Символ элемента
|
F
|
Cl
|
Br
|
I
|
At
|
Порядковый номер
|
9
|
17
|
35
|
53
|
85
|
Строение внешнего
электронного слоя
|
2s22p5
|
3s23p5
|
4s24p5
|
5s25p5
|
6s26p5
|
Энергия
ионизации, эВ
|
17,42
|
12,97
|
11,84
|
10,45
|
~9,2
|
Сродство атома к
электрону, эв
|
3,45
|
3,61
|
3,37
|
3,08
|
~2,8
|
Относительная
электроотрицательность (ЭО)
|
4,0
|
3,0
|
2,8
|
2,5
|
~2,2
|
Радиус атома, нм
|
0,064
|
0,099
|
0,114
|
0,133
|
–
|
Межъядерное
расстояние в молекуле Э2, нм
|
0,142
|
0,199
|
0,228
|
0,267
|
–
|
Энергия связи в
молекуле Э2 (25°С), кДж/моль
|
159
|
243
|
192
|
157
|
109
|
Степени окисления
|
-1
|
-1, +1, +3,
+4, +5, +7
|
-1, +1, +4,
+5, +7
|
-1, +1, +3,
+5, +7
|
–
|
Агрегатное
состояние
|
Бледно-зел.
газ
|
Зел-желт.
газ
|
Бурая
жидкость
|
Темн-фиол.
кристаллы
|
t°пл.(°С)
|
-219
|
-101
|
-8
|
114
|
227
|
t°кип.(°С)
|
-183
|
-34
|
58
|
185
|
317
|
(г*см-3
)
|
1,51
|
1,57
|
3,14
|
4,93
|
–
|
Растворимость в
воде (г / 100 г воды)
|
реагирует
с водой
|
2,5 : 1
по объему
|
3,5
|
0,02
|
–
|
1) Общая
электронная конфигурация внешнего энергетического уровня - nS2nP5.
2)С возрастанием порядкового номера элементов увеличиваются радиусы атомов,
уменьшается электроотрицательность, ослабевают неметаллические свойства
(увеличиваются металлические свойства); галогены - сильные окислители,
окислительная способность элементов уменьшается с увеличением атомной массы.
3)Молекулы галогенов состоят из двух атомов.
4)С увеличением атомной массы окраска становится более темной, возрастают
температуры плавления и кипения, а также плотность.
5)Сила галогеноводородных кислот возрастает с увеличением атомной массы.
6)Галогены могут образовывать соединения друг с другом (например, BrCl)
ФТОР И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ
Фтор F2 - открыл А. Муассан в 1886 г.
Физические
свойства
Газ светло-желтого
цвета; t°пл.= -219C, t°кип.= -183C.
Получение
Электролиз расплава гидрофторида калия KHF2:
2F- - 2e
F20
Химические свойства
F2 - самый сильный окислитель из всех веществ:
1.
2F2 + 2H2O 4HF + O2
2. H2 + F2 2HF
(со взрывом)
3. Cl2 + F2 2ClF
Фтористый водород
Физические
свойства
Бесцветный газ, хорошо растворим в воде t°пл. = - 83,5C; t°кип. =
19,5C;
Получение
CaF2 + H2SO4(конц.)
CaSO4 + 2HF
Химические
свойства
1)Раствор HF в воде - слабая кислота
(плавиковая):
HF H+
+ F-
Соли плавиковой
кислоты - фториды
2)Плавиковая кислота растворяет стекло:
SiO2 +
4HF SiF4+ 2H2O
SiF4 + 2HF H2[SiF6]
гексафторкремниевая кислота
ХЛОР И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ
Хлор Cl2 - открыт К. Шееле в 1774 г.
Физические
свойства
Газ желто-зеленого цвета, t°пл. = -101C, t°кип. = -34°С.
Получение
Окисление ионов Cl- сильными окислителями или электрическим током:
MnO2 +
4HCl MnCl2 + Cl2 + 2H2O
2KMnO4 + 16HCl 2MnCl2 + 5Cl2 +
2KCl + 8H2O
K2Cr2O7 + 14HCl 2CrCl3 +
2KCl + 3Cl2 + 7H2O
электролиз раствора NaCl (промышленный способ):
2NaCl + 2H2O
H2 + Cl2 + 2NaOH
Химические
свойства
Хлор - сильный окислитель.
1)Реакции с металлами:
2Na + Cl2
2NaCl
Ni + Cl2 NiCl2
2Fe + 3Cl2 2FeCl3
H2 + Cl2
–h 2HCl
2P + 3Cl2 2PClЗ
3)Реакция с водой:
Cl2 + H2O
HCl + HClO
4)Реакции со щелочами:
Cl2 +
2KOH –5CKCl + KClO + H2O
3Cl2 + 6KOH –40C5KCl +
KClOЗ + 3H2O
Cl2 + Ca(OH)2 CaOCl2(хлорная
известь) + H2O
5)Вытесняет бром и йод из галогеноводородных
кислот и их солей.
Cl2 + 2KI 2KCl + I2
Cl2 + 2HBr 2HCl + Br2
Хлористый водород
Физические
свойства
Бесцветный газ с резким запахом, ядовитый, тяжелее воздуха, хорошо растворим
в воде (1 : 400).
t°пл. = -114C, t°кип. = -85°С.
Получение
1)Синтетический способ (промышленный):
H2 + Cl2
2HCl
2)Гидросульфатный способ (лабораторный):
NaCl(тв.) + H2SO4(конц.)
NaHSO4 + HCl
Химические свойства
1)Раствор HCl в воде - соляная кислота -
сильная кислота:
HCl H+
+ Cl-
2)Реагирует с металлами, стоящими в ряду
напряжений до водорода:
2Al + 6HCl
2AlCl3 + 3H2
3)с оксидами металлов:
MgO + 2HCl
MgCl2 + H2O
4)с основаниями и аммиаком:
HCl + KOH
KCl + H2O
3HCl + Al(OH)3 AlCl3 + 3H2O
HCl + NH3 NH4Cl
5)с солями:
CaCO3 +
2HCl CaCl2 + H2O + CO2
HCl + AgNO3 AgCl + HNO3
Образование белого осадка хлорида серебра, нерастворимого в минеральных
кислотах используется в качестве качественной реакции для обнаружения анионов
Cl- в растворе.
Хлориды металлов - соли соляной кислоты, их получают взаимодействием металлов
с хлором или реакциями соляной кислоты с металлами, их оксидами и
гидроксидами; путем обмена с некоторыми солями
2Fe + 3Cl2
2FeCl3
Mg + 2HCl MgCl2 + H2
CaO + 2HCl CaCl2 + H2O
Ba(OH)2 + 2HCl BaCl2 + 2H2O
Pb(NO3)2 + 2HCl PbCl2 +
2HNO3
Большинство хлоридов растворимы в воде (за исключением хлоридов серебра,
свинца и одновалентной ртути).
Кислородсодержащие кислоты хлора
Хлорноватистая кислота HCl+1O
H–O–Cl
Физические
свойства
Существует только в виде разбавленных водных растворов.
Получение
Cl2 + H2O
HCl + HClO
Химические
свойства
HClO - слабая кислота и сильный окислитель:
1)Разлагается, выделяя атомарный кислород
HClO –на
светуHCl + O
2)Со щелочами дает соли - гипохлориты
HClO + KOH
KClO + H2O
3)2HI + HClO I2 +
HCl + H2O
Хлористая кислота HCl+3O2
H–O–Cl=O
Физические
свойства
Существует только в водных растворах.
Получение
Образуется при взаимодействии пероксида водорода с оксидом хлора (IV),
который получают из бертоллетовой соли и щавелевой кислоты в среде H2SO4:
2KClO3 + H2C2O4
+ H2SO4 K2SO4 + 2CO2 + 2СlO2
+ 2H2O
2ClO2 + H2O2 2HClO2
+ O2
Химические
свойства
HClO2 - слабая кислота и сильный окислитель; соли хлористой
кислоты - хлориты:
2)Неустойчива,
при хранении разлагается
4HClO2
HCl + HClO3 + 2ClO2 + H2O
Хлорноватая кислота HCl+5O3
|
Физические
свойства
Устойчива только в водных растворах.
Получение
Ba (ClO3)2
+ H2SO4 2HClO3 + BaSO4
Химические
свойства
HClO3 - Сильная кислота и сильный окислитель; соли
хлорноватой кислоты - хлораты:
6P + 5HClO3
3P2O5 + 5HCl
HClO3 + KOH KClO3 + H2O
KClO3 - Бертоллетова соль; ее получают при пропускании
хлора через подогретый (40C) раствор KOH:
3Cl2 +
6KOH 5KCl + KClO3 + 3H2O
Бертоллетову соль используют в качестве окислителя; при нагревании она
разлагается:
4KClO3
–без катKCl + 3KClO4
2KClO3 –MnO2 кат2KCl + 3O2
Хлорная кислота HCl+7O4
|
Физические свойства
Бесцветная жидкость, t°кип. = 25C, t°пл.= -101C.
Получение
KClO4 +
H2SO4 KHSO4 + HClO4
Химические
свойства
HClO4 - очень сильная кислота и очень сильный окислитель;
соли хлорной кислоты - перхлораты.
1)HClO4 + KOH KClO4
+ H2O
2)При нагревании хлорная кислота и ее соли
разлагаются:
4HClO4
–t° 4ClO2 + 3O2 + 2H2O
KClO4 –t° KCl + 2O2
БРОМ И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ
Бром Br2 - открыт Ж. Баларом в 1826 г.
Физические
свойства
Бурая жидкость с тяжелыми ядовитыми парами; имеет неприятный запах; =
3,14 г/см3; t°пл. = -8C; t°кип. = 58C.
Получение
Окисление ионов Br - сильными окислителями:
MnO2 +
4HBr MnBr2 + Br2 + 2H2O
Cl2 + 2KBr 2KCl + Br2
Химические
свойства
В свободном состоянии бром - сильный окислитель; а его водный раствор -
"бромная вода" (содержащий 3,58% брома) обычно используется в
качестве слабого окислителя.
1)Реагирует с металлами:
2Al + 3Br2
2AlBr3
2)Реагирует с неметаллами:
H2 + Br2
2HBr
2P + 5Br2 2PBr5
3)Реагирует с водой и щелочами :
Br2 + H2O
HBr + HBrO
Br2 + 2KOH KBr + KBrO + H2O
4)Реагирует с сильными восстановителями:
Br2 +
2HI I2 + 2HBr
Br2 + H2S S + 2HBr
Бромистый водород HBr
Физические
свойства
Бесцветный газ, хорошо растворим в воде; t°кип. = -67°С; t°пл. = -87°С.
Получение
1)2NaBr + H3PO4 –t
Na2HPO4 + 2HBr
2)PBr3 + 3H2O H3PO3
+ 3HBr
Химические
свойства
Водный раствор бромистого водорода - бромистоводородная кислота еще более
сильная, чем соляная. Она вступает в те же реакции, что и HCl:
1) Диссоциация:
HBr H+
+ Br -
2) С металлами,
стоящими в ряду напряжения до водорода:
Mg + 2HBr
MgBr2 + H2
3) с оксидами
металлов:
CaO + 2HBr
CaBr2 + H2O
4) с основаниями и
аммиаком:
NaOH + HBr
NaBr + H2O
Fe(OH)3 + 3HBr FeBr3 + 3H2O
NH3 + HBr NH4Br
5) с солями:
MgCO3 +
2HBr MgBr2 + H2O + CO2
AgNO3 + HBr AgBr + HNO3
Соли бромистоводородной кислоты называются бромидами. Последняя реакция -
образование желтого, нерастворимого в кислотах осадка бромида серебра служит
для обнаружения аниона Br - в растворе.
6) HBr - сильный
восстановитель:
2HBr + H2SO4(конц.)
Br2 + SO2
+ 2H2O
2HBr + Cl2 2HCl + Br2
Из кислородных кислот брома известны слабая бромноватистая HBr+1O
и сильная бромноватая HBr+5O3.
ИОД И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ
Йод I2 - открыт Б. Куртуа в 1811 г.
Физические
свойства
Кристаллическое вещество
темно-фиолетового цвета с металлическим блеском.
= 4,9 г/см3; t°пл.= 114C; t°кип.= 185C.
Хорошо растворим в органических растворителях (спирте, CCl4).
Получение
Окисление ионов I- сильными окислителями:
Cl2 + 2KI
2KCl + I2
2KI + MnO2 + 2H2SO4 I2
+ K2SO4 + MnSO4 + 2H2O
Химические свойства
1)
c металлами:
2Al + 3I2
2AlI3
2)
c водородом:
H2 + I2
2HI
3)
с сильными восстановителями:
I2 + SO2
+ 2H2O H2SO4 + 2HI
I2 + H2S S + 2HI
4)
со щелочами:
3I2 +
6NaOH 5NaI + NaIO3 + 3H2O
Иодистый водород
Физические
свойства
Бесцветный газ с резким запахом, хорошо растворим в воде, t°кип. = -35°С; t°пл. = -51°С.
Получение
1)
I2 + H2S
S + 2HI
2)
2P + 3I2 + 6H2O
2H3PO3 + 6HI
Химические
свойства
1)
Раствор HI в воде - сильная йодистоводородная кислота:
HI H+
+ I-
2HI + Ba(OH)2 BaI2 + 2H2O
Соли йодистоводородной кислоты - йодиды (др. реакции HI см. св-ва HCl
и HBr)
2)
HI - очень сильный восстановитель:
2HI + Cl2
2HCl + I2
8HI + H2SO4(конц.) 4I2 + H2S + 4H2O
5HI + 6KMnO4 + 9H2SO4 5HIO3
+ 6MnSO4 + 3K2SO4 + 9H2O
3)
Идентификация анионов I- в растворе:
NaI + AgNO3
AgI + NaNO3
HI + AgNO3 AgI + HNO3
Образуется темно-желтый осадок йодида серебра, нерастворимый в кислотах.
Кислородные кислоты йода
Йодноватая кислота HI+5O3
Бесцветное кристаллическое вещество, t°пл.= 110°С, хорошо
растворимое в воде.
Получают:
3I2 + 10HNO3
6HIO3 + 10NO + 2H2O
HIO3 - сильная кислота (соли - йодаты) и сильный окислитель.
Йодная кислота H5I+7O6
Кристаллическое гигроскопичное вещество, хорошо растворимое в воде, t°пл.=
130°С.
Слабая кислота (соли - перйодаты); сильный окислитель.
АСТАТ
АСТАТ (лат.
Astatium), астатин, Аt - радиоактивный химический элемент VII
группы периодической
системы Менделеева, атомный номер 85. Стабильных
изотопов у астата
нет; известно не менее 20 радиоактивных изотопов астата,
из которых наиболее долгоживущий
210At имеет период полураспада T1/2 8,3 ч.
Многократные попытки
ученых разных стран открыть элемент № 85 всевозможными химическими и
физическими способами в природных объектах были неудачны. В 1940 Э. Сегре, Т.
Корсон и У. Мак-Кензи получили на циклотроне в Беркли (США) первый изотоп
211At, бомбардируя висмут (-частицами. Название "астат" дано от
греческого astatos - неустойчивый. Лишь после этого искусственного получения
астата было показано, что 4 его изотопа (215At, 216At, 218At и 219At) образуются
в очень маловероятных (5*10-5 - 0,02%) ответвлениях трех природных рядов
радиоактивного распада урана и тория. Астат хорошо адсорбируется
на металлах (Ag, Au, Pt), легко испаряется в обычных условиях и в вакууме.
Благодаря этому удается выделить астат (до 85%) из продуктов облучения висмута
путем их вакуумной дистилляции с поглощением астата серебром или платиной.
Химические свойства астата очень интересны и своеобразны; он близок как к иоду,
так и к полонию, т. е. проявляет свойства и неметалла (галогена) и металла.
Такое сочетание свойств обусловлено положением астата в периодической системе:
он является наиболее тяжелым (и следовательно, наиболее
"металлическим") элементом группы галогенов. Подобно галогенам астат
дает нерастворимую соль AgAt; подобно иоду окисляется до 5-валентного состояния
(соль AgAtO3 аналогична AgJO3).
Однако, как и
типичные металлы, астат осаждается сероводородом даже из
сильно кислых
растворов, вытесняется цинком из сернокислых растворов, а при электролизе
осаждается на катоде.
Список литературы
Похожие работы на - Галогены