺¹Cl^-1 Mn⁺²Cl₂^-1+ Cl₂⁰+ 2H₂O

Mn⁺⁴+ 2ē → Mn^{+2 1}Mn⁺⁴- окислитель

2Cl^-1- 2ē → Cl₂^{0 2 1} Cl^-1- восстановитель

2)2K⁺¹Mn⁺⁷O₄^-2 + 16H⁺¹Cl^-1 = 2Mn⁺²Cl₂^-1+ 5Cl₂⁰ +8 H₂O + 2KCl

Mn⁺⁷ + 5ē → Mn^{2+ 2}Mn⁺⁷- окислитель

2Cl^-1- 2ē → Cl₂^{0 10 5} Cl^-1- восстановитель

Физические свойства:

Хлор – это газ желто-зеленого цвета с резким удушливым запахом; в 1V H₂O растворяется 2,5V Cl₂, при этом образуется хлорная вода (химическая формула «Cl₂»). Тяжелее воздуха

Dв = = ≈ 2,5

Химические свойства

А. С простыми веществами

1) с Me – при этом Me проявляют наивысшую степень окисления

2Na⁰ + Cl₂⁰ Na⁺¹Cl^-1

Cu⁰ + Cl₂⁰ Cu⁺²Cl₂^-1

2Fe⁰+ 3Cl₂ 2Fe⁺³Cl₃^-1

2) с Н₂: Н₂+ Cl₂ 2HCl

Механизм этой реакции свободно – радикальный. Радикал – это структурная частица, которая наделена избытком дополнительной энергии. При этом валентный ē переходит на более дальнюю энергетическую орбиталь, но еще связан с ядром атома.

I стадия : инициирование

Cl : Cl 2∙ Cl (или 2Cl∙ )

II стадия – развитие цепи

hν

Cl ∙ + H : H H∙∙Cl + H∙

H ∙ + Cl ∙∙ Cl H : Cl + Cl∙ и т.д.

III стадия – обрыв цепи

H ∙ +H∙ H : H ; H∙ +Cl ∙ H∙∙Cl

Cl∙ +Cl∙ Cl : Cl

Б. Со сложными веществами

1) с водой

Cl₂ + H₂O → HCl + HClO – 2Cl₂ + 2H₂O = 4HCl + O₂

хлорноватистая кислота

2HClO → 2HCl + O₂

2) со щелочами

холод гипохлорит натрия

а) Cl₂⁰ + 2NaOH NaCl + NaClO+H₂O

«жавелевая вода»

Cl₂⁰+2ē → 2Cl 2 1 Cl₂⁰ – окислитель

Cl₂⁰+2ē →2Cl⁺¹1 Cl₂⁰- восстановитель

б) получение хлорной извести

2Cl₂⁰+ 2Cа(OH)₂ → CaCl₂+ Са(ClO)₂ + 2H₂O

в) 3Cl₂⁰+ 6NaOH → 5NaCl^-1 + NaCl⁺⁵O₃+ 3 H₂O при нагревании хлорат натрия

Cl₂⁰ +2ē → 2Cl^-110 5 Cl₂⁰ – окислитель

Cl₂⁰ - 10ē → 2Cl⁺⁵1 Cl₂⁰- восстановитель

3) с солями каждый вышестоящий по группе галоген вытесняет нижестоящий из раствора его соли, кроме фтора):

Cl₂ + 2NaBr → 2NaCl + Br₂↓

Cl₂+ 2NaI → 2NaCl + I₂ ↓

Br₂+2NaI → 2NaBr+ I₂ ↓

4) Применение:

· Хлорирование воды

· Получение фосгена (COCl₂);

· Получение SnCl₄ и TiCl₄ для дымовой завесы;

· Получение лекарственных веществ;

· Красители;

· Гербициды;

· Пластмассы. Каучуки. Синтетические волокна;

· Получение других галогенов;

· Получение кислот;

· Беление ткани и бумаги

Хлороводород Молекула HCl

Получение:

свет

В промышленности: H₂ + Cl₂ → 2HCl t⁰

В лаборатории: 2NaCl + H₂SO₄ → Na₂ SO₄+ 2 HCl ↑

t⁰

или NaCl + H₂SO₄ → NaHSO₄ + HCl ↑

Физические свойства: б/цв газ Mr=36,5; резкий запах, хорошо растворяется в воде (в 1V H₂O растворяется 500V HCl); во влажном воздухе – «дымит»

Химические свойства: при н.у. не реагирует ни с Me ни с MeO.

