Галогени: фізичні властивості, хімічні властивості. Застосування галогенів та їх сполук

Валентні електрони перебувають у зовнішній оболонці атома. Їх кількість визначає кількість можливих хімічних сполук, які атом може утворити. Кращий спосібвизначити кількість валентних електронів - скористатися періодичної таблицій Менделєєва.

Кроки

Частина 1

Пошук валентних електронів за допомогою періодичної таблиці

Неперехідні метали

    Пронумеруйте кожен стовпець періодичної таблиці з 1 до 18 (починаючи з першого стовпця зліва).Як правило, всі елементи одного стовпця таблиці Менделєєва мають однакову кількість валентних електронів. Стовпці – це групи, на які діляться хімічні елементи.

    • Наприклад, над воднем (Н) напишіть цифру 1, тому що з нього починається перший стовпець, а над гелієм (He) напишіть цифру 18, тому що з нього починається вісімнадцятий стовпець.

  1. Тепер у таблиці Менделєєва знайдіть елемент, число валентних електронів якого хочете знайти.Ви можете зробити це за символом елемента (літери в кожному осередку), за його атомним номером (число в лівому верхньому куті кожного осередку) або будь-якою іншою доступною вам інформацією.

    • Наприклад, визначимо кількість валентних електронів вуглецю (С). Його атомний номер 6 і з нього починається чотирнадцята група.
    • У цьому підрозділі ми не розглядаємо перехідні метали, які розташовані в групах з 3 по 12. Ці елементи трохи відрізняються від інших, тому описані методи на них не поширюються. Перехідні метали будуть розглянуті у наступному підрозділі.

  2. Використовуйте номери груп, щоб визначити кількість валентних електронів у неперехідних металах.Цифра, що стоїть у номері групи у розряді одиниць, визначає число валентних електронів у атомах елементів. Іншими словами:

    • Група 1: 1 валентний електрон
    • Група 2: 2 валентні електрони
    • Група 13: 3 валентні електрони
    • Група 14: 4 валентні електрони
    • Група 15: 5 валентних електронів
    • Група 16: 6 валентних електронів
    • Група 17: 7 валентних електронів
    • Група 18: 8 валентних електрона (за винятком гелію, у якого 2 валентні електрони)
    • У нашому прикладі, оскільки вуглець знаходиться в групі 14, можна зробити висновок, що один атом вуглецю має чотири валентні електрони.

    Перехідні метали

    1. Знайдіть елемент у групах з 3 до 12.У цих групах розташовані перехідні метали. У цьому підрозділі ми розповімо, як визначити кількість валентних електронів у атомах таких елементів. Зауважте, що в деяких елементах число валентних електронів не можна визначити.

      • Наприклад, розглянемо тантал (Ta); його атомний номер 73. Далі ми знайдемо число його валентних електронів (чи, по крайнього заходу, спробуємо це).
      • Зверніть увагу, що перехідні метали включають лантаноїди та актиноїди (вони також називаються рідкісноземельними металами) - два ряди елементів, які, як правило, розташовані нижче основної таблиці і які починаються з лантану та актинію. Всі ці елементи належать до групи 3 періодичної таблиці.

    2. Щоб зрозуміти, чому складно визначити число валентних електронів у перехідних металів, необхідно дати невелике пояснення розташування електронів в атомах.

    3. Використовуйте номери груп, щоб визначити кількість валентних електронів у перехідних металах.Тут номер групи, як правило, відповідає діапазону можливої ​​кількості валентних електронів.

      • Група 3: 3 валентні електрони
      • Група 4: 2–4 валентні електрони
      • Група 5: 2-5 валентних електронів
      • Група 6: 2-6 валентних електронів
      • Група 7: 2-7 валентних електронів
      • Група 8: 2 або 3 валентні електрони
      • Група 9: 2 або 3 валентні електрони
      • Група 10: 2 або 3 валентні електрони
      • Група 11: 1 або 2 валентні електрони
      • Група 12: 2 валентні електрони
      • У нашому прикладі тантал розташований у групі 5, тому можна зробити висновок, що його атом має від двох до п'яти валентних електрона (залежно від ситуації).

    Частина 2

    Знаходження валентних електронів за допомогою електронної конфігурації

    1. Електронна конфігурація - це формула розташування електронів за електронними орбіталями атома хімічного елемента. Іншими словами, це простий і наочний спосібпредставлення електронних орбіталей атома з використанням літер та цифр.

      • Наприклад, розглянемо електронну конфігурацію натрію (Na): 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1
      • Зверніть увагу, що електронна конфігурація будується за такою формулою: (цифра) (літера) (надрядкова цифра) (цифра) (літера) (надрядкова цифра) ...
      • ... і так далі. Тут (цифра)(літера)- це позначення електронної орбіталі, а (надрядкова цифра) - це число електронів цієї орбіталі.
      • У нашому прикладі в атомі натрію 2 електрона на 1s-орбіталі плюс 2 електрона на 2s-орбіталі плюс 6 електронів на 2р-орбіталі плюс 1 електрон на 3s-орбіталі. Усього 11 електронів, що вірно, оскільки атомний номер натрію 11.
      • Врахуйте, що рівні електронних оболонок мають певну кількість електронів. Максимальна кількість електронів для орбіталей така:
        • s: 2 електрони
        • p: 6 електронів
        • d: 10 електронів
        • f: 14 електронів

    2. Тепер ви знаєте, як розшифровувати електронну конфігурацію і зможете знайти число валентних електронів певного елемента (за винятком, звичайно, перехідних металів). Якщо електронна конфігурація надана в задачі, перейдіть до наступного кроку. Якщо ні, читайте далі.

      • Ось повна електронна конфігурація оганесону (Og; атомний номер 118): 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 14 5d 10 6p 6 7s 2 5f 14 6d 10 7
      • Тепер, щоб визначити електронну конфігурацію будь-якого елемента, вам просто потрібно заповнити цей шаблон (доки у вас не залишиться електронів). Це простіше, ніж здається. Наприклад, визначте електронну конфігурацію хлору (Cl; атомний номер 17), атом якого має 17 електронів: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5
      • Зверніть увагу, що загальна кількість електронів дорівнює 17: 2 + 2 + 6 + 2 + 5 = 17. Вам потрібно змінити кількість електронів на останній орбіталі, тому що попередні орбіталі такі ж, як у шаблоні (бо повністю заповнені електронами).
      • Для отримання детальної інформаціїпро електронні конфігурації прочитайте .

    3. Орбіталі заповнюються електронами за правилом октету:перші два електрони заповнюють 1s-орбіталь, наступні два електрони заповнюють 2s-орбіталь, наступні шість електронів заповнюють 2р-орбіталь (і так далі). Коли маємо справу з атомами неперехідних металів, ми говоримо, що це орбіталі утворюють навколо атома «орбітальні оболонки», причому кожна наступна оболонка розташована далі, ніж попередня. Два електрони містить тільки першу оболонку, а всі інші оболонки містять по вісім електронів (крім, знову ж таки, атомів перехідних металів). Це називається правилом октету.

      • Наприклад, розглянемо бор (B). Його атомний номер 5, тобто атом бору включає п'ять електронів, яке електронна конфігурація виглядає наступним чином: 1s 2 2s 2 2p 1 . Так як перша орбітальна оболонка має тільки два електрони, то можна зробити висновок, що у бору тільки дві оболонки: перша з двома електронами (на 1s-орбіталі), а друга з трьома (на 2s- і 2р-орбіталях).
      • Як інший приклад розглянемо хлор (Cl), у якого три орбітальні оболонки: перша з двома електронами на 1s-орбіталі, друга з двома електронами на 2s-орбіталі і шістьма електронами на 2р-орбіталі, третя з двома електронами на 3s-орбіталі і п'ятьма електронами на 3p-орбіталі.

    4. Знайдіть число електронів на зовнішній оболонці.Це буде число валентних електронів певного елемента. Якщо зовнішня оболонка повністю заповнена (іншими словами, якщо вона має вісім електронів або два електрони у разі першої оболонки), то елемент є інертним і не буде легко вступати в реакцію з іншими елементами. Знову ж таки, дані правила не поширюються на перехідні метали.

      • Наприклад, розглянемо бор. Так як на зовнішній оболонці бору знаходяться три електрони, то можна зробити висновок, що у бору три валентні електрони.

    5. Використовуйте рядки таблиці Менделєєва визначення кількості орбітальних оболонок.Рядки періодичної таблиці хімічних елементів називаються періодами. Кожен період відповідає кількості електронних оболонок атомів. Ви можете використовувати це для визначення числа валентних електронів елемента - просто порахуйте порядковий номер елемента в період, починаючи зліва. Врахуйте, що даний методне поширюється на перехідні метали.

      • Наприклад, ми знаємо, що селен має чотири орбітальні оболонки, тому що цей елемент розташований у четвертому періоді. Так як це шостий елемент (ліворуч) четвертого періоду (без урахування перехідних металів), можна зробити висновок, що зовнішня четверта оболонка містить шість електронів, і, таким чином, у селену шість валентних електрона.

Галогени в періодичній таблиці розташовані ліворуч від благородних газів. Ці п'ять токсичних неметалевих елементів входять до 7 групи періодичної таблиці. До них відносяться фтор, хлор, бром, йод та астат. Хоча астат радіоактивний і має лише короткоживучі ізотопи, він поводиться, як йод, і його часто зараховують до галогенів. Оскільки галогенні елементи мають сім валентних електронів, їм потрібний лише один додатковий електрон для утворення повного октету. Ця характеристика робить їх активнішими, ніж інші групи неметалів.

Загальна характеристика

Галогени утворюють двоатомні молекули (виду Х 2 де Х позначає атом галогену) - стійку форму існування галогенів у вигляді вільних елементів. Зв'язки цих двоатомних молекул є неполярними, ковалентними та одинарними. дозволяють їм легко вступати у поєднання з більшістю елементів, тому вони ніколи не зустрічаються у незв'язаному вигляді у природі. Фтор – найактивніший галоген, а астат – найменш.

Усі галогени утворюють солі І групи зі схожими властивостями. У цих сполуках галогени присутні як галоїдних аніонів з зарядом -1 (наприклад, Cl - , Br -). Закінчення -ід вказує на наявність галогенід-аніонів; наприклад Cl - називається "хлорид".

Крім того, Хімічні властивостігалогенів дозволяють їм діяти як окислювачі - окислювати метали. Більшість хімічних реакцій, у яких беруть участь галогени - окиснювально-відновні у водному розчині. Галогени утворюють одинарні зв'язки з вуглецем або азотом де ступінь їх окислення (СО) дорівнює -1. Коли атом галогену заміщений ковалентно-пов'язаним атомом водню в органічній сполукі, префікс гало може бути використаний у загальному сенсі, або префікси фтор, хлор, бром, йод для конкретних галогенів. Галогенні елементи можуть мати перехресний зв'язок з утворенням двоатомних молекул із полярними ковалентними одинарними зв'язками.

Хлор (Cl 2 ) став першим галогеном, відкритим у 1774 р., потім були відкриті йод (I 2), бром (Br 2), фтор (F 2) та астат (At, виявлений останнім, 1940 р.). Назва «галоген» походить від грецького коріння hal-(«сіль») та -gen («утворювати»). Водночас ці слова означають «солетворний», наголошуючи на тому, що галогени, вступаючи в реакцію з металами, утворюють солі. Галіт - це назва кам'яної солі, природного мінералу, що складається із хлориду натрію (NaCl). І, нарешті, галогени використовуються в побуті - фторид міститься в зубній пасті, хлор знезаражує питну воду, А йод сприяє виробленню гормонів щитовидної залози.

Хімічні елементи

Фтор - елемент з атомним номером 9, що позначається символом F. Елементарний фтор вперше був виявлений в 1886 шляхом виділення його з плавикової кислоти. У вільному стані фтор існує у вигляді двоатомної молекули (F2) і є найпоширенішим галогеном у земній корі. Фтор – найбільш електронегативний елемент у періодичній таблиці. При кімнатній температурі є блідо-жовтим газом. Фтор має відносно невеликий атомний радіус. Його СО - -1, крім елементарного двоатомного стану, у якому його ступінь окислення дорівнює нулю. Фтор є надзвичайно хімічно активним і безпосередньо взаємодіє з усіма елементами, крім гелію (He), неону (Ne) та аргону (Ar). У розчині H 2 O плавикової кислоти (HF) є слабкою кислотою. Хоча фтор сильно електронегативний, його електронегативність не визначає кислотність; HF є слабкою кислотою у зв'язку з тим, що іон фтору основний (рН>7). Крім того, фтор виробляє дуже потужні окисники. Наприклад, фтор може вступати в реакцію з інертним газом ксеноном та утворює сильний окислювач дифторид ксенону (XeF 2). У фтору безліч застосувань.

Хлор - елемент з атомним номером 17 та хімічним символом Cl. Виявлений в 1774 шляхом виділення його з соляної кислоти. У своєму елементарному стані він утворює двоатомну молекулу Cl2. Хлор має кілька СО: -1, +1, 3, 5 та 7. При кімнатній температурі він є світло-зеленим газом. Оскільки зв'язок, який утворюється між двома атомами хлору, є слабким, молекула Cl 2 має дуже високу здатність вступати в сполуки. Хлор реагує з металами із заснуванням солей, які називаються хлориди. Іони хлору є найпоширенішими іонами, вони містяться у морській воді. Хлор також має два ізотопи: 35 Cl і 37 Cl. Хлорид натрію є найбільш поширеною сполукою з усіх хлоридів.

Бром - хімічний елементз атомним номером 35 та символом Br. Вперше було виявлено 1826 р. В елементарній формі бром є двоатомною молекулою Br 2 . При кімнатній температурі є червонувато-коричневою рідиною. Його СО - -1, + 1, 3, 4 і 5. Бром активніший, ніж йод, але менш активний, ніж хлор. Крім того, бром має два ізотопи: 79 Вг і 81 Вг. Бром зустрічається в броміді, розчинених у морській воді. за останні рокивиробництво броміду у світі значно збільшилося завдяки його доступності та тривалому часу життя. Як і інші галогени, бром є окислювачем і є дуже токсичним.

Йод – хімічний елемент з атомним номером 53 та символом I. Йод має ступеня окислення: -1, +1, +5 та +7. Існує у вигляді двоатомної молекули, I 2 . При кімнатній температурі є твердою речовиною фіолетового кольору. Йод має один стабільний ізотоп – 127 I. Вперше виявлений у 1811 р. за допомогою морських водоростей та сірчаної кислоти. В даний час іони йоду можуть бути виділені в морській воді. Незважаючи на те, що йод не дуже добре розчинний у воді, його розчинність може зрости при використанні окремих йодидів. Йод грає важливу роль в організмі, беручи участь у виробленні гормонів щитовидної залози.

Астат - радіоактивний елемент з атомним номером 85 та символом At. Його можливі ступеніокислення: -1, +1, 3, 5 і 7. Єдиний галоген, що не є двоатомною молекулою. В нормальних умовах є металевою твердою речовиною чорного кольору. Астат є дуже рідкісним елементом, тому про нього відомо небагато. Крім того, астат має дуже короткий період напіврозпаду не довше кількох годин. Отриманий у 1940 р. у результаті синтезу. Вважають, що астат схожий на йод. Відрізняється

У таблиці нижче показано будову атомів галогенів, структуру зовнішнього шару електронів.

Подібна будова зовнішнього шару електронів зумовлює те, що фізичні та хімічні властивості галогенів схожі. Разом про те при зіставленні цих елементів спостерігаються і відмінності.

Періодичні властивості групи галогенів

Фізичні властивості простих речовингалогенів змінюються із підвищенням порядкового номера елемента. Для кращого засвоєння та більшої наочності ми пропонуємо кілька таблиць.

Точки плавлення та кипіння у групі зростають у міру зростання розміру молекули (F

Таблиця 1. Галогени. Фізичні властивості: точки плавлення та кипіння

Галоген

Т плавлення (˚C)

Т кипіння (˚C)
  • Атомний радіус зростає.

Розмір ядра збільшується (F< Cl < Br < I < At), так как увеличивается число протонов и нейтронов. Кроме того, с каждым периодом добавляется всё больше уровней энергии. Это приводит к большей орбитали, и, следовательно, к увеличению радиуса атома.

Таблиця 2. Галогени. Фізичні властивості: атомні радіуси

Ковалентний радіус (пм)

Іонний (X-) радіус (пм)
  • Енергія іонізації зменшується.

Якщо зовнішні валентні електрони не знаходяться поблизу ядра, то для їхнього видалення від нього не потрібно багато енергії. Таким чином, енергія, необхідна для виштовхування зовнішнього електрона не така висока в нижній частині групи елементів, так як тут більше енергетичних рівнів. Крім того, висока енергія іонізації змушує елемент виявляти неметалеві якості. Йод та дисплей астат виявляють металеві властивості, тому що енергія іонізації знижується (At< I < Br < Cl < F).

Таблиця 3. Галогени. Фізичні властивості: енергія іонізації

  • Електронегативність зменшується.

Число валентних електронів в атомі зростає зі збільшенням рівнів енергії за прогресивно нижчих рівнів. Електрони прогресивно далі від ядра; Таким чином, ядро ​​і електрони не як притягуються один до одного. Збільшення екранування спостерігається. Тому Електронегативність зменшується зі зростанням періоду (At< I < Br < Cl < F).

Таблиця 4. Галогени. Фізичні властивості: електронегативність

  • Спорідненість до електрона зменшується.

Так як розмір атома збільшується зі збільшенням періоду, спорідненість до електрона, як правило, зменшується (< I < Br < F < Cl). Исключение - фтор, сродство которого меньше, чем у хлора. Это можно объяснить меньшим размером фтора по сравнению с хлором.

Таблиця 5. Спорідненість галогенів до електрона

  • Реактивність елементів зменшується.

Реакційна здатність галогенів падає зі зростанням періоду (At

Водень + галогени

Галогенід утворюється, коли галоген реагує з іншим, менш електронегативним елементом з утворенням бінарної сполуки. Водень реагує з галогенами, утворюючи галогеніди виду НХ:

  • фтороводород HF;
  • хлороводень HCl;
  • бромоводень HBr;
  • йодоводород HI.

Галогеніди водню легко розчиняються у воді з утворенням галогенводневої (плавикової, соляної, бромистоводневої, йодистоводневої) кислоти. Властивості цих кислот наведені нижче.

Кислоти утворюються наступною реакцією: HX (aq) + H 2 O (l) → Х - (aq) + H 3 O + (aq).

Усі галоїдоводні утворюють сильні кислоти, крім HF.

Кислотність галогеноводородних кислот збільшується: HF

Плавикова кислота здатна гравірувати скло та деякі неорганічні фториди тривалий час.

Може здатися нелогічним, що HF є найслабшою галогенводневої кислотою, так як фтор має найвищу електронегативність. Проте зв'язок Н-F дуже сильна, у результаті кислота дуже слабка. Сильний зв'язок визначається короткою довжиною зв'язку та великою енергією дисоціації. З усіх галогенідів водню HF має найкоротшу довжину зв'язку та найбільшу енергію дисоціації зв'язку.

Галогенні оксокислоти

Галогенні оксокислоти є кислоти з атомами водню, кисню і галогену. Їхня кислотність може бути визначена за допомогою аналізу структури. Галогенні оксокислоти наведені нижче:

  • Хлорновата кислота HOCl.
  • Хлориста кислота HClO 2 .
  • Хлорнувата кислота HClO 3 .
  • Хлорна кислота HClO 4 .
  • Бромновата кислота HOBr.
  • Бромнувата кислота HBrO 3 .
  • Бромна кислота HBrO4.
  • Іодноватиста кислота HOI.
  • Йодна кислота HIO 3 .
  • Метайодна кислота HIO4, H5IO6.

У кожній із цих кислот протон пов'язаний з атомом кисню, тому порівняння довжин зв'язків протонів тут марне. Домінуючу роль тут грає електронегативність. Активність кислотних зростає зі збільшенням числа атомів кисню, пов'язаний з центральним атомом.

Зовнішній вигляд та стан речовини

Основні фізичні властивості галогенів коротко можна виразити у таблиці.

Стан речовини (при кімнатній температурі)

Галоген

Зовнішній вигляд

фіолетовий

червоно-коричневий

газоподібне

блідо-жовто-коричневий

блідо-зелений

Пояснення зовнішнього вигляду

Колір галогенів є наслідком поглинання видимого світла молекулами, що викликає збудження електронів. Фтор поглинає фіолетове світло, отже, виглядає світло-жовтим. Йод, навпаки, поглинає жовте світло і виглядає фіолетовим (жовтий та фіолетовий – доповнюючі кольори). Колір галогенів стає темнішим із зростанням періоду.

У закритих ємностях рідкий бром і твердий йод перебувають у рівновазі зі своїми парами, які можна спостерігати як кольорового газу.

Хоча колір астату невідомий, передбачається, що він повинен бути темнішим за йод (тобто чорний) відповідно до закономірності, що спостерігається.

Тепер, якщо вас попросять: "Охарактеризуйте фізичні властивості галогенів", вам що сказати.

Ступінь окиснення галогенів у сполуках

Ступінь окиснення часто використовується замість поняття "валентність галогенів". Як правило, ступінь окиснення дорівнює -1. Але якщо галоген пов'язаний з киснем або іншим галогеном, він може набувати інших станів: СО кисню -2 має пріоритет. У випадку двох різних атомів галогену, з'єднаних разом, більш негативний атом превалює і приймає СО -1.

Наприклад, в хлориді йоду (ICl) хлор має СО -1 і йод +1. Хлор є електронегативнішим, ніж йод, тому його СО дорівнює -1.

У бромній кислоті (HBrO 4) кисень має СО -8 (-2 х 4 атоми = -8). Водень має загальний ступінь окиснення +1. Додавання цих значень дає СО -7. Оскільки кінцеве СО з'єднання має бути нульовим, СО брому дорівнює +7.

Третім винятком із правила є ступінь окислення галогену в елементарній формі (X 2), де його СО дорівнює нулю.

Галоген

СО у з'єднаннях

1, +1, +3, +5, +7

1, +1, +3, +4, +5

1, +1, +3, +5, +7

Чому СО фтору завжди -1?

Електронегативність збільшується зі зростанням періоду. Тому фтор має найвищу електронегативність із усіх елементів, що підтверджується його положенням у періодичній таблиці. Його електронна конфігурація 1s 2 2s 2 2p 5 . Якщо фтор отримує ще один електрон, крайні р-орбіталі повністю заповнені та складають повний октет. Оскільки фтор має високу електронегативність, може легко відібрати електрон у сусіднього атома. Фтор у разі ізоелектронен інертному газу (із вісьма валентними електронами), всі його зовнішні орбіталі заповнені. У такому стані фтор набагато стабільніший.

Одержання та застосування галогенів

У природі галогени перебувають у стані аніонів, тому вільні галогени отримують шляхом окислення шляхом електролізу чи з допомогою окислювачів. Наприклад, хлор виробляється гідролізом розчину кухонної солі. Застосування галогенів та його сполук різноманітне.

  • Фтор. Незважаючи на те, що фтор дуже реактивний, він використовується в багатьох галузях промисловості. Наприклад, він є ключовим компонентом політетрафторетилену (тефлону) та деяких інших фторполімерів. Хлорфторвуглеці являють собою органічні які раніше використовувалися як холодоагенти та пропеленти в аерозолях. Їхнє застосування припинилося через можливий їх вплив на навколишнє середовище. Їх замінили гідрохлорфторвуглеці. Фтор додають у зубну пасту (SnF 2) та питну воду (NaF) для запобігання руйнуванню зубів. Цей галоген міститься в глині, що використовується для виробництва деяких видів кераміки (LiF), використовується в ядерній енергетиці (UF 6) для отримання антибіотика фторхінолону, алюмінію (Na 3 AlF 6), для ізоляції високовольтного обладнання (SF 6).
  • Хлортакож знайшов різноманітне застосування. Він використовується для дезінфекції питної води та плавальних басейнів. (NaClO) є основним компонентом відбілювачів. Соляна кислота широко використовується у промисловості та лабораторіях. Хлор присутній у полівінілхлориді (ПВХ) та інших полімерах, які використовуються для ізоляції проводки, труб та електроніки. Крім того, хлор виявився корисним і у фармацевтичній промисловості. Лікарські засоби, що містять хлор, використовуються для лікування інфекцій, алергії та діабету. Нейтральна форма гідрохлориду – компонент багатьох препаратів. Хлор використовується також для стерилізації лікарняного обладнання та дезінфекції. У сільському господарстві хлор є компонентом багатьох комерційних пестицидів: ДДТ (дихлородифенілтрихлоретан) використовувався як сільськогосподарський інсектицид, але його використання було припинено.

  • Бромзавдяки своїй негорючості застосовується для придушення горіння. Він також міститься в бромістому метилі, пестициді, що використовується для зберігання врожаю та придушення бактерій. Однак надмірне використання було припинено через його вплив на озоновий шар. Бром застосовують при виробництві бензину, фотоплівки, вогнегасників, ліків для лікування пневмонії та хвороби Альцгеймера.
  • Йодвідіграє важливу роль у належному функціонуванні щитовидної залози. Якщо організм не отримує достатньої кількості йоду, відбувається збільшення щитовидної залози. Для профілактики зоба цей галоген додають у кухонну сіль. Йод також використовується як антисептичний засіб. Йод міститься в розчинах, що використовуються для очищення відкритих ран, а також дезінфікуючих спреях. Крім того, йодид срібла має важливе значення у фотографії.
  • Астат- радіоактивний та рідкісноземельний галоген, тому ще ніде не використовується. Проте вважають, що цей елемент може допомогти йоду у регуляції гормонів щитовидної залози.

9 F 1s 2 2s 2 2p 5


17 Cl 3s 2 3p 5


35 Br 3d 10 4s 2 4p 5


53 I 4d 10 5s 2 5p 5


85 At 4f 14 5d 10 6s 2 6p 5


5 елементів головної підгрупи VII групи мають загальну групову назву «галогени» (Hal), що означає «соленароджуючі».


У підгрупу галогенів входять фтор, хлор, бром, йод та астат (астат – радіоактивний елемент, вивчений мало). Це елементи групи періодичної системи Д.І. Менделєєва. На зовнішньому енергетичному рівні їх атоми мають 7 електронів ns 2 np 5 . Цим пояснюється спільність їх властивостей.

Властивості елементів підгрупи галогенів


Вони легко приєднують по одному електрону, виявляючи ступінь окиснення -1. Такий ступінь окиснення галогени мають у сполуках з воднем та металами.


Проте атоми галогенів, крім фтору, можуть виявляти і позитивні ступені окислення: +1, +3, +5, +7. Можливі значення ступенів окиснення пояснюються електронною будовою, яку атоми фтору можна представити схемою


Будучи найбільш електронегативним елементом, фтор може приймати тільки один електрон на 2р-підрівень. У нього один неспарений електрон, тому фтор буває лише одновалентним, а ступінь окиснення завжди -1.


Електронна будова атома хлору виражається схемою:



У атома хлору один неспарений електрон на 3р-підрівні та звичайному (незбудженому) стані хлор одновалентний. Але оскільки хлор перебуває у третьому періоді, він має ще п'ять орбіталей 3 -подуровня, у яких можуть розміститися 10 електронів.


У збудженому стані атома хлору електрони переходять з 3p- та 3s-підрівнів на 3d-підрівень (на схемі показано стрілками). Роз'єднання (розпарювання) електронів, що у однієї орбіталі, збільшує валентність на дві одиниці. Очевидно, хлор та його аналоги (крім фтору) можуть виявляти лише непарну змінну валентність 1, 3, 5, 7 та відповідні позитивні ступені окислення. У фтору немає вільних орбіталей, отже, при хімічних реакціях немає роз'єднання спарених електронів в атомі. Тому при розгляді властивостей галогенів завжди треба враховувати особливості фтору та сполук.


Водні розчини водневих сполук галогенів є кислотами: НF – фтороводородна (плавикова), НСl – хлороводнева (соляна), НВr – бромводнева, НI – йодоводородна.

Одинака будова зовнішнього електронного шару (ns 2 np 5) обумовлює велику подібність елементів.

Прості речовини - неметали F 2 (газ), Cl 2 (газ), Вг 2 (ж), l 2 (тв.).


При утворенні ковалентних зв'язків галогени найчастіше використовують один неспарений р-електрон, що є у незбудженому атомі, виявляючи у своїй В = I.

Валентні стани атомів CI, Br, I.

Утворюючи зв'язки з атомами електронегативних елементів, атоми хлору, брому і йоду можуть переходити з основного валентного стану в збуджені, що супроводжується переходом електронів на вакантні орбіталі d-підрівня. При цьому кількість неспарених електронів збільшується, внаслідок чого атоми CI, Br, I можуть утворювати більшу кількість ковалентних зв'язків:


Відмінність F від інших галогенів

В атомі F валентні електрони знаходяться на 2-му енергетичному рівні, що має тільки s- та р-підрівні. Це виключає можливість переходу атомів F у збуджені стани, тому фтор у всіх сполуках виявляє постійну, рівну I. Крім того, фтор - самий електронегативний елемент, внаслідок чого має і постійну с. о. -1.

Найважливіші сполуки галогенів

I. Галогеноводні HHal.


II Галогеніди металів (солі галогеноводородних кислот) - найчисленніші та стійкі сполуки галогенів


ІІІ. Галогенорганічні сполуки


IV. Кисневмісні речовини:


Нестійкі оксиди, з яких достовірним можна вважати існування 6 оксидів (Cl 2 O, ClO 2 , Cl 2 O 7 , Вr 2 O, ВrO 2 , I 2 O 5);


Нестійкі оксокислоти, з яких лише 3 кислоти виділені як індивідуальні речовини (НСlO 4 , НlO 3 , НlO 4);


Солі оксокислот, головним чином хлорити, хлорати та перхлорати.

Завдання 808.
Виходячи з будови атомів галогенів, вказати, які валентні стани характерні для фтору, хлору, брому та йоду. Які ступені окисленості виявляють галогени у своїх сполуках?
Рішення:
На зовнішньому електронному шарі атоми галогенів містять сім електронів – два на s- та п'ять на р-орбіталях (ns 2 np 5). До повного завершення зовнішнього електронного шару атомам галогенів не вистачає одного електрона, тому атоми всіх галогенів легко приєднують по одному електрону, утворюючи однозарядні негативні іони. - ). Валентність галогенів у своїй дорівнює одиниці, а ступінь окислення дорівнює -1.

Атоми фтору не містять вільні d-орбіталі, тому неможливий перехід s- та р-електронів на d-орбіталі. Звідси фтор завжди у своїх з'єднаннях перебуває у ступені окислення -1 і, у своїй виявляє валентність рівну одиниці. Інші галогени мають вільні d-орбіталі, тому можливий перехід одного s- та двох р-електронів на d-підрівні. Розподіл електронів зовнішнього електронного рівня атомів фтору, хлору, брому та йоду за квантовими осередками має вигляд:

Нормальний стан атома фтору:

Нормальний стан атома галогену (хлору, брому та йоду):

Стан атомів галогенів (хлору, брому та йоду) при збудженні:

Тому атоми хлору, брому та йоду виявляють різні ступені окислення від -1 до 0, а також від +1 до +7. Характерними ступенями окиснення для них є -1, 0, +3, +5, +7. Ступінь окиснення -1 характерна для всіх галогенів, так як їх атоми володіють у незбудженому стані одним неспареним електроном, який може брати участь в утворенні одного зв'язку по механізму ковалентного. Ступінь окислення +1 спостерігається тоді, коли атом галогену віддає свій єдиний неспарений р-електрон більш електронегативний елемент, наприклад, кисню. Винятком є ​​фтор, оскільки він самий електронегативний елемент. Ступені окиснення хлору, брому та йоду у збудженому стані їх атомів можуть набувати значень, що характеризуються трьома, п'ятьма та сімома неспареними електронами (+3, +5, +7).

За винятком деяких оксидів (ClO 2 , Cl 2 O 6) галогени крім фтору (-1) виявляють непарні ступеня окислення у своїх сполуках.

Завдання 809.
Дати порівняльну характеристику атомів галогенів, вказавши: характер зміни перших потенціалів іонізації; 6) характер енергії спорідненості з електроном.
Рішення:
а) Перші потенціали іонізації атомів галогенів закономірно зменшуються зі збільшенням порядкового номера елемента, що свідчить про посилення металевