59. Общая характеристика подгруппы галогенов. Нахождение в природе, получение. Изменение физических и химических свойств в ряду простых веществ галогенов общая характеристика

 

К главной подгруппе седьмой группы периодической системы относятся элементы F, CI, Br, I и At. Эти элементы при взаимодействии с металлами способны образовывать типичные соли (KF, NaCl и др.). Атомы всех элементов имеют по одному неспаренному электрону, что определяет их свойства типичных неметаллов. Будучи самым электроотрицательным элементом, фтор в соединениях всегда имеет степень окисления —1. Остальные галогены также имеют степень окисления —1, но для них возможны и положительные степени окисления: +1, +3, +5, +7. Астат может существовать во всех указанных степенях окисления — от —1 до +7, являясь типичным аналогом иода.  В ряду F—С1—Вг—I—At значение сродства к электрону уменьшается. С повышением порядкового номера элемента в ряду F—At увеличиваются радиусы атомов, уменьшается ионизационный потенциал, ослабевают неметаллические свойства и окислительная способность элементов, закономерно изменяются и другие физико-химические свойства элементов. Содержание в земной коре. В земной коре эти элементы содержатся главным образом в виде солей — галидов. Астат — радиоактивный элемент. Основные минералы фтора — плавиковый шпат CaF2. Природные соединения хлора: поваренная соль NaCl. Бром в природе в виде солей калия, натрия и магния содержится в морской воде, иод в небольших концентрациях — в морской воде. 

 

Символ элемента	F	Cl	Br	I	At
Порядковый номер	9	17	35	53	85
Строение внешнего электронного слоя	2s22p5	3s23p5	4s24p5	5s25p5	6s26p5

 

Простые вещества. Фтор — светло-зеленый, а хлор — зеленовато-желтый газы с резким удушающим запахом, токсичны. Бром — красно-бурая тяжелая жидкость, его пары очень ядовиты. Иод — черно-фиолетовые блестящие кристаллы,

В ряду С1—Вг—I—At с ростом радиуса атома усиливается поляризуемость молекул, ослабевает прочность связи Г—Г

Все галогены весьма активны в реакциях с металлами.

Большинство металлов сгорает в атмосфере фтора на холоде или при нагревании. При достаточно высокой температуре золото и платина реагируют с фтором с образованием, как правило, высших фторидов. На Fe, Cu, Ni, A1 и Zn фтор при обычной температуре

практически не действует, так как на поверхности металлов

образуются защитные слои фторидов. Хлор, подобно фтору,

непосредственно соединяется почти со всеми металлами (иногда в

присутствии воды или при нагревании) и с большинством неметаллов, кроме 02, N2, С и благородных газов. Бром и иод также реагируют со многими элементарными веществами, однако менее энергично.

Галогены в связи с большой энергией связи Г—Н отнимают водород от целого ряда его соединений (NH3, B2He, SiH4 и др.).

В ряду F2—С12—Вг2—12—At2 окислительная активность галогенов падает и нарастает восстановительная активность ионов Г(-). Более активный галоген'способен

вытеснять (окислять) галогенид-ион (Г-) менее активного из его соединений с водородом или металлом.

Наоборот, менее активный галоген способен вытеснять (восстанавливать) более активный галоген (окислитель) из его кислородсодержащих соединений, например:

Иод хорошо растворяется в водном растворе иодида калия с образованием комплекса.Значительно лучше, чем в воде, бром, иод и астат растворяются в органических растворителях: сероуглероде, этаноле, хлороформе, бензоле и др. Фтор со многими растворителями интенсивно реагирует.

60. Общая характеристика элементов VII А группы. Галогеноводороды, получение, изменение физических и химических свойств в ряду галогеноводородных кислот. Соли галогеноводородных кислот.

ОБЩАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА

 

К главной подгруппе седьмой группы периодической системы относятся элементы F, CI, Br, I и At. Эти элементы при взаимодействии с металлами способны образовывать типичные соли (KF, NaCl и др.). Атомы всех элементов имеют по одному неспаренному электрону, что определяет их свойства типичных неметаллов. Будучи самым электроотрицательным элементом, фтор в соединениях всегда имеет степень окисления —1. Остальные галогены также имеют степень окисления —1, но для них возможны и положительные степени окисления: +1, +3, +5, +7. Астат может существовать во всех указанных степенях окисления — от —1 до +7, являясь типичным аналогом иода.  В ряду F—С1—Вг—I—At значение сродства к электрону уменьшается. С повышением порядкового номера элемента в ряду F—At увеличиваются радиусы атомов, уменьшается ионизационный потенциал, ослабевают неметаллические свойства и окислительная способность элементов, закономерно изменяются и другие физико-химические свойства элементов. Содержание в земной коре. В земной коре эти элементы содержатся главным образом в виде солей — галидов. Астат — радиоактивный элемент. Основные минералы фтора — плавиковый шпат CaF2. Природные соединения хлора: поваренная соль NaCl. Бром в природе в виде солей калия, натрия и магния содержится в морской воде, иод в небольших концентрациях — в морской воде. 

 

Символ элемента	F	Cl	Br	I	At
Порядковый номер	9	17	35	53	85
Строение внешнего электронного слоя	2s22p5	3s23p5	4s24p5	5s25p5	6s26p5

Водородные соединения. HF, HC1, HBr, HI, HAt образуются при непосредственном соединении галогенов с водородом: Н2+Г2 = 2НГ

Реакции с F2 протекают со взрывом (даже в темноте и при низких температурах), с Сl2 на свету. Сравнительно медленно с Н2 реагирует Вг2 и лишь при нагревании I2 и At2.

Кроме прямого синтеза HF и НС1 получают при нагревании по обменным реакциям:

CaF2 + H2S04 (конц ) = CaS04 + H2F2

2NaCI + H2S04 (конц) = Na2SO,, + 2HCl

Получать HBr и HI по аналогии с НСl действием H2S04 нельзя, так как эти галогеноводороды проявляют сильные восстановительные свойства в этой реакции и окисляются до свободного состояния

Техническую соляную кислоту в больших количествах получают

как продукт хлорирования органических соединений:

RH+Cl2=RCl + HCl где R — органический радикал.

Распространенным способом промышленного получения хлороводорода является также прямой синтез из водорода и хлора:

Н2+Сl2 = 2НСl

Все НГ при обычных условиях — бесцветные газы, хорошо растворимы в воде, токсичны. HF очень ядовит, имеет сравнительно слабый запах, НСl — резкий запах. Галогеноводороды можно перевести в жидкости после предварительного их осушения от влаги. Сухой НСl сжижают при высоких давлениях.

Газообразные НГ, не содержащие следы влаги, не действуют на большинство металлов и их оксиды.

Водный раствор НСl называется соляной кислотой.

По растворимости в воде НВг и HI приближаются к НС1. Водные растворы НСl, НВг, HI — сильные кислоты. Их соли — хлориды, бромиды, иодиды — обычно хорошо растворимы в воде; малорастворимы Bil3, AgГ, РbГ.

В ряду НСl—НВг—HI термическая устойчивость НГ падает, напротив, восстановительная активностьрастет с ростом радиуса иона. HI уже сильный восстановитель. Газообразный HI способен даже гореть в 02:

2Н1+1/2О2 = H2O-I2

61. Общая характеристика элементов VII А группы Периодической системы. Оксокислоты хлора: строение молекул, получение, термическая устойчивость, кислотные и окислительно-восстановительные свойства.

К главной подгруппе седьмой группы периодической системы относятся элементы F, CI, Br, I и At.

Эти элементы при взаимодействии с металлами способны образовывать типичные соли (KF, NaCl и др.).

Атомы всех элементов имеют по одному неспаренному электрону, что определяет их свойства типичных неметаллов. Будучи самым электроотрицательным элементом, фтор в соединениях всегда имеет степень окисления —1. Остальные галогены также имеют степень окисления —1, но для них возможны и положительные степени окисления: +1, +3, +5, +7. Астат может существовать во всех указанных степенях окисления — от —1 до +7, являясь типичным аналогом иода.

В ряду F—С1—Вг—I—At значение сродства к электрону уменьшается.

С повышением порядкового номера элемента в ряду F—At увеличиваются радиусы атомов, уменьшается ионизационный потенциал, ослабевают неметаллические свойства и окислительная способность элементов, закономерно изменяются и другие физико-химические свойства элементов.

Содержание в земной коре.

В земной коре эти элементы содержатся главным образом в виде солей — галидов. Астат — радиоактивный элемент. Основные минералы фтора — плавиковый шпат CaF2. Природные соединения хлора: поваренная соль NaCl. Бром в природе в виде солей калия, натрия и магния содержится в морской воде, иод в небольших концентрациях — в морской воде.

Хлорноватистая кислота  HClO

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 свету}HCl + O

2)     Со щелочами дает соли - гипохлориты

 HClO + KOH  KClO + H2O

 

Хлористая кислота HClO₂

H–O–Cl=O

Физические свойства

Существует только в водных растворах.

Получение

Образуется при взаимодействии пероксида водорода с оксидом хлора (IV):

2ClO₂ + H₂O₂  2HClO₂ + O₂­

Химические свойства

HClO₂ - слабая кислота и сильный окислитель; соли хлористой кислоты - хлориты:

 

1)    Взаимодействует с основаниями:                                                                                              

HClO₂ + KOH  KClO₂ + H₂O

 

2)       Неустойчива, при хранении разлагается

 

4HClO₂  HCl + HClO₃ + 2ClO₂­ + H₂O

 Хлорноватая кислота HClO₃

 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

Хлорная кислота HClO₄

Физические свойства

 Бесцветная жидкость, t°кип. = 25C, t°пл.= -101C.

 Получение

 KClO₄ + H₂SO₄  KHSO₄ + HClO₄

 Химические свойства

 HClO₄ - очень сильная кислота и очень сильный окислитель; соли хлорной кислоты - перхлораты.

 

1)   С основаниями:                                                                                          

HClO₄ + KOH  KClO₄ + H₂O

 

2)     При нагревании хлорная кислота и ее соли разлагаются:

 4HClO₄  –^t° 4ClO₂­ + 3O₂­ + 2H₂O

KClO₄  –^t° KCl + 2O₂­

62. Переходные металлы. Ранние и поздние d-элементы. Изменение физических и химических свойств в первом переходном ряду.

Переходные металлы - элементы побочных подгрупп периодической системы (d- и f- элементы).

 Общие свойства

 1.      Все переходные элементы- металлы имеют низкую электроотрицательность.

2.      Все элементы проявляют переменные степени окисления. Начиная с III группы низшая степень окисления имеет основной характер, высшая – кислотный, средние – амфотерный.

3.      Все элементы образуют комплексные соединения.

Многие соединения в низших степенях окисления ранних d-элементов являются сильными восстановителями, а аналогичные соединения поздних d-элементов вполне устойчивы.

Для d-элементов характерны следующие степени окисления: 4-8 – высшие; 3-4 – средние; 2-3 – низшие. В высших степенях окисления связи ковалентные. Элементы по своим свойствам похожи на p-элементы главных подгрупп, оксиды их проявляют кислотные свойства. В средних степенях

окисления связи ковалентные. Соединения имеют амфотерный характер, проявляют окислительно-восстановительную двойственность. В низших степенях окисления характер связи

преимущественно ионный. Гидроксиды и оксиды проявляют преимущественно основный характер. Для соединений d-элементов в низших степенях окисления характерны восстановительные свойства. Таким образом, по мере повышения степени окисления повышается кислотный характер оксидов и окислительная способность соединений.

Физические свойства. d-элементы в целом характеризуются высокими температурами плавления и кипения. Их твердость и высокие температуры плавления и кипения объясня­ются прочными металлическими связями в этих элементах. Наличие прочной металлической связи обусловлено способностью d-элементов поставлять на образование связи электроны не только из внешней, но и из предшествующей ей внутренней подоболочки. Например, метал­лы первого переходного ряда используют для образования связей одновременно 3d- и 4s-электроны.

Химические свойства. Электроотрицательность и энергии ионизации металлов первого переходного ряда возрастают в на­правлении от хрома к цинку. Это означает, что металлические свойства элементов первого переходного ряда посте­пенно ослабевают в указанном направлении. Такое изменение их свойств проявляется и в последовательном возрастании окислительно-восстановительных потенциалов с переходом от отрицательных к положительным значениям.

Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы всех металлов первого переходного ряда за исключением меди (и серебра во втором переходном ряду) в системах М²⁺/М отрица­тельны. Согласно этим отрицательным значениям, металлы пер­вого переходного ряда должны располагаться в электрохими­ческом ряду напряжений выше водорода. Поэтому они должны вытеснять водород из минеральных кислот и образовывать водные растворы, содержащие ионы этих метал­лов. Однако некоторые из них реагируют с кислотами медленно, потому что на поверхности металла образуется защитный слой оксида. Это объясняет пассивность таких металлов, как хром, в коррозионных средах.

63. Общая характеристика элементов подгруппы меди. Нахождение в природе, физические и химические свойства металлов. Комплексные соединения элементов подгруппы меди.

Физические свойства

 1.      Высокие значения плотности, температур плавления и кипения.

2.      Высокая тепло- и электропроводность.

Химические свойства

 Химическая активность небольшая, убывает с увеличением атомного номера.