Физико-химические свойства простого вещества

Атомные характеристики элементов

Элемент	F	Cl	Br	I
Массовое число	18,9984	53,4527	79,904	126,9045
Порядковый номер
Ковалентный радиус, нм	0,073	0,099	0,114	0,133
Ионный радиус, нм -1 +7	0,133	0,181 0,027	0,196 0,039	0,220 0,053
Энергия ионизации, эВ	17,42	12,07	11,84	10,45
Сродство атома к электрону, эВ	3,45	3,61	3,37	3,08
Электро-отрицательность	4,0	2,83	2,74	2,21
Степень окисления	-1	-1, +1, +3, +4, +5, +6, +7	-1, +1, +3, +5, +7	-1, +1, +4, +5, +7

Это типичные, очень активные неметаллы. С увеличением радиуса, уменьшаются неметаллические свойства. Наиболее активным галогеном является фтор, а наименее активным – астат.

Фтор получают электролизом расплавленного гидрофторида калия (KHF₂) в плавиковой кислоте - HF (жидком фтористом водороле), часто с добавкой фторида лития.

Хлор получают окислением соляной кислоты или ее солей различными окислителями (MnO₂, KMnO₄, K₂Cr₂O₇):

MnO₂ + 4HCl = MnCl₂ + Cl₂↑ + H₂O

MnO₂ + 2NaCl + 2H₂SO₄ = MnSO₄ + Na₂SO₄ + Cl₂↑ + 2H₂O

В промышленности хлор получают электролизом растворов или расплавов NaCl:

2NaCl + 2H₂O = 2NaOH + H₂ + Cl₂↑

Подобно хлору, бром и йод получают при взаимодействии HBr и HI (а также бромидов или йодидов в кислой среде) с теми же окислителями. Йод и бром могут быть получены действием хлора на их соли:

2HBr + Cl₂ = 2HCl + Br₂

2HI + Cl₂ = 2HCl + I₂

Таким образом, в основе получения галогенов лежит окислительно-восстановительный процесс.

Физико-химические свойства простых веществ представлены в табл. 26.

Таблица 26

Состав молекулы	F2	Cl2	Br2	I2
Агрегатное состояние	Жёлтый газ	Жёлто-зелёный газ	Красно-бурая жидкость	Чёрно фиолетовые кристаллы
Плотность в твердом состоянии, ρ г/см^3(293 К)	1,696	1,9	3,122	4,93
Tпл ^oC	-219,47	-100,83	-7,1	112,7
Tкип ^oC	-187,99	-33,82	58,93	184,5
ΔfΗ^o298 кДж/моль	-79,55	-121,21	-111,81	-106,69
S^o298 кДж/моль	202,85	223,1	151,77	116,81

Все галогены обладают резким запахом. Вдыхание их паров приводит к воспалению дыхательных путей. Растворимость в воде мала, лучше растворяются в органических растворителях: спирте, эфире, бензоле, хлороформе. Обладают большим сродством к электрону и являются сильными окислителями как в кислой, так и в щелочной среде. Они активно взаимодействуют почти со всеми элементами периодической системы. С типичными металлами образуют соли (NaCl, KCl, CaBr₂, BaI₂):

Cu + Cl₂ = CuCl₂

2Al + 3Br₂ = 2AlBr₃

С типичными неметаллами – галогенангидриды (SiF₄, PCl₃, PCl₅):

2Р + 5 Cl₂ = 2РCl₅

Галогенангидриды летучи, хлорошо реагируют с водой, образуя при этом кислоты:

PCl₃ + 3H₂O = H₃PO₃ + 3HCl

PCl₅ + 4H₂O = H₃PO₄ + 5HCl

Взаимодействуют с водородом:

H₂ + Cl₂ = 2HCl

H₂ + I₂ = 2HI

Галогены взаимодействуют со сложными вещестами:

Br₂ + H₂O = HBr + HOBr

3I₂ + 6KOH ^t= 5KI + KIO₃ + 3H₂O

Cl₂ + 2KOH = KClO + KCl + H₂O

Последние две реакции являются примером реакций диспропорционирования.

