Нахождение галогенов в природе. Методы получения.

Введение

Изучение химических свойств неорганических соединений, как правило, происходит последовательно от одной к другой группе (подгруппе) Периодической системы.

Причина очевидна – в вертикальных рядах Периодической системы располагаются элементы, которые обладают сходной электронной конфигурацией валентного уровня (электронные аналоги) и, следовательно, проявляют близкие химические свойства, что позволяет выявить некоторые общие свойства для разных элементов.

 

Общий план конспекта

1. Номер группы, элементы-представители, электронная конфигурация, характерные валентности и степени окисления

2. Нахождение в природе – основные источники, методы получения

3. Физические свойства простых веществ

4. Химические свойства простых веществ

5. Водородные соединения: получение и химические свойства

6. Кислородсодержащие соединения: получение и химические свойства

7. Области применения соединений элементов данной подгруппы

VIIA (17) группа Галогены.

Внимание(!): в связи с тем, что обозначение элемента иода (заглавная английская буква I) совпадает с обозначением римской цифры I в тексте данной лекции элемент иод обозначен жирным шрифтом с нижним подчеркиванием I.

К подгруппе галогенов относят следующие элементы: фтор (F), хлор(Cl), бром (Br), иод (I) и астат (At). Общее название галогены дано элементам данной подгруппы за их способность к образованию солей (образующие соли) почти со всеми металлами Периодической системы.

Следует уточнить, что астат является радиоактивным элементом (кстати, в переводе с древнегреческого название элемента переводится как «неустойчивый»), в этой связи химические свойства астата нами рассматриваться не будут. Даже наиболее стабильные изотопы астата ²¹⁰At и ²¹¹At, полученные искусственно, имеют периоды полураспада τ_½ 8,3 ч и 7,2 ч соответственно, тогда как природные изотопы астата (которые образуются как промежуточные в ходе радиоактивного распада ядер ²³⁵U и ²³⁸U) имеют период полураспада несколько минут.

Период полураспада – время, за которое радиоактивному распаду подвергается ровно половина начального количества вещества. Данная величина является постоянной и характерной для каждого радиоактивного изотопа и может быть найдена в справочнике. Обозначение: τ_½.

Замечание: явление радиоактивного распада связано с изменением строения ядра атома, вследствие чего происходит превращение одних элементов в другие. Поскольку энергии внутриядерного взаимодействия огромны (по сравнению с энергиями химической связи) существенную роль в химии радиоактивных элементов занимают процессы радиолиза – разложения иных веществ и растворителей под действием энергии радиоактивного распада. Перед Вами как будто находится маленький вулканчик, который непрерывно извергается, следствие чего все соседние вещества в ужасе шарахаются от его осколков (например, α-частиц), причем смесь еще и очень сильно разогревается

Электронное строение атомов галогенов

(повторение знаний темы 1. Строение атома. Химическая связь.)

 

Электронная конфигурация валентного уровня атомов галогенов в основном состоянии отвечает формуле ns ² np ⁵, т.е. на валентном уровне 3 неподеленные пары электронов и 1 неспаренный электрон.

По этой причине для основного состояния галогенов характерна валентность I, а молекулы галогенов – фтора, хлора, брома и иода – состоят из двух атомов, между которыми образуется ковалентная неполярная связь.

Отличие атома фтора от других галогенов – вторичная периодичность. Вместе с тем, электронная конфигурация атома фтора несколько отличается от электронной конфигурации других галогенов, так как в атоме фтора отсутствуют d-орбитали. По этой причине фтор не может образовать по обменному механизму более одной ковалентной связи, поэтому типичное значение валентности фтора – I.

Напротив, атомы хлора, брома и иода могут переходить в возбужденные состояния, которые обусловливают валентности III, V и VII. Максимальная валентность галогенов (кроме фтора), обусловленная образованием ковалентных связей по обменному механизму, равна VII, т.е. номеру группы.