Применение:

· Производство соляной кислоты и ее солей;

· Пластмассы;

· Каучук.

Получение : растворение хлороводорода в воде

Физические свойства:максимальная процентная концентрация HCl в воде – это 40 процентов; p= 1,19 г/см³; бесцветный раствор, сильно «дымит» во влажном воздухе, резкий запах из за выделения хлороводорода.

Химические свойства:

А) Свойства общие с другими кислотами

1) изменение окраски индикатора (диссоциация):HCl ↔ H⁺ + Cl^-

2) взаимодействие с Me (до H): 2HCl + Zn → ZnCl₂ + H₂ ↑

3) взаимодействие с основными и амфотерными оксидами:

2HCl + CaO → CaCl₂ + H₂O

2 H₂O + ZnO → ZnCl₂ + H₂O

4) взаимодействие с основаниями HCl + NaOH → NaCl + H2O

5) с солями более слабых и летучих кислот: 2 HCl + CaCO₃ → H₂O + CO₂↑ + CaCl₂

Б) Особые свойства.

1) качественная реакция на ионы хлора – это их взаимодействие с ионами серебра

HCl + AgNO₃ → AgCl ↓ + HNO₃

CaCl₂ + 2AgNO₃ → 2AgCl↓ + Ca(NO₃)₂

с образованием белого осадка AgCl, который не растворяется ни в воде, ни в азотной кислоте.

2) взаимодействие с окислителями ( KMnO₄, MnO₂, KClO₃, и т.д)

6HCl^-1 + KCl⁺⁵O₃ → KCl^-1 + 3H₂O + 3Cl₂⁰

Применение соляной кислоты:

· Удаление оксидов железа перед покрытием изделий из этих металлов другими металлами. Чтобы кислота реагировала только с оксидами, в нее добавляют ингибиторы – вещества, замедляющие скорость реакции.

· Получение хлоридов.

· Паяние металлов.

· Получение красок, пластмасс, лекарств.

Применение NaCl : · Получение хлора · NaOH · Na₂SO₄ · Соды Na₂CO₃ · Хлороводорода · В пищевой и фармацевтической промышленности

Применение KCl (сильвин):

калийное удобрение
BaCl₂ – ядохимикаты в сельском хозяйстве;
ZnCl₂- пропитка шпал и телефонных столбов;
CaCl₂ - осушитель газов органических веществ;

Сравнительная характеристика галогенов

1) Строение: у всех элементов по 7ē на внешней оболочке =› сильные окислители

2) В природе – только в виде соединений

CaF₂ – плавиковый шпат;

NaCl – каменная соль;

KB₂ , NaB₂– морская вода;

KI,NaI – морская вода;

Получение

F ₂ – только электролизом расплавов солей;

Cl ₂ – электролиз растворов или расплавов хлоридов щелочных металлов, взаимодействие HCl с сильными окислителями ;

Br ₂ - электролиз растворов или расплавов бромидов щелочных металлов, вытеснением

2NaBr + Cl₂ → 2NaCl + Br₂

I ₂ – электролиз растворов или расплавов иодидов щелочных металлов, вытеснением

2Na I + Cl₂ → 2NaCl + I₂; 2Na I + Br₂ → 2NaBr + I₂;

4) Свойства F₂и Cl₂ – газы; Br₂– бурая жидкость; I₂– тв. rристаллы серого цвета, плохо растворяются в воде, обладают возгонкой.

5) Химические свойства (аналогичны Cl₂)

Увеличение окислительной способности, т.к. у фтора I₂Cl₂ Br₂ I₂ самый маленький радиус атома.

F^- Cl^- Br^- J^- Восстановительная способность увеличивается, т.к.

у иона йода самый большой радиус иона.

* Качественная реакция на I₂- изменение цвета крахмала на синий

6) Применение:

F₂ – ограниченно, в соединениях- тефлон, фреон.

Cl₂– см. выше

Соли брома и йода – медицина

Соли брома - в фотографии

Дата добавления: 2021-02-10; просмотров: 61; Мы поможем в написании вашей работы!

Поделиться с друзьями:

Мы поможем в написании ваших работ!