Химические свойства элементов VIIА группы и их соединений учебно-метод

Федеральное агентство по образованию

Государственное образовательное учреждение высшего профессионального образования

«Пермский государственный технический университет»

Г. В. Леонтьева, С. А. Колесова, Е. А. Шульга

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ЭЛЕМЕНТОВ VIIА ГРУППЫ И ИХ СОЕДИНЕНИЙ

Утверждено Редакционно-издательским советом университета

в качестве учебно-методического пособия

Издательство Пермского государственного технического университета

2010

ÓÄÊ 546.22(057) Ë47

Рецензенты:

доктор химических наук, профессор С. А. Онорин (Научно-производственное предприятие «Старт»);

кандидат химических наук, доцент Н. Б. Ходяшев (Пермский государственный технический университет)

Леонтьева, Г. В.

Л47 Химические свойства элементов VIIА группы и их соединений: учеб.-метод. пособие / Г. В. Леонтьева, С. А. Колесова, Е. А. Шульга.— Пермь: Изд-во Перм. гос. техн. ун-та, 2010.— 66 с.

ISBN 978-5-398-00375-8

Представлены теоретические сведения о свойствах фтора, хлора, брома, иода, соединениях этих элементов, индивидуальные задания для экспериментальных лабораторных работ, индивидуальные задания для самостоятельной работы, тест и справочные материалы.

Предназначено для студентов специальностей химического профиля, металловедов и экологов, изучающих курс «Неорганическая химия».

ÓÄÊ 546.22(057)

ISBN 978-5-398-00375-8 © ГОУ ВПО «Пермский государственный технический университет», 2010

ОГЛАВЛЕНИЕ

3

1.ПОЛОЖЕНИЕ ЭЛЕМЕНТОВ В ПЕРИОДИЧЕСКОЙ СИСТЕМЕ И ОБЩАЯ ИХ ХАРАКТЕРИСТИКА

Строение и свойства атомов элементов VIIA группы

В VIIА группу Периодической системы элементов Д. И. Менделеева входят элементы фтор F, хлор Cl, бром Br, иод I и астат At. Эти элементы имеют общее название — галогены (от греч. hals — соль и genes — рождающий, солерождающие), поскольку они способны взаимодействовать с металлами с образованием солей. Электронная конфигурация невозбужденных атомов галогенов: ns2np5 (валентные электроны).

Внешний электронный слой атома фтора состоит только из 2s- è 2ð-оболочек. Атомы остальных галогенов на внешнем электронном уровне имеют вакантные d-оболочки. Следовательно, у всех элементов, кроме фтора, при переходе атомов в возбужденное состояние возможно увеличение числа неспаренных электронов до 7. Наличие пяти электронов на ð-орбиталях, в том числе одного неспаренного, является причи- ной высокого сродства галогенов к электрону. Присоединение электрона приводит к образованию галогенидных ионов (F–, Cl–, Br–, I– è At–) с устойчивой 8-электронной оболочкой следующего за галогеном благородного газа. Только фтор имеет одну степень окисления –1, так как является всегда акцептором электронов. Остальные галогены: хлор, бром, иод, астат — имеют и положительную степень окисления от +1 до +7, в зависимости от числа образующихся при возбуждении атома неспаренных электронов. Наиболее устойчивой степенью окисления для всех галогенов является –1. Из положительных степеней окисления более устойчивы нечетные: +1, +3, +5, +7.

Важнейшие свойства атомов и простых веществ элементов VIIА группы приведены в таблице.

4

Î ê î í ÷ à í è å ò à á ë è ö û

Фтор, хлор, бром, иод — элементы с ярко выраженными неметалличе- скими свойствами. От фтора к астату с увеличением порядкового номера элементов увеличиваются радиусы атомов. В связи с этим уменьшается энергия ионизации и относительная электроотрицательность, ослабевают неметаллические свойства, наблюдается усиление металлических свойств. Химическая активность галогенов уменьшается от фтора к иоду.

Нахождение галогенов в природе

В свободном виде галогены в природе не встречаются. Среди галогенов наиболее распространенными в природе являются хлор и фтор. Содержание фтора в земной коре составляет 6·10–1 %, хлора 4,5·10–2 %, брома 3·10–5 %, èîäà 4·10–4 %. Хлор и фтор концентрируются в водах океанов, морей и соляных озер. Бром, иод и астат рассеянные элементы, своих минералов они не образуют.

Ввиду очень высокой химической активности галогены в природе существуют только в связанном состоянии, чаще всего в виде солей галогеноводородных кислот. Основными минералами, содержащими фтор, являются флюорит CaF2 (плавиковый шпат), криолит Na3[AlF6]

èфторапатит 3Ca3(PO4)2·Ca(F, Cl)2. Хлор входит в состав таких минералов, как галит NaCl, сильвин KCl, карналлит KCl·MgCl2·6H2O. Брома

èиода в земной коре существенно меньше. Соединения брома и иода растворены в морской воде. Иод и бром концентрируются некоторыми микроорганизмами, например морскими водорослями. Основным промышленным источником получения иода и брома являются буровые воды нефтяных месторождений, в которых содержание брома достигает 0,01 %, а иода 0,003 %.

5

Астат — один из самых редких на Земле элементов: в поверхностном слое земной коры толщиной 1,6 км содержится около 70 мг астата.

Первым среди галогенов был открыт хлор. К. В. Шееле в 1774 г. обнаружил, что при взаимодействии MnO2 с концентрированной соляной кислотой выделяется химически активное газообразное вещество, полу- чившее название хлор.

Иод был получен в 1811 г. из золы морских водорослей, бром впервые получен в 1826 г. Фтор в свободном состоянии удалось выделить

â1866 г. электрохимическим методом. Астат был получен в 1940 г. группой физиков в результате ядерной реакции.

По содержанию в организме человека хлор относится к макроэле-

ментам (0,15 %), остальные элементы (фтор, бром и иод) являются микроэлементами (~ 10–5 %). Галогены в виде различных соединений входят

âсостав тканей животных и человека. Хлор и иод относятся к незаменимым элементам.

Âорганизме все галогены находятся в степени окисления –1; õëîð

èбром — в виде гидратированных ионов Cl– è Br–, а фтор и иод — главным образом в связанной форме в составе различных биоорганических соединений.

Получение галогенов

Практически единственным способом получения фтора в промышленности является электролиз расплава фторидов KF·HF (при 250 °С) или KF·2HF (при 100 °С). Процесс проводят в медных или стальных электролизерах с использованием медных или стальных катодов и угольных анодов.

Хлор получают в промышленности электролизом водного раствора хлорида натрия.

В лаборатории небольшие количества хлора можно получить, действуя концентрированной соляной кислотой на MnO2, KMnO4, PbO2:

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

T

MnO2 + 4HCl MnCl2 + Cl2 + 2H2O

Бром и иод в промышленности получают окислением бромидов и иодидов натрия:

2NaBr2 + Cl2 = Br2 + 2NaCl;

2NaI + Cl2 = I2 + 2NaCl

6

2.ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ГАЛОГЕНОВ

ÂСВОБОДНОМ СОСТОЯНИИ

Характеристика простых веществ

Элементы VIIА группы образуют простые вещества F2, Cl2, Br2, I2. Фтор и хлор в обычных условиях представляют собой газы, бром яв-

ляется жидкостью, а иод образует кристаллическое вещество с металли- ческим блеском, легко возгоняющееся. Во всех агрегатных состояниях галогены сохраняют молекулярное строение; F2, Cl2 è Br2 являются диэлектриками, а I2 — полупроводник.

Фтор — светло-желтый газ с резким, очень неприятным запахом (Òïë –219 °Ñ, Òêèï –188,1 °С). Фтор и его соединения сильно ядовиты (за исключением SF6, CF4).

Хлор — зеленовато-желтый газ с резким запахом (Òïë –101 °Ñ, Òêèï –34 °С). Ядовит. Жидкий хлор имеет желтую окраску.

Бром — красно-бурая тяжелая жидкость (Òïë –7 °Ñ, Òêèï 59 °С). Пары брома имеют красную окраску.

Иод — твердые черно-фиолетового цвета металлические блестящие кристаллы, плавящиеся с частичной возгонкой при 113,6 °С.

Галогены, будучи неполярными веществами, плохо растворяются

âводе (за исключением фтора, который с ней энергично взаимодействует) и хорошо растворяются в неполярных растворителях, таких как тетрахлорид углерода (CCl4), хлороформ (CHCl3), бензол и др.

Среди рассматриваемых элементов наибольшей растворимостью

âводе обладает бром, а наименьшей — иод. Растворы хлора и брома

âводе получили название хлорной и бромной воды.

Химические свойства

Галогены в виде простых веществ являются сильными окислителями. Это чрезвычайно реакционно-способные вещества. Наиболее высокую химическую активность проявляет ôòîð. Он взаимодействует практически со всеми простыми веществами. Непосредственно фтор не реагирует только с кислородом, азотом, углеродом (в виде алмаза) и некоторыми благородными газами (He, Ne, Ar). В газообразном фторе уже

7

при комнатной температуре самовозгораются щелочные и щелочно-зе- мельные металлы, свинец, а также неметаллы: сера, мышьяк, бром, иод, кремний, бор и др. При нагревании фтор взаимодействует даже с золотом, платиной и благородными газами. Например:

Взаимодействие некоторых металлов (Au, Te, Ni, Cu, Zn) с фтором при комнатной температуре приводит к образованию на их поверхности пленки фторида, защищающей металл от дальнейшего взаимодействия. Однако в атмосфере фтора горят даже такие негорючие вещества, как асбест и вода. В соединениях со фтором элементы часто проявляют высшие степени окисления.

Высокая химическая активность фтора обусловлена, с одной стороны, большой прочностью образуемых им связей с другими элементами, с другой — низкой энергией связи в молекуле F2 (энергия связи F–F составляет 151 кДж/моль, для сравнения энергия связи Cl–Cl 238 кДж/моль). Большая энергия связи Э–F является следствием значи- тельной электроотрицательности фтора и малого размера его атома. Низкое значение энергии связи в молекуле F2 объясняется сильным отталкиванием электронных пар, находящихся на ð-орбиталях, обусловленным малой длиной связи F–F. Благодаря этому молекулы фтора легко диссоциируют на атомы и энергия активации реакций с элементарным фтором обычно невелика, поэтому реакции с участием F2 протекают очень

быстро. Фтор образует такие прочные комплексы, как [AlF6]3–, [SiF6]2–, [BF4]– è äð.

При нагревании со фтором реагируют даже благородные газы ксенон и криптон:

Xe + 2F2 = XeF4

Являясь наиболее электроотрицательным элементом, фтор образует соединения с элементами II А группы, устойчивость которых уменьшается в ряду BeF2 — ÌgF2 — CaF2 — SrF2 — BaF2.

Во многих биохимических процессах фтор выступает ингибитором, блокируя активные центры ферментов, содержащих Mg2+, Cr 2+ и ионы других металлов.

8

Очень энергично протекает взаимодействие фтора со сложными веществами:

2NH3(ã) + 3F2(ã) = 6HF(ã) + N2(ã);

2NH3(ã) + 6F2(ã) = 6HF(ã) + 2NF3(ã)

Первая реакция протекает при высоких температурах (изменение энтропии S 0), вторая при более низких температурах (S 0). В атмосфере фтора горят такие устойчивые вещества, как стекло (в виде ваты) и вода (водяной пар). Например:

SiO2(ã) + 2F2(ã) = SiF4(ã) + O2(ã)

С водой фтор взаимодействует очень энергично. Получение продуктов реакций зависит от температуры. При температуре 0–90 °C протекает реакция

H2O(æ) + 2F2(ã) = OF2 + 2HF(ã)

С повышением температуры количество дифторида кислорода уменьшается, увеличивается содержание кислорода и частично озона в продуктах реакции. Водяной пар взаимодействует со фтором со взрывом:

2H2O(ã) + 2F2(ã) = 4HF(ã) + O2(ã)

Фтор взаимодействует со щелочами:

2KOH(ð) + 2F2(ã) = 2KF(p) + OF2 + H2O

Õëîð тоже проявляет очень высокую химическую активность, хотя и меньшую, чем фтор. Непосредственно взаимодействует со всеми простыми веществами, за исключением кислорода, азота, углерода и благородных газов. Энергично хлор взаимодействует с активными металлами.

При комнатной температуре хлор без освещения практически не взаимодействует с водородом. При нагревании или при солнечном свете реакция протекает по цепному механизму со взрывом:

h

H 2 Cl2 2HCl

Химическая активность брома è èîäà меньше, чем хлора, но все же велика. Со многими металлами и неметаллами они реагируют в обычных условиях. При этом бром, в отличие от иода, по активности мало уступает хлору.

9

Взаимодействие брома с водородом происходит лишь при нагревании. Иод реагирует с водородом только при нагревании и не полностью.

В отличие от фтора, хлор, бром и иод, взаимодействуя с водой, гидролизуются по реакции диспропорционирования:

Ã2 + Í2Î ÍÃ + ÍÎÃ,

где Г — галоген.

 ðÿäó Cl2 — Br2 — I2 cтепень гидролиза падает.

Для галогенов характерны окислительно-восстановительные реакции, так как все галогены (за исключением фтора) образуют соединения в положительных степенях окисления. Хлор, бром и иод могут выступать и в роли восстановителя, реагируя с достаточно сильными окислителями. Например, хлор в водных растворах может легко окислить иод и бром:

5Cl2 + I2 + 6H2O = 2HIO3 + 10HCl

Галогены способны вступать в реакции взаимодействия со щелоча- ми и другими сложными веществами:

Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H2O;

3Cl2 + 6NaOH T 5NaCl + NaClO3 + 3H2O;

6Ba(OH)2 + 6Cl2 T 5BaCl2 + Ba(ClO3)2 + 6H2O;

I2 + 2Na2S2O3 = Na2S4O6 + 2NaI

Восстановительная активность галогенов в ряду Cl2 — Br2 — I2 заметно повышается.

При взаимодействии с азотной кислотой иод и бром проявляют восстановительные свойства:

3I2 + 10HNO3 = 6HIO3 + 10NO + 2H2O;

3Br2 + 10HNO3 = 6HBrO3 + 10NO + 2H2O

Иод в небольшой степени проявляет свойства, характерные для металлов:

I2 + AgNO3 = AgI + INO3;

3I(NO)3 I2 + I(NO3)3

10