Степени окисления галогенов в химических соединениях также обусловлены электронным строением их атомов. Так, всем атомам галогенов не хватает ровно 1e ^- до завершения энергетического p‑подуровня, вследствие чего минимальная степень окисления галогенов равна -1.

Напротив, если галоген связан с более электроотрицательным атомом, то его степень окисления увеличивается и в предельном случае достигает +7, когда все валентные электроны преимущественно контролируются более электроотрицательным атомом-соседом.

Как и в случае валентностей, исключение представляет фтор – не найдется на Земле такого элемента, который смог бы его побороть. Фтор – наиболее электроотрицательный элемент, поэтому его максимальная степень окисления равна 0 – в молекуле фтора F₂, когда общая электронная пара поровну распределена между двумя равноправными атомами фтора.

Валентность галогенов	Cl, Br, I: I, III, V, VII F: I
Степени окисления галогенов	Cl, Br, I: [-1..+7] F [-1; 0]

Свойства атомов галогенов

	F	Cl	Br	I
Первооткрыватель	А. Муассан	К.Шееле Г.Дэви	Балар	Куртуа
Год открытия	1886	1774 1811	1826	1811
Распространенность в земной коре (относительное «место» среди других элементов Периодической системы)	13	20	46	60
Радиус атома, нм
ионный	0,133	0,184	0,196	0,220
вдв	0,135	0,180	0,195	0,215
атомный	0,058	0,099	0,114	0,133
Потенциал ионизации, Ip, кДж / моль	1680,6	1255,7	1142,7	1008,7
Сродство к электрону	332,6	348,7	324,5	295,3
Электроотрицательность, χ	4,0	3,2	3,0	2,7
Стандартный электродный потенциал E0Hal2 / 2Hal-, В	2,866	1,395	1,087	0,615 (в р-ре) 0,536

Свойства простых веществ

	F2	Cl2	Br2	I2
Т пл., oC	-220	-101	-7	114
Т кип., oС	-188	-34	60	185
Т, oС 1% дисс. – при этой температуре степень диссоциации молекулы на атомы равна 1%	765	975	775	575
Длина связи, нм	0,143	0,199	0,228	0,266
Энергия связи Hal-Hal, кДж/моль	159	243	193	151

Свойства галогеноводородов

	HF	HCl	HBr		HI
Т пл., oC	-83,5	-114,2	-88,6		-51
Т кип., oC	19,5	-85,1	-67,1		-35,1
Q0обр,298, кДж/моль	+ 271,1	+ 92,3	+ 36,4		-26,5
Длина связи H-Hal, нм	0,0917	0,1274	0,1414		0,1609
Энергия связи H-Hal, кДж/моль	574	428	363		294
Дипольный момент, Д	1,86	1,11		0,788	0,382
Константа диссоциации (H2O)	2·10-4	107	109		1011

Ключевые учебные вопросы для обсуждения (примеры)

1. Как и почему изменяются

- радиусы атомов элементов

- потенциалы ионизации

- электроотрицательность

- стандартный электродный потенциал

- температуры плавления и кипения простых веществ

- температуры плавления и кипения галогеноводородов

- энергия связи в молекулах галогенов и галогеноводородов

- дипольный момент в молекулах углеводородов?

- теплоты образования галогеноводородов

- константа кислотности галогеноводородов

2. Почему фтор открыт самым последним из элементов-галогенов за исключением астата (1940)?

3. Почему температуры плавления и кипения фтороводорода сильно отличаются «выпадают» из общего ряда других галогеноводородов?

4. В виде каких соединений галогены встречаются в природе? Почему галогены не встречаются в свободном состоянии?

5. Охарактеризуйте строение и свойства хлорноватистой и фторноватистой кислот

Нахождение галогенов в природе. Методы получения.

---

Дата добавления: 2019-03-09; просмотров: 505; Мы поможем в написании вашей работы!

Поделиться с друзьями:

---

---

Мы поможем в написании ваших работ!