РАЗДЕЛ II. НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ

9. Неметаллические элементы и их соединения. Неметаллы

9.2. Галогены

Галогены - это Фтора (F), Хлор (Сl), Бром (Вr), Йод (I) и Астату (At). Они размещаются в главной подгруппе VII группы¹. Все галогены, кроме Астату², случаются в природе. Общая электронная формула галогенов - ns²np⁵ (n ≥ 2 - номер периода, в котором размещается элемент). Галогены относятся к p-элементам, поскольку в их атомах электронами заполняется именно p-подуровень внешнего электронного слоя. Графическая формула:

У атомов галогенов во внешнем электронном слое имеется один неспаренный электрон, поэтому в основном состоянии им свойственна лишь валентность И. В возбужденном состоянии все галогены, кроме Фтора, могут проявляют валентности III, V и VII, что объясняется наличием в них незаполненного d-подуровня с пятью свободными орбіталями (d-подуровень появляется у элементов 3 периода), на которые в возбужденном состоянии могут переходить электроны с s- и p-подуровней:

Галогены относятся к типичным неметаллических элементов. Среди элементов каждого периода именно в галогенов наибольшие значения электроотрицательности. Фтора - наиболее электроотрицательный элемент периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева. В соединениях он проявляет степень окисления-1. Для других галогенов характерны также степени окисления+1, +3, +5, +7.

Во время химических реакций атомы галогенов присоединяют один электрон, которого именно и не хватает до октета электронов, то есть к образованию электронной конфигурации инертного газа:

А потому галогены являются сильными окислителями.

Атомы галогенов образуют простые вещества, молекулы которых в газообразном, жидком и кристаллическом состояниях состоят из двух атомов: F₂ (светло-желтый газ), Сl₂ (желто-зеленый газ, который легко сжижается), Вr₂ (красно-коричневая густая жидкость), И₂ (блестящие серо-черные с фиолетовым оттенком кристаллы). Все галогены ядовиты, имеют характерный запах, отличаются большим леткістю. Йод при незначительном нагревании сублимирует³. И наоборот, при охлаждении пары йода снова образуют кристаллы.

Галогены относятся к активных неметаллических элементов. Химическая активность галогенов (атомов и молекул) приходит в ряду от Фтора к Йоду. Более активные галогены вытесняют менее активные из их соединений. Окислительные свойства галогенов уменьшаются в подгруппе от Фтора к Йоду, поскольку возрастает радиус атома и способность присоединять электроны уменьшается. Ионы галогенов (Сl^-, r^-,I^-) способны отдавать электроны, а потому проявляют восстановительные свойства, которые увеличиваются от хлорид-иона до йодид-иона.

С Гідрогеном галогены образуют летучие соединения, которые называют гідрогенгалогенідами, или галогеноводнями: HF, НСl, НВr, НЕТ. Это газообразные соединения, которые легко растворяются в воде. Их водные растворы являются кислотами. Образованные галогенами соли⁴ называют соответственно флуоридами, хлоридами, бромидами, йодидами.

В ряду кислот HF → НСl → НВr → НИ наблюдается усиление кислотних свойств соединений. Это объясняется тем, что вниз по группе наблюдается увеличение радиуса атома, а потому связь между Гідрогеном и галогеном ослабляется. Следовательно, именно в молекулах НЕТ, которые содержатся в растворе йодидної кислоты, легче всего відщеплюються ионы Водорода.

Известны соединения галогенов с Оксигеном. Среди оксигеносодержащих соединений галогенов устойчивыми являются соли оксигеносодержащих кислот (Фтора оксигеносодержащих кислот не образует). В ряду оксигеносодержащих кислот, например Хлора: НСlO → НСlO₂ → НСlO₃ → НСlO₄, наблюдается усиление кислотных и уменьшение окислительных свойств.

______________________________________________________________

¹ По новой номенклатуре - в 17 группе.

² Случается реже всего из всех природных элементов, малоисследованное.

³ Сублимация - это явление перехода веществ из твердого состояния в газообразное, минуя жидкое. Обратный процесс называют десублімацією.

⁴ Галогены (от гр. άλός - соль и γενος - род) - «те, рождающие соли».

