Особые свойства фтора, как наиболее электроотрицательного элемента

Фтор. Из всех галогенов у него наименьший радиус.  Относительная электроотрицательность равна 4, это самый электроотрицательный элемент, во всех соединениях имеет степень окисления – 1, остальные галогены от – 1 до + 7.

Исключительная химическая активность фтора обусловлена с одной стороны большой прочностью образуемых им связей, так энергия связи H - F 566кДж/моль, с другой стороны низкой энергией связи в молекуле F₂ – 151кДж/моль.

    Большая энергия связей Э – F является следствием значительной электроотрицательности фтора и малого размера его атома.

    Низкое значение энергии связи в молекуле F₂, объясняется сильным отталкиванием электронных пар, находящихся на π- орбиталях, обусловленным малой длинной связи F – F. Благодаря малой энергии связи молекулы фтора легко диссоциируют на атомы и энергия активации реакций с элементарным фтором обычно невелика, поэтому процессы с участием F2 протекают очень быстро.

Ахождение в природе

F           CaF₂ - плавиковый шпат

             Na₃[AlF6] – криолит

             Ca⁺²₅(PO₄)^-3 ₃F - фтораппатит

Cl          NaCl - поваренная (каменная соль)

              KCl∙NaCl- сильвинит

              KCl∙MgCl₂∙6H₂O- карналит

Br          в нефтяных скважинах

I             в морской воде

Способы получения

_F2    - только электролизом расплавов солей (в смеси с HF) KF∙HF

Электроды из Ni, либо сплавов Ni с Fe, Mn, Cu, т. к. F2 очень активен и реагирует почти со всеми элементами. Ni устойчив в атмосфере фтора за счёт образования плёнки NiF₂. Поэтому   F₂ хранят в баллонах, выполненных на основе  сплавов никеля.

CoF₃  = CoF₂ + ½F₂

 в лаборатории разложением фторидов.

Сl₂         в лаборатории действием сильных окислителей на соляную кислоту

2KMnO4 + 16HCl  → 5Cl2 + 2MnCl2 + 2KCl + 8H2O

(при обычной температуре)

MnO2 + 4HCl → Cl2 + MnCl2 + 2H2O

PbO2 + 4HCl → PbCl2 + Cl2 + 2H2O

2AuCl3  → 2Au + 3Cl2

Промышленный способ – электролиз водных растворов поваренной соли NaCl

                                          электролиз

                      2NaCl + _2H2O    →      H₂ + Cl₂ + 2NaOH

           K ( - )      2H₂O + 2ē = H₂ + 2ОH-

           А ( + )       2Cl^- - 2ē = Cl₂ 

Br₂ и I₂ получаются реакциями замещения.

2KBr + Cl₂  → 2KCl + Br₂

NaЭ + MnO₂ + H₂SO₄  → Э₂ +MnSO₄ + Na₂SO₄ + H₂O (Э=Br₂  ,I₂)

NaI + NaNO₃ + H₂SO₄  → I₂ + NO₂ + Na₂SO₄

Химические свойства галогенов

Стандартная энтальпия диссоциации ∆Н > 0 (энергия поглощается)

Э₂(г)  = 2Э(г)

Первое сродство к электрону галогена  X(г) + ē = X^-(г)  ∆Н<0      (энергия выделяется).

Энергия выделяется при образовании галогенида

M⁺(г) + X^-(г) →MX(тв)

  Фтор реагирует со взрывом со всеми металлами и неметаллами, кроме O2, N2, Гal2 при этом во всех соединениях с фтором элементы имеет высшую степень окисления.

Например:

SiO₂ + 2F₂  = Si+4F₄ + O₂ (во фторе горит SiO2, H2O)

 t = 0º – 90º      Н₂O + F2  = Н⁺F + O⁺²F₂ (H₂O + F₂=HF + O₂ )

                    2 Au + 3F₂  = 2AuF₃

                      5P + 5F₂  = 2PF₅

                      2NH₃ + 3F₂  = 6HF + N₂

                      F₂ + NaOH_P  → NaF + OF₂ + H₂O

                      2F₂ + 4NaOH_К  → 4NaF + O₂ + 2H₂O  

                      F₂ + Xe → XeF₄

В ряду Cl2, Br2, I2 окислительная активность падает, а восстановительная активность увеличивается, поэтому, если протекает реакция,

Cl₂ + I₂ + H₂O→HCl + HIO₃

                                                                          ок.      восст

хлор выступает в роли окислителя.