Прочность связи Г-Г уменьшается слева направо, поляризуемость молекул возрастает слева направо, окислительная активность возрастает от I₂ к F₂ (табл. 27). Следовательно, наиболее энергичным окислителем является фтор. В его атмосфере окисляются даже такие устойчивые вещества, как вода и SiO₂:

2H₂O + 2F₂ ^t= 4HF + O₂

SiO₂ + 2F₂ = SiF₄ + O₂

Таблица 27

Стандартные электродные потенциалы (Е^о) процесса Э₂ + 2е = 2Э^- :

F2	Cl2	Br2	I2
2,86	1,358	1,065	0,536

Более активный окислитель окисляет ионы менее активного окислителя:

Cl₂ + 2KCl → Br₂ + 2KCl

Br₂ + 2KI → I₂ + 2KBr

При взаимодействии со сложными веществами проявляют окислительные свойства:

NaSO₃ + Br₂ + H₂O = Na₂SO₄ + 2HBr

2F_2(г) + H₂O_(ж) → OF_2(г) + 2HF_(в)

Галогеноводороды – это хорошо растворимые в воде газы. Их водные растворы, кроме HF (плавиковая кислота) являются сильными одноосновными кислотами. Сила кислот в ряду HF – HCl – HBr – HI возрастает. Это зависит от величины радиуса иона и величины заряда иона галогена. Водные растворы галогеноводородов проявляют все свойства кислот, то есть взаимодействуют с металлами, оксидами, гидроксидами, солями. В отличие от других галогеноводородных кислот, плавиковая кислота является слабой. Это объясняется склонностью молекул HF к ассоциации путем образования водородных связей по схеме: ···HF···HF···, ее способности взаимодействовать с диоксидом кремния SiO₂, входящим в состав стекла:

SiO₂ + 4HF = SiH₄ + 2H₂O

SiF₄ + 2HF = H₂[SiF₆]

На этом свойстве основано применение фтороводорода для вытравливания на стекле надписей, рисунков.

Пары фтора, плавиковая кислота и ее соли очень ядовиты.

Галогеноводороды – восстановители. Восстановительные свойства их усиливаются от HCl к HI, что может быть показано различным характером взаимодействия галогенидов с серной кислотой.

Галогениды (чаще всего фтоиды), образуют разнообразные комплексные соединения. Координационное число при этом может быть 4, 6, 7, 8, 9. Например, K₂[BeF₄], K₃[AlF₆], K₂[NbF₇], K₂[WF₈], K₂[ReF₉], K[BF₄], H[AuCl₄], K[I₃].

В лаборатории галогеноводороды получают реакцией обмена:

CaF₂ + H₂SO₄ = 2HF + CaSO₄

Они образуются и при гидролизе кислотных галогенидов:

PCl₃ + 3H₂O = H₃PO₃ + 3HCl

PCl₅ + 4H₂O = H₃PO₄ + 5HCl

В промышленности галогенводороды получают по реакции:

H₂ + Cl₂ = 2HCl

Физико-химические свойства галогеноводородов представлены в табл. 28. Все галогеноводороды имеют резкий запах, хорошо растворимы в воде, полярны, в водных растворах диссоциируют, являются типичными кислотами, Образуют водородные связи, поэтому находятся в виде ассоциатов.

Таим образом, в ряду HF – HCl – HBr – HI сила кислот возрастает, понижается термическая устойчивость, растет восстановительная активность.

37% раствор НCl – соляная кислота – важнейший химический продукт, применяется для получения различных солей – хлоридов. Болшенство бромидов, хлоридов и йодидов хорошо растворимы в воде. Фториды, наоборот, нерастворимы в воде.

Галогены образуют ряд соединений с кислородом. Непосредственно с ним не реагируют, поэтому оксиды получают косвенным путем. Они термодинамически неустойчивы, обладают ярко выраженными кислотными и окислительными свойствами (табл. 29). Во всех кислородных соединениях галоген связан ковалентной связью и проявляет положительную степень окисления.

Фторид кислорода OF₂ может бытьполучен пропусканием фтора в охлажденный 2% раствор NaOH:

2F₂ + 2NaOH = 2NaF + H₂O + OF₂↑

OF₂ – сильный окислитель. В практическом отношении наиболее важны кислородные соединения хлора, которые получают косвенным путем. Наиболее устойчивыми являются соли кислородных кислот, наименее – сами кислоты и оксиды.

Таблица 28

Дата добавления: 2015-05-09