Общая характеристика подгруппы галогенов, строение атомов, возможные степени окисления, физические и химический свойства

Билет№18

Опыт. Получить амфотерный гидроксид и провести реакции, характеризующие его свойства.

Атомы всех галогенов содержат на внешнем электронном слое по 7 электронов, строение которого можно представить следующим образом (см. рисунок)

Фтор отличается от остальных галогенов тем, что у него на внешнем электронном слое отсутствует d-подуровень.

В обычном состоянии элементы VIIА группы имеют на внешнем слое по одному неспаренному электрону, поэтому они могут образовать с другими атомами только одну ковалентную связь по обменному механизму (валентность в этом случае будет равна 1). При возбуждении число неспаренных электронов у галогенов (кроме F) увеличивается до 3, 5 или 7 за счет распаривания электронных пар.

Соответственно, и возможные значения валентности при образовании связи по обменному механизму в этом случае будут равны также 3, 5 или 7.

Фтор, в отличие от всех остальных галогенов, проявляет, как правило, валентность, равную 1, т.к. он не может распарить свои электронные пары. Теоретически фтор, как элемент второго периода, может проявлять максимальную валентность, равную 4, если учитывать, кроме обменного, еще и донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи. Ведь на внешнем электронном слое у атома фтора наряду с одним неспаренным электроном содержатся еще и 3 электронные пары. За счет их, выступая в качестве донора, фтор может дополнительно образовать 3 ковалентные связи. Правда, можно предположить, что делать это фтор будет «неохотно», т.к. является самым электроотрицательным элементом и ему более характерно забирать электронные пары, чем предоставлять другому атому, пусть и в совместное пользование.

Известно соединение BF, в котором кратность связи равна 3. Объяснить этот факт можно, если предположить, что одну связь атом фтора образовал по обменному механизму, а две другие – по донорно-акцепторному.

Галогены (кроме F) в соединениях могут проявлять как положительную, так и отрицательную степень окисления.

Положительную степень окисления они проявляют при взаимодействии с атомами более электроотрицательных элементов, чем сами. В этом случае галогены выступают в роли восстановителя и отдают другим атомам с внешнего слоя свои неспаренные электроны. Величина степени окисления при этом будет равна +1 (в стационарном состоянии), +3, +5, +7 (в возбужденном состоянии).

Фтор не может проявлять положительную степень окисления, так как он является самым электроотрицательным элементом и в химических реакциях всегда забирает электроны от других атомов, выступая только в роли окислителя, и во всех соединениях проявляет степень окисления -1.

По этой причине получение F₂ из фторидов химическим путем (с помощью атомов другого элемента, т.е. окислением
2F^- - 2ē = F₂⁰)) провести нельзя. Это можно осуществить лишь электрическим путем (электролизом расплава фторида, например, соли NaF).

Другие галогены отрицательную степень окисления проявляют при взаимодействии с атомами менее электроотрицательных элементов, чем сами. В этом случае они выступают в роли окислителя и забирают от других атомов один недостающий до завершения своего внешнего слоя электрон. Величина степени окисления при этом равна -1.

Галогены образуют с водородом соединения общего вида.

Это газообразные вещества, хорошо растворимые в Н₂О. Их водные растворы обладают кислотными свойствами, причем сила этих кислот в ряду HF, HCl, HBr, HІ возрастает слева направо. Самой слабой кислотой является HF, самой сильной – HІ. Это связано с тем, что в группе сверху вниз увеличиваются радиусы атомов галогенов, из-за чего ослабляется прочность связи R-H (т.к. ее длина возрастает) и ионы H⁺ легче отщепляются.

Фтороводородная или плавиковая кислота HF в определенной мере является более слабой, чем все остальные галогеноводородные кислоты и из-за способности ее молекул к образованию ассоциатов типа (HF)_n (где n изменяется от 1 до 8) за счет образования водородных связей:

H – F ··· H – F; H – F ··· H – F ··· H – F и т.д.

(Для хлора получены оксиды Cl₂O, Cl₂O_7; для брома - Br₂O; для иода – I₂O, I₂O₅, I₂O₇. Оксид R₂O₃ в свободном виде не выделен ни для одного галогена).

Для хлора получены оксиды, в которых он проявляет нехарактерные для него степени окисления +4 и +6. Это валентноненасыщенные соединения, склонные к димеризации. Они обладают парамагнитными свойствами, т.к. атомы хлора в них содержат неспаренный электрон.

Все оксиды получаются не при непосредственном взаимодействии простых веществ галогенов с кислородом, а косвенным путем. Это кислотные оксиды. При растворении в Н₂О они образуют кислоты общего вида.

Для каждого элемента по мере увеличения его степени окисления сила кислот в этом ряду возрастает слева направо. Сила же кислот, в которых элементы проявляют одинаковую степень окисления, в группе сверху вниз уменьшается. Это связано с увеличением металлических свойств у галогенов в группе сверху вниз, что, в свою очередь, приводит к усилению основных свойств их кислородсодержащих соединений.

Фтор с кислородом образует соединения, в которых О проявляет положительную степень окисления +2 или +1. Поэтому данные вещества оксидами не являются. Как и все кислородсодержащие соединения галогенов, они также в основном получаются косвенным путем.

Галогены образуют простые вещества (с теми же названиями), молекулы которых состоят из двух атомов, связанных одинарной ковалентной связью. Причем F₂ и Cl₂ при обычных условиях – газы, Br₂ – жидкость, I₂ – твердое вещество.

Прочность связи в молекулах простых веществ от хлора к иоду уменьшается. Из этой закономерности выпадает F₂, прочность связи у которого значительно меньше прочности связи в молекуле Cl₂.

Такие аномальные свойства фтора можно объяснить отсутствием вакантного d-подуровня на внешнем электронном слое его атомов.

Атомы же хлора и других галогенов имеют свободные d-орбитали и поэтому между ними в молекулах простых веществ имеет место дополнительное донорно-акцепторное взаимодействие, упрочняющее связь.

Энергия ионизации, энергия сродства к электрону и относительная электроотрицательность у атомов галогенов в группе сверху вниз уменьшаются. В соответствии с этим неметаллические свойства галогенов, а, значит, и окислительная способность их атомов и образуемых ими простых веществ в группе сверху вниз тоже будут уменьшаться.

Каждый вышестоящий галоген может вытеснять нижестоящие из их соединений с водородом и металлами. Так, например, Cl₂ может вытеснить Br₂ и I₂. А Br₂ может вытеснить только I₂:

Сl₂ + 2HBr = Br₂ + 2HCl

Br₂ + 2NaІ = І₂ + 2NaBr

Эти реакции протекают, как правило, в водных растворах, поэтому в них не участвует F₂, так как он энергично разлагает воду:

2 F₂ + 2Н₂О = 4 HF + O₂

Остальные галогены сравнительно мало растворимы в Н₂О и в еще меньшей степени обратимо взаимодействуют с ней по схеме:

Г₂ + Н₂О - НГ + НГО

Причем при переходе от хлора к йоду равновесие данной реакции все более смещается влево, и для I₂ она уже практически нехарактерна.

Растворы Cl₂ и Br₂ в воде называются, соответственно, хлорной и бромной водой. Кроме самих галогенов в этих растворах присутствуют продукты их взаимодействия с Н₂О, что придает им определенные специфические свойства.

2. Аминокислоты, их состав и химические свойства (взаимодействие с соляной кислотой, щёлочами, друг с другом). Биологическая роль аминокислот и их применение.

Среди азотсодержащих органических веществ имеются соединения с двойственной функцией. Особенно важными из них являются аминокислоты. Строение и физические свойства. 1. Аминокислоты– это вещества, в молекулах которых содержатся одновременно аминогруппа NН2 и карбоксильная группа – СООН. Например: NH2-CH2-COOH – аминоуксусная кислота, CH3-CH(NH2)-COOH – аминопропионовая кислота. 2. Аминокислоты– это бесцветные кристаллические вещества, растворимые в воде. 3. Многие аминокислоты имеют сладкий вкус. 4. Аминокислоты можно рассматривать как карбоновые кислоты, в молекулах которых атом водорода в радикале замещен аминогруппой. При этом аминогруппа может находится у разных атомов углерода, что обусловливает один из видов изомерии аминокислот. Некоторые представители аминокислот: 1) аминоуксусная кислота Н2N-СН2-СООН; 2) аминопропионовая кислота Н2N-СН2-СН2-СООН; 3) аминомасляная кислота Н2N-СН2-СН2-СН2-СООН; 4) аминовалериановая кислота Н2N-(СН2)4-СООН; 5) аминокапроновая кислота Н2N-(СН2)5-СООН. 5. Чем больше атомов углерода в молекуле аминокислоты, тем больше может существовать изомеров с различным положением аминогруппы по отношению к карбоксильной группе. 6. Чтобы в названии изомеров можно было указывать положение группы – NH2 по отношению к карбоксилу, атомы углерода в молекуле аминокислоты обозначаются последовательно буквами греческого алфавита: а)?-аминокапроновая кислота; б)?-аминокапроновая кислота. Особенности строения аминокислотзаключаются в изомерии, которая может быть обусловлена также разветвлением углеродного скелета, а также строением своей углеродной цепи. Способы применения аминокислот: 1) аминокислоты широко распространены в природе; 2) молекулы аминокислот – это те кирпичики, из которых построены все растительные и животные белки; аминокислоты, необходимые для построения белков организма, человек и животные получают в составе белков пищи; 3) аминокислоты прописываются при сильном истощении, после тяжелых операций; 4) их используют для питания больных, минуя желудочно-кишечный тракт; 5) аминокислоты необходимы в качестве лечебного средства при некоторых болезнях (например, глутаминовая кислота используется при нервных заболеваниях, гистидин – при язве желудка); 6) некоторые аминокислоты применяются в сельском хозяйстве для подкормки животных, что положительно влияет на их рост; 7) имеют техническое значение: аминокапроновая и аминоэнантовая кислоты образуют синтетические волокна – капрон и энант.

Дата добавления: 2015-08-31