Общая и неорганическая химия. Свойства атомов галогенов F Cl Br I Атомная масса

ЛЕКЦИИ

Лекция 8. Галогены

Свойства атомов галогенов
	F	Cl	Br	I
Атомная масса, г/моль	19,0	35,5	79,9	126,9
Ковалентный радиус атома, 10^-12м
Радиус аниона Э^-, 10^-12м (пм)
Сродство к электрону, кДж/моль		349
Энергия ионизации до Э^+, кДж/моль
Свойства молекулярных галогенов Э2
Температура плавления, ^0С	-223	-101,4	-7,2	113,6
Температура кипения, ^0С	-188	-34	58,2	184,5
Межъядерное расстояние, 10^-12м (пм)
Энтальпия диссоциации, кДж/моль		243
Свойства галогенводородов НЭ
Температура кипения, ^0С	+19,5	-85,0	-66,7	-35,3
Станд. энтальпия образования, кДж/моль	-271	-92	-36	+27
Энтальпия диссоциации, кДж/моль
Степень ионизации 0,1 М водн. раств-ра	0,09	0,93	0,94	0,95

В таблице подчеркнуты величины, выходящие из монотонного ряда свойств.

Свойства анионов галогенов в водном растворе
	F^-	Cl^-	Br^-	I^-
Ковалентный радиус атома, 10^-12м
Радиус аниона Э^-, 10^-12м (пм)
Е^0 процесса, В: Э2 + 2 e^– = 2 Э^–	+2,87	+1,36	+1,07	+0,54

Максимальным сродством к электрону обладает не фтор, а хлор, потому что из-за малого размера атома фтора у него сильнее, чем у хлора, межэлектронное отталкивание.

У фтора самая высокая электроотрицательность (c), наиболее распространенный способ вычисления которой (по Малликену) – полусумма энергии ионизации атома (I) и его сродства к электрону (F) [[1]]: c = Ѕ(I + F). Для упрощения шкалы электроотрицательностей элементов их сравнивают с c углерода, принятой за 2,5.

Бо’льшая прочность молекулы Cl₂ по сравнению с F₂ объясняется участием свободных d-орбиталей в образовании связи в молекуле хлора.

Аномально высокая температура кипения фтороводорода обусловлена вкладом водородных связей в межмолекулярное взаимодействие в HF.

Демонстрации:

а) возгонка иода;

б) экстракция иода из иодной воды;

в) взаимодействие брома с алюминиевыми стружками.

Галогены – типичные активные неметаллы, реагируют с другими неметаллами и с металлами; реакции обычно экзотермические:

5 Cl₂ + 2 P = 2 PCl₅ реакция начинается при слабом нагревании

3 Br₂ + 2 Al = 2 AlBr₃ реакция начинается самопроизвольно

3 I₂ + 2 Al = 2 AlI₃ реакция начинается в присутствии воды

Окислительные свойства галогенов ослабевают сверху вниз по подгруппе, поэтому вышестоящие молекулярные галогены вытесняют из галогенид-ионов нижестоящие:

Cl₂ + 2 NaBr = 2 NaCl + Br₂

Br₂ + 2 KI = 2 KBr + I₂

При избытке более активного («верхнего») галогена реакция идет дальше:

5 Cl₂ + Br₂ + 6 H₂O = 10 HCl + 2 HBrO₃

5 Cl₂ + I₂ + 6 H₂O = 10 HCl + 2 HIO₃

Фтор – самый сильный окислитель из простых веществ. Он реагирует даже с некоторыми “инертными” газами:

Xe + 2 F₂ = XeF₄ DH = - 252 кДж

Фтор отличается от остальных галогенов в реакции с водой. Фтор реагирует только как окислитель:

2 F₂ + 2 H₂O = 4 HF + O₂

Остальные галогены при взаимодействии с водой диспропорционируют:

Cl₂ + H₂O = HCl + HClO

При взаимодействии галогенов с растворами щелочей состав продуктов реакции зависит от температуры:

Cl₂ + 2 NaOH =20⁰C= NaCl + NaClO + H₂O

Cl₂ + 6 NaOH =80⁰C= 5 NaCl + NaClO₃ + 3 H₂O

Демонстрация:

взаимодействие бромной воды с раствором NaOH, затем с соляной кислотой.

Реакция диспропорционирования галогенов обратима:

Br₂ + 2 KOH = KBr + KBrO + H₂O в щелочной среде

HBr + HBrO = Br₂ + H₂O в кислой среде

В отличие от всех остальных кислот, плавиковая HF растворяет стекло по реакциям:

SiO₂ + 4 HF = SiF₄ + 2 H₂O

SiF₄ + 2 HF = H₂[SiF₆]

Галогенводороды, кроме HF, проявляют восстановительные свойства, которые усиливаются от HCl к HI:

2 KMnO₄ + 16 HCl = 2 MnCl₂ + 2 KCl + 5Cl₂ + 8 H₂O

2 H₂SO_4(конц.) + 2 KBr = K₂SO₄ + SO₂ + Br₂ + 2 H₂O

5 H₂SO_4(конц.) + 8 KI = 4 K₂SO₄ + H₂S + I₂ + 4 H₂O

Дата добавления: 2014-12-16