9.2.1. Хлор

Хлор - 17-й элемент периодической таблицы (заряд ядра - +17. Химический символ Сl. Элемент Хлор имеет 2 природные изотопы: ³⁵Сl и ³⁷Сl; их массовые доли дрівнюють соответствии 75,78 % и 24,22 %. Хлор образует одну простую вещество - хлор Сl₂. Относительная молекулярная масса - 71, молярная масса - 71 г/моль.

Электронная формула - ₁₇Cl 1s²2s²2p⁶3s²3p⁵. В соединениях Хлор проявляет валентности И (в основном состоянии), III, V, VII (в возбужденных состояниях). Самый низкий степень окисления - -1, а самый высокий - +7.

Физические свойства хлора

Связь в двохатомній молекуле - неполярная ковалентная. Молекулы хлора в твердом состоянии образуют молекулярные кристаллические решетки. При стандартных условиях хлор - желто-зеленый газ с удушающим запахом, чрезвычайно токсичен. Температура кипения - -34 °С, температура плавления - -101 °С. Хлор малорастворим в воде. Водный раствор хлора называют хлорной водой.

Распространенность Хлора в природе

В свободном состоянии в природе Хлор не трапляєтеся. Однако он образует ряд природных соединений (минералов): NaCl- каменная соль (минерал галит), MgCl₂ · 6Н₂O - бишофит, NaCl · КСl - сильвинит, КСl - сильвін, КСl · MgCl₂ · 6Н₂O - карналлит. Значительное количество хлоридов содержится в морской воде, в воде океанов, солончаков. Хлор является важным компонентом тканей растений (входит в состав хлорофилла), животных и человека - один из важнейших биогенных элементов.

Добывания хлора

В лаборатории хлор получают при нагревании концентрированной соляной кислоты с различными окислителями: манган(ИV) оксидом - МnO₂, калий перманганатом - КМnO₄, калия хлоратом (бертолетовою солью) - КСlO₃, калий дихроматом - К₂Сr₂O₇:

В промышленности хлор получают электролизом концентрированного раствора NaCl с применением диафрагмы, отделяющей катодный и анодный пространство, или электролизом расплава натрий хлорида:

На катоде восстанавливается Водород, а на аноде окисляется Хлор:

На катоде восстанавливается Натрий, а на аноде окисляется Хлор.

Химические свойства хлора

Хлор довольно реакционно-способен, взаимодействует с простыми и сложными веществами, однако не реагирует непосредственно с азотом, углеродом, кислородом, инертными газами.

1. Реакции хлора с простыми веществами приводят к образованию соединений, которые называют хлоридами:

а) с неметаллами:

или если хлор в избытке:

При освещении смесь водорода с хлором взрывается:

б) с металлами:

2. Реакции со сложными веществами:

а) при взаимодействии хлора с водой образуются две кислоты - хлоридная и хлоратна(И) (гіпохлоритна). В этой реакции молекулы хлора диспропорціонують (повышают и понижают степень окисления):

Реакция хлора с водой происходит не до конца, а поэтому в водном растворе хлора содержатся молекулы Сl₂, Н₂O и определенное количество молекул НСlO, а также ионы Н⁺, Сl^-, СlO^-. Хлоратна(И) кислота неустойчива, она разлагается на хлоридную кислоту и атомарный Кислород:

НСЮ = НСl + О

Атомарный Кислород имеет дезинфицирующие и отбеливающие свойства. Вот почему хлорная вода является сильным окислителем. Суммарное уравнение реакции:

б) при взаимодействии со щелочами образуются различные продукты в зависимости от условий протекания реакции:

- пропуская хлор через раствор холодный, получают жавелевую воду (смесь натрий хлорида и натрий гипохлорита):

- пропуская хлор через горячий раствор, получают калий хлорид и калий хлорат (эта реакция, как и предыдущая, относится к реакциям самоокиснення - самовосстановления; обе реакции являются необратимыми):

в) хлор окисляет бромиды и йодиды металлических элементов, вытесняя менее электроотрицательные галогены их солей:

г) хлор взаимодействует со сложными веществами, являются восстановителями:

3. Взаимодействие с органическими веществами (алканами, алкенами, алкінами, аренами и т.д.):

Применение хлора

Хлор идет на производство хлороводорода, соляной кислоты, хлоридов, отбеливающих средств, хлорсодержащих органических соединений (лекарственных препаратов, пластмасс, каучуков, инсектицидов), дезинфекцию воды.