Часть II. НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ

Раздел 8. ВОДОРОД. ГАЛОГЕНЫ

§ 8.5. Общая характеристика подгруппы галогенов

Во время рассмотрения элементов по химии подгруппами исключительно важно уметь использовать прогнозирующую роль периодического закона и периодической системы элементов Д.И. Менделеева. Тогда многие свойства элементов и их соединений можно описать, не пользуясь учебниками. Так, по положению элемента в периодической системе можно описать строение атома - заряд и состав ядра и электронную конфигурацию, по последней

- определить степени окисления элемента в соединениях, возможность образования молекулы при обычных условиях, тип кристаллической решетки простого вещества в твердом состоянии. Наконец, можно определить формулы высших оксидов и гидроксидов элементов, изменение их кислотно-основных свойств по горизонтали и вертикали периодической системы, а также формулы различных бинарных соединений с оценкой характера химических связей. Это значительно облегчает изучение свойств элементов, простых веществ и их соединений. Начинать следует с рассмотрения общей характеристики каждой подгруппы.

В подгруппу галогенов входят фтора, хлор, бром, йод и астату (астату - радиоактивный элемент, изучен мало). Это p-элементы VII группы периодической системы Д. И. Менделеева. На внешнем энергетическом уровне их атомы имеют по 7 электронов ns² nг⁵ (табл. 8.1). Этим объясняется сходство их свойств.

Они легко присоединяют по одному электрону, проявляя степень окисления - 1. Такая степень окисления галогены проявляют в соединениях с гідрогеном и металлами.

Таблица 8.1. Свойства элементов подгруппы галогенов

Однако атомы галогенов, кроме фтора, могут проявлять и положительные степени окисления: +1, +3, +5, +7. Возможные значения степеней окисления объясняются электронному строению атомов, которую в атома фтора можно изобразить схемой:

Как наиболее электроотрицательный элемент, фтора может присоединить только один электрон на 2р-подуровень. У него один неспаренный электрон, поэтому фтора бывает только одновалентним, а его степень окисления всегда-1.

Электронное строение атома хлора изображается схемой:

У атома хлора один неспаренный электрона на 3р-подуровне, и в обычном (невозбужденном) состоянии хлор одновалентний. Но поскольку хлор находится в третьем периоде, то у него есть еще пять орбиталей 3d - підрівня, на которых могут расположиться 10 электронов.

В возбужденном состоянии атома хлора электроны переходят с 3р - и Сs-подуровней на 3d- підрівень (на схеме показано стрелками). Разъединение (розпаровування) электронов, находятся на одной орбитали, увеличивает валентность на две единицы. Очевидно, хлор и его аналоги (кроме фтора, могут проявлять лишь нечетную переменную валентность 1, 3, 5, 7 и соответствующие положительные степени окисления. У фтора нет свободных орбиталей, а следовательно, во время химических реакций не происходит разъединение спаренных электронов в атоме (см. электронное строение атома фтора). Поэтому, рассматривая свойства галогенов, всегда следует учитывать особенности фтора и его соединений.

Водные растворы водородных соединений галогенов являются кислотами: HF - фтороводнева, или фторидна плавиковая), НСl - хлороводнева (соляная), или хлоридная, НВr - бромоводнева, или бромідна, Нl - йодоводнева, или йодидна.

Следует иметь в виду, что кроме общих свойств галогены имеют и различия. Это особенно характерно для фтора и его соединений. Сила кислот в ряду возрастает, что объясняется уменьшением в этом самом направлении энергии связи HR (где R - элемент). Плавиковая кислота самое слабое в этом ряду, поскольку энергия связи Н - F здесь наибольшая. В такой же последовательности уменьшается и прочность молекулы НГ (где Г - галоген), что обусловлено увеличением між'ядерної расстояния (см. табл. 8.1, п. 6). Растворимость малорастворимых солей уменьшается в ряду АgСl - АgВr - Аgl; в отличие от них соль AgF хорошо растворяется в воде.

Фтора крепко удерживает электроны (см. табл. 8.1, п. С, 4), у него степень окисления (-1) (см. табл. 8.1, п. 5). Фтор иначе взаимодействует с водой, чем хлор: разлагает воду с образованием фтороводню, фторида кислорода(II), пероксида водорода, кислорода и озона:

F₂ + Н₂О = 2HF + О; 2O = А₂; А 3 = А₃;

O + F₂ = F₂O; Н₂O + О = Н₂О₂.

Уравнение реакции взаимодействия хлора с водой см. § 8.6.

Пункты 3 и 6 табл. 8.1 характеризуют неметаллические свойства элементов. Поскольку радиус атома растет, а энергия ионизации уменьшается в ряду F - At ослабляются неметаллические свойства. Сильнее всего они выражены у фтора.

Реакционная способность галогенов ослабляется в ряду F -Сl - r - l. Поэтому предыдущий элемент способен вытеснять следующий из кислот типа НГ (Г - галоген) и их солей. В этом случае активность

F₂ > l₂ > r₂ > l₂.

Закономерно изменяются физические свойства галогенов с увеличением порядкового номера: фтор - газ, что трудно сжижается, хлор - газ легко сжижается, бром - жидкость, йод - твердое вещество.