Курсовая робота по химии

На тему:

«Галогены»

Ученика 10-Ж классу

ФТЛ при ХНТУ та ДНУ

Корнеева Олега

План

1. Общая характеристика

   1. понятия про галогены, их положения в П.С.

   2. Строения атомов, степень окисления, окисления

2. Физические свойства

3. Химические свойства

4. Добыча и применение

5. Вывод

Общая Характеристика

1.1

Галогены (от греч. halos - соль и genes - образующий) - элементы главной подгруппы VII группы периодической системы: фтор, хлор, бром, йод, астат.

Символ элемента	F	Cl	Br	I	At
Порядковый номер	9	17	35	53	85
Строение внешнего электронного слоя	2s22p5	3s23p5	4s24p5	5s25p5	6s26p5
Энергия ионизации, эВ	17,42	12,97	11,84	10,45	~9,2
Сродство атома к электрону, эВ	3,45	3,61	3,37	3,08	~2,8
Относительная электроотрицательность (ЭО)	4,0	3,0	2,8	2,5	~2,2
Радиус атома, нм	0,064	0,099	0,114	0,133	–
Межъядерное расстояние в молекуле Э2, нм	0,142	0,199	0,228	0,267	–
Энергия связи в молекуле Э2 (25°С), кДж/моль	159	243	192	157	109
Степени окисления	-1	-1, +1, +3, +4, +5, +7	-1, +1, +4, +5, +7	-1, +1, +3, +5, +7	–
Агрегатное состояние	Бледно-зел. газ	Зел-желт. газ	Бурая жидкость	Темн-фиол.  кристаллы	Черные кристаллы
t°пл.(°С)	-219	-101	-8	114	227
t°кип.(°С)	-183	-34	58	185	317
 (г*см-3 )	1,51	1,57	3,14	4,93	–
Растворимость в воде (г / 100 г воды)	реагирует с водой	2,5 : 1 по объему	3,5	0,02	–

1) Общая электронная конфигурация внешнего энергетического уровня - nS²nP⁵.

2) С возрастанием порядкового номера элементов увеличиваются радиусы атомов, уменьшается электроотрицательность, ослабевают неметаллические свойства (увеличиваются металлические свойства); галогены - сильные окислители, окислительная способность элементов уменьшается с увеличением атомной массы.

3) Молекулы галогенов состоят из двух атомов.

4) С увеличением атомной массы окраска становится более темной, возрастают температуры плавления и кипения, а также плотность.

5) Сила галогеноводородных кислот возрастает с увеличением атомной массы.

6) Галогены могут образовывать соединения друг с другом (например, BrCl)

1.2

Они легко присоединяют по одному электрону, проявляя степень окисления -Такую степень окисления галогены имеют в соединениях с водородом и металлами.

Однако атомы галогенов, кроме фтора, могут проявлять и положительные степени окисления : +1, +3, +5, +7. Возможные значения степеней окисления объясняются электронным строением, которое у атомов фтора можно представить схемой

Будучи наиболее электроотрицательным элементом, фтор может только принимать один электрон на 2р-подуровень.У него один не спаренный электрон, поэтому фтор бывает только одновалентным, а степень окисления всегда -1.

Электронное строение атома хлора выражается схемой

У атома хлора один не спаренный электрон на 3р-подуровне и обычном (невозбужденном) состоянии хлор одновалентен. Но посколь­ку хлор находится в третьем периоде, то у него имеется еще пять орбиталей 3d-подуровня,в которых могут разместиться 10 электронов.

В возбужденном состоянии атома хлора электроны переходят с 3p - и 3s-подуровней на 3d-подуровень(на схеме показано стрелками). Разъединение  (распаривание) электронов, находящихся в одной орбитали,увеличивает валентность на две единицы. Очевидно, хлор и его аналоги (кроме фтора)могут проявлять лишь нечетную переменную валентность 1, 3, 5, 7и соответствующие положительные степени окисления. У фтора нет свободных орбиталей, а значит, при химических реакциях не происходит разъединения спаренных электронов в атоме. Поэтому при рассмотрении свойств галогенов всегда надо учитывать особенности фтора и соединений.

Водные растворы водородных соединений галогенов являются кислотами: НF — фтороводородная (плавиковая),НСl — хлороводородная (соляная), НВr — бромводородная, НI — йодоводородная.

Физические свойства

Название элемента	Год открытия		Агрегатное состояние		Температура Плавления	Температура кипения		Цвет
Фтор F2	А.Муассан в 1886 г.		Газ		-219C	-183C.		светло-желтый
Хлор Cl2	К. Шееле в 1774 г.		Газ		-101C	-34°С.		желто-зеленый
Бром Br2	Ж.Баларом в 1826 г		Жидкость		-8C	58C.		Бурая
Йод I2	Б. Куртуа в 1811 г.		Жидкость		114C	185C		темно-фиолетовый
Аста́т At		Д. Корсон, К. Макензи, Э. Сегре 1940	Твердое Вещество	302 °C			337 °C.	сине-чёрный

Фтор

Бледно-жёлтый газ, в малых концентрациях запах напоминает одновременно озон и хлор, очень агрессивен и ядовит.

Фтор имеет аномально низкую температуру кипения (плавления). Это связано с тем, что фтор не имеет d-подуровня и не способен образовывать полуторные связи, в отличие от остальных галогенов (кратность связи в остальных галогенах примерно 1,1)

Хлор

Газообразный хлор относительно легко сжижается. Начиная с давления в 0,8 МПа (8 атмосфер), хлор будет жидким уже при комнатной температуре. При охлаждении до температуры в −34 °C хлор тоже становится жидким при нормальном атмосферном давлении. Жидкий хлор — жёлто-зелёная жидкость, обладающая очень высоким коррозионным действием (за счёт высокой концентрации молекул). Повышая давление, можно добиться существования жидкого хлора вплоть до температуры в +144 °C (критической температуры) при критическом давлении в 7,6 МПа.

При температуре ниже −101 °C жидкий хлор кристаллизуется в орторомбическую решётку с пространственной группой Cmca и параметрами a=6,29 Å b=4,50 Å, c=8,21 Å^[7]. Ниже 100 К орторомбическая модификация кристаллического хлора переходит втетрагональную, имеющую пространственную группу P4₂/ncm и параметры решётки a=8,56 Å и c=6,12 Å^[7].

Бром

При обычных условиях бром — красно-бурая жидкость с резким неприятным запахом, ядовит, при соприкосновении с кожей образуются ожоги. Бром — одно из двух простых веществ (и единственное из неметаллов), наряду со ртутью, которое при комнатной температуре является жидким. Плотность при 0 °C — 3,19 г/см³. Температура плавления (затвердевания) брома −7,2 °C, кипения 58,8 °C, при кипении бром превращается из жидкости в буро-коричневые пары, при вдыхании раздражающие дыхательные пути. Стандартный электродный потенциал Br₂/Br⁻ в водном растворе равен +1,065 В.

Обычный бром состоит из изотопов ⁷⁹Br (50,56 %) и ⁸¹Br (49,44 %). Искусственно получены радиоактивные изотопы.

Йод

Природный иод состоит только из одного изотопа — иода-127. Конфигурация внешнего электронного слоя 5s²p⁵. В соединениях проявляет степени окисления −1, 0, +1, +3, +5 и +7 (валентности I, III, V и VII).

Радиус нейтрального атома иода 0,136 нм, ионные радиусы I⁻, I⁵⁺ и I⁷⁺ равны, соответственно, 0,206; 0,058-0,109; 0,056-0,067 нм. Энергии последовательной ионизации нейтрального атома иода равны, соответственно: 10,45; 19,10; 33 эВ. Сродство к электрону −3,08 эВ. По шкале Полинга электроотрицательность иода 2,66, иод принадлежит к числу неметаллов.

Иод при обычных условиях — твердое чёрно-серое вещество с металлическим блеском и специфическим запахом. Пары имеют характерный фиолетовый цвет, так же, как ирастворы в неполярных органических растворителях, например в бензоле — в отличие от бурого раствора в полярном спирте. Иод при комнатной температуре представляет собой темно-фиолетовые кристаллы со слабым блеском. При нагревании при атмосферном давлении он сублимируется (возгоняется), превращаясь в пары фиолетового цвета; при охлаждении пары иода кристаллизуются, минуя жидкое состояние. Этим пользуются на практике для очистки иода от нелетучих примесей.

Астат

Ввиду малого количества доступного для изучения вещества, физические свойства этого элемента плохо изучены и, как правило, построены на аналогиях с более доступными элементами.

Астат — твёрдое вещество сине-чёрного цвета, по внешнему виду похожее на иод^[5]. Для него характерно сочетание свойств неметаллов (галогенов) и металлов (полоний, свинец и другие). Как и иод, астат хорошо растворяется в органических растворителях и легко ими экстрагируется. По летучести немного уступает иоду, но также может легко возгоняться^[5].

Температура плавления 302 °C, кипения (возгонки) 337 °C.

Химические свойства

Все галогены проявляют высокую окислительную активность, которая уменьшается при переходе от фтора к йоду. Фтор — самый активный из галогенов, реагирует со всеми металлами без  исключения, многие из них в атмосфере фтора самовоспламеняются, выделяя большое количество теплоты, например:

2Аl + 3F₂ = 2АlF₃ + 2989 кДж,

2Fе + 3F₂ = 2FеF₃ + 1974 кДж.

Без нагревания фтор реагирует и со многими неметаллами (H₂, S, С, Si, Р)— все реакции при этом сильно экзотермические, например:

 Н₂ + F₂ = 2НF + 547 кДж, 

 Si + 2F₂ = SiF_4(г) + 1615 кДж.

При нагревании фтор окисляет все другие галогены по схеме

Hal₂ + F₂ = 2НаlF

где Наl = Сl, Вr, I, причем в соединениях НаlF степени окисления хлора, брома и иода равны +1.

Наконец, при облучении фтор реагирует даже с инертными (благородными) газами:

 Хе + F₂ = ХеF₂ + 152 кДж.

Взаимодействие фтора со сложными веществами также протекает очень энергично. Так, он окисляет воду, при этом реакция носит взрывной характер:

3F₂ + ЗН₂О = F₂О↑ + 4НF + Н₂О₂.

Свободный хлор также очень реакционно способен, хотя его активность и меньше, чем у фтора. Он непосредственно реагирует со всеми простыми веществами, за исключением кислорода, азота и благородных газов. Для сравнения приведем уравнения реакций хлора с теми же простыми веществами, что и для фтора:

2Аl + ЗСl₂ = 2АlСl_3(кр) + 1405 кДж, 2Fе + ЗСl₂ = 2АlСl_3(кр) + 804 кДж,

Si + 2Сl₂ = SiCl_4(Ж) + 662 кДж, Н₂ + Сl₂ = 2НСl_(г)+185кДж. 

Особый интерес представляет реакция с водородом. Так, при ком­натной температуре,без освещения хлор практически не реагирует с водородом, тогда как при нагревании или при освещении (например, на прямом солнечном свету) эта реакция протекает со взрывом по приве­денному ниже цепному механизму:

Cl₂ + hv → 2Сl,

Сl + Н₂ → НСl + Н,

Н + Cl₂ → НСl + Сl,

Сl + Н₂ → НCl + Н и т.д.

Возбуждение этой реакции происходит под действием фотонов (hv),которые вызывают диссоциацию молекул Сl₂ на атомы — при этом возникает цепь последовательных реакций,в каждой из которых появляется частица, инициирующая начало последующей стадии.

Реакция между Н₂ и Сl₂ послужила одним из первых объектов исследования цепных фотохимических реакций. Наибольший вклад в развитие представлений о цепных реакциях внес русский ученый, лауреат Нобе­левской премии (1956 г) Н.Н. Семенов.

Хлор вступает в реакцию со многими сложными веществами, например замещения и присоединения с углеводородами:

СН₃-СН₃ + Сl₂ → СН₃-СН₂Сl + НСl,

СН₂=СН₂ + Сl₂ → СН₂Cl - СН₂Сl.

Хлор способен при нагревании вытеснять бром или иод из их соединений с водородом или металлами:

Сl₂ + 2НВr = 2НСl + Вr_2,

Сl₂ + 2НI = 2НСl + I₂,

Сl₂ + 2КВr = 2КСl + Вr₂,

а также обратимо реагирует с водой:

Сl₂ + Н₂О   НСl + НСlO - 25 кДж.

Хлор, растворяясь в воде и частично реагируя с ней, как это показано выше, образует равновесную смесь веществ, назы­ваемую хлорной водой.

Заметим также, что хлор в левой части последнего уравнения имеет степень окисления 0.В результате реакции у одних атомов хлора степень окисления стала -1 (в НСl), у других +1 (в хлорно­ватистой кислоте НОСl). Такая реакция — пример реакции само­окисления-самовосстановления, или диспропорционирования.

Хлор может таким же образом реагировать (диспропорционировать) с щелочами:

Сl₂ + 2NаОН = NаСl + NаСlO + Н₂О (на холоде),

ЗСl₂ + 6КОН = 2КСl + КClO₃ + ЗН₂О (при нагревании).

Химическая активность брома меньше, чем у фтора и хлора, но все же достаточно велика в связи с тем,что бром обычно ис­пользуют в жидком состоянии и поэтому его исходные концент­рации при прочих равных условиях больше, чем у хлора.

Для примера приведем реакции взаимодействия брома с крем­нием и водородом:

Si +2Вr₂ = SiBr_4(ж) + 433 кДж,

Н₂ + Вr₂ = 2НВr_(г) + 73 кДж.

Являясь более «мягким» реагентом, бром находит широкое применение в органической химии.

Отметим, что бром, так же, как и хлор, растворяется в воде, и, частично реагируя с ней, образует так называемую«бромную воду», тогда как йод практически в воде не растворим и не способен ее окислять даже при нагревании;по этой причине не существует «йодной воды».

Йод существенно отличается по химической активности от остальных галогенов.Он не реагирует с большинством неметаллов, а с металлами медленно реагирует только при нагревании. Взаимодействие же иода с водородом происходит только при сильном нагревании,реакция является эндотермической и сильно обратимой:

Н₂ + I₂   2НI - 53 кДж.

Таким образом, химиче­ская активность галогенов последовательно уменьшается от фтора к  йоду. Каждый галоген в ряду F - I может вытеснять после­дующий из его соединений с водородом или металлами, т.е.каждый галоген в виде простого вещества способен окислять галогенид-ион любого из последующих галогенов: