Лабораторная работа № 4 Галогены теоретическая часть

К элементам 7-А подгруппы относятся: F, Cl, Br, J, As. Это элементы с ярко выраженным неметаллическим характером. Основные их свойства приведены в таблице 1.

Элемент	F 9	Cl 35	Br 53	J 71	As 85
Порядковый номер
Строение внешнего электронного слоя	2s2 2p5	3s2 3p5	4s2 4p5	5s2 5p5	6s2 6p5
Радиус атома, нм	0,064	0,099	0,114	0,113
Энергия ионизации, эВ	17,42	12,97	11,84	10,45	9,2
Энергия сродства к электрону, эВ	3,45	3,61	3,37	3,08	2,8
Относительная электроотрицательность	4,0	3,0	2,8	2,6	2,2
Температура плавления, К	50	171	226	387	500
Температура кипения, К	85	239	214	458	680
Физическое состояние при обычных условиях	бледно-зеленый газ	зелено-ватый	красно-бурая жидкость	черно-фиолетовый кристалл	черно-синий кристалл

Таблица 1. Основные свойства элементов 7-А подгруппы

В газообразном состоянии они образуют двухатомные молекулы. Вследствие очень высокой химической активности галогены в природе находятся только в связанном состоянии. Большая реакционная способность галогенов обусловлена тем, что до полного заполнения наружного электронного слоя им не хватает лишь одного электрона и состояние в виде однозарядных отрицательных ионов наиболее устойчиво.

В отличие от других галогенов фтор в своих соединениях всегда находится в степени окисленности -1, так как среди всех элементов он обладает самой высокой электроотрицательностью. Все остальные галогены можно перевести в состояние со степенью окисления -1,+3,+5,+7. Вследствие большого сродства к электрону свободные галогены являются сильными окислителями. В ряду F₂, Cl₂, Br₂ уменьшается их окислительная способность и возрастает восстановительная активность их ионов. Вследствие этого каждый последующий член этого ряда может быть вытеснен из его соединения предыдущим.

С кислородом галогены образуют соединения типа: НГО, НГО₂, НГО₃, НГО₄. По мере увеличения числа атомов кислорода в ряду положительный заряд атома галогена возрастает и растет сила кислот. НСО₄ – самая сильная кислота из всех минеральных кислот.

Кислородные соединения галогенов весьма непрочны. Причина этого заключается в том, что в указанных соединениях атом галогена находится нехарактерном для него окисленном состоянии, и потому он будет стремиться переходить в энергетически выгодное ему состояние отрицательно заряженного иона. В ряду НГО, НГО₂, НГО₃, НГО₄ устойчивость соединений возрастает, и, как следствие этого, падает окислительная активность соединений. Наибольшей окислительной активностью обладают кислоты типа НГО, а в ряду HClO, HBrO, HJO самый сильный окислитель – HСlO. С водородом галогены образуют соединения типа НГ, растворы которых в воде, кроме НР, являются сильными кислотами. В ряду HF, HCl, HBr, HJ кислотные свойства возрастают, т.к. в этом ряду падает прочность связи молекул НГ в результате увеличения атомного радиуса. Реакции с галогенами протекают в основном по следующему типу реакции: окисления –восстановления. При составлении уравнения этих реакций возникают трудности с подбором стехиометрических коэффициентов. В случае реакций, протекающих в водной среде, для расчетов целесообразно использовать ионно-электронный метод.