ХІМІЯ - Комплексна підготовка до зовнішнього незалежного оцінювання

РОЗДІЛ II. НЕОРГАНІЧНА ХІМІЯ

9. Неметалічні елементи та їхні сполуки. Неметали

9.2. Галогени

Галогени — це Флуор (F), Хлор (Сl), Бром (Вr), Йод (І) і Астат (At). Вони розміщуються у головній підгрупі VII групи1. Усі галогени, крім Астату2, трапляються в природі. Загальна електронна формула галогенів — ns2np5 (n 2 — номер періоду, в якому розміщується елемент). Галогени відносять до p-елементів, оскільки в їхніх атомах електронами заповнюється саме p-підрівень зовнішнього електронного шару. Графічна формула:

image112

В атомів галогенів у зовнішньому електронному шарі є один неспарений електрон, а тому в основному стані їм властива лише валентність І. У збудженому стані всі галогени, окрім Флуору, можуть виявляють валентності III, V і VII, що пояснюється наявністю у них незаповненого d-підрівня з п’ятьма вільними орбіталями (d-підрівень з’являється в елементів 3 періоду), на які в збудженому стані можуть переходити електрони з s- та p-підрівнів:

image111

Галогени відносять до типових неметалічних елементів. Серед елементів кожного періоду саме в галогенів найбільші значення електронегативності. Флуор — найбільш електронегативний елемент періодичної системи хімічних елементів Д. І. Менделєєва. У сполуках він виявляє ступінь окиснення лише -1. Для інших галогенів характерні також ступені окиснення +1, +3, +5, +7.

Під час хімічних реакцій атоми галогенів приєднують один електрон, якого саме і не вистачає до октету електронів, тобто до утворення електронної конфігурації інертного газу:

image113

А тому галогени є сильними окисниками.

Атоми галогенів утворюють прості речовини, молекули яких у газоподібному, рідкому і кристалічному станах складаються з двох атомів: F2 (світло-жовтий газ), Сl2 (жовто-зелений газ, який легко зріджується), Вr2 (червоно-коричнева густа рідина), І2 (блискучі сіро-чорні з фіолетовим відтінком кристали). Усі галогени отруйні, мають характерний запах, відзначаються великою леткістю. Йод при незначному нагріванні сублімує3. I навпаки, при охолодженні пари йоду знову утворюють кристали.

Галогени відносять до активних неметалічних елементів. Хімічна активність галогенів (атомів і молекул) спадає в ряду від Флуору до Йоду. Активніші галогени витісняють менш активні з їхніх сполук. Окисні властивості галогенів зменшуються в підгрупі від Флуору до Йоду, оскільки зростає радіус атома і здатність приєднувати електрони зменшується. Йони галогенів (Сl-, Вr-,I-) здатні віддавати електрони, а тому виявляють відновні властивості, які збільшуються від хлорид-іона до йодид-іона.

З Гідрогеном галогени утворюють леткі сполуки, які називають гідрогенгалогенідами, або галогеноводнями: HF, НСl, НВr, НІ. Це газоподібні сполуки, які легко розчиняються у воді. Їхні водні розчини є кислотами. Утворені галогенами солі4 називають відповідно флуоридами, хлоридами, бромідами, йодидами.

У ряду кислот HF НСl НВr НІ спостерігається підсилення кислотних властивостей сполук. Це пояснюється тим, що вниз по групі спостерігається збільшення радіуса атома, а тому зв’язок між Гідрогеном і галогеном послаблюється. Отже, саме в молекулах НІ, які містяться в розчині йодидної кислоти, найлегше відщеплюються йони Гідрогену.

Відомі сполуки галогенів з Оксигеном. Серед оксигеновмісних сполук галогенів стійкими є солі оксигеновмісних кислот (Флуор оксигеновмісних кислот не утворює). У ряду оксигеновмісних кислот, наприклад Хлору: НСlO НСlO2 НСlO3 НСlO4, спостерігається посилення кислотних і зменшення окисних властивостей.

______________________________________________________________

1 За новою номенклатурою — у 17 групі.

2 Трапляється найрідше з усіх природних елементів, малодосліджений.

3 Сублімація — це явище переходу речовин із твердого стану в газоподібний, минаючи рідкий. Зворотній процес називають десублімацією.

4 Галогени (від гр. άλός — сіль і γενος — рід) — «ті, що народжують солі».

9.2.1. Хлор

Хлор - 17-й елемент періодичної таблиці, заряд ядра — +17. Хімічний символ Сl. Елемент Хлор має 2 природні ізотопи: 35Сl і 37Сl; їхні масові частки дрівнюють відповідно 75,78 % і 24,22 %. Хлор утворює одну просту речовину — хлор Сl2. Відносна молекулярна маса — 71, молярна маса — 71 г/моль.

Електронна формула — 17Cl 1s22s22p63s23p5. У сполуках Хлор виявляє валентності І (в основному стані), III, V, VII (у збуджених станах). Найнижчий ступінь окиснення — -1, а найвищий — +7.

Ступені окиснення

-1

0

+1

+3

+5

+7

Приклади сполук

НСl, СаСl2

Сl2

HClO, KClO

HClO2; KClO2

HClO3; KClO3

HClO4; KClO4

Фізичні властивості хлору

Зв’язок у двохатомній молекулі — неполярний ковалентний. Молекули хлору у твердому стані утворюють молекулярні кристалічні гратки. За стандартних умов хлор — жовто-зелений газ із задушливим запахом, надзвичайно токсичний. Температура кипіння — -34 °С, температура плавлення — -101 °С. Хлор малорозчинний у воді. Водний розчин хлору називають хлорною водою.

Поширеність Хлору в природі

У вільному стані в природі Хлор не трапляєтеся. Однак він утворює низку природних сполук (мінералів): NaCl— кам’яна сіль (мінерал галіт), MgCl2 · 6Н2O — бішофіт, NaCl · КСl — сильвініт, КСl — сильвін, КСl · MgCl2 · 6Н2O — карналіт. Значна кількість хлоридів міститься в морській воді, у воді океанів, солончаків. Хлор є важливим компонентом тканин рослин (входить до складу хлорофілу), тварин і людини — один з найважливіших біогенних елементів.

Добування хлору

У лабораторії хлор одержують під час нагрівання концентрованої хлоридної кислоти з різними окисниками: манган(ІV) оксидом — МnO2, калій перманганатом — КМnO4, калій хлоратом (бертолетовою сіллю) — КСlO3, калій дихроматом — К2Сr2O7:

У промисловості хлор добувають електролізом концентрованого розчину NaCl із застосуванням діафрагми, що відокремлює катодний і анодний простір, або електролізом розплаву натрій хлориду:

На катоді відновлюється Гідроген, а на аноді окислюється Хлор:

На катоді відновлюється Натрій, а на аноді окислюється Хлор.

Хімічні властивості хлору

Хлор доволі реакційно-здатний, взаємодіє з простими і складними речовинами, однак не реагує безпосередньо з азотом, вуглецем, киснем, інертними газами.

1. Реакції хлору з простими речовинами приводять до утворення сполук, які називають хлоридами:

а) з неметалами:

або якщо хлор у надлишку:

При освітленні суміш водню з хлором вибухає:

б) з металами:

2. Реакції зі складними речовинами:

а) при взаємодії хлору з водою утворюються дві кислоти — хлоридна та хлоратна(І) (гіпохлоритна). У цій реакції молекули хлору диспропорціонують (підвищують і понижують ступінь окиснення):

Реакція хлору з водою відбувається не до кінця, а тому у водному розчині хлору містяться молекули Сl2, Н2O та певна кількість молекул НСlO, а також іони Н+, Сl-, СlO-. Хлоратна(І) кислота нестійка, вона розкладається на хлоридну кислоту й атомарний Оксиген:

НСЮ = НСl + О

Атомарний Оксиген має дезінфекційні та відбілювальні властивості. Ось чому хлорна вода є сильним окиснювачем. Сумарне рівняння реакції:

б) при взаємодії з лугами утворюються різні продукти залежно від умов перебігу реакції:

- пропускаючи хлор крізь холодний розчин, одержують жавелеву воду (суміш натрій хлориду і натрій гіпохлориту):

- пропускаючи хлор крізь гарячий розчин, одержують калій хлорид і калій хлорат (ця реакція, як і попередня, належить до реакцій самоокиснення — самовідновлення; обидві реакції є необоротними):

в) хлор окислює броміди та йодиди металічних елементів, витісняючи менш електронегативні галогени їхніх солей:

г) хлор взаємодіє зі складними речовинами, що є відновниками:

3. Взаємодія з органічними речовинами (алканами, алкенами, алкінами, аренами тощо):

Застосування хлору

Хлор іде на виробництво хлороводню, хлоридної кислоти, хлоридів, відбілювальних засобів, хлоровмісних органічних сполук (лікарських препаратів, пластмас, каучуків, інсектицидів), дезінфекцію води.





Відвідайте наш новий сайт - Матеріали для Нової української школи - планування, розробки уроків, дидактичні та методичні матеріали, підручники та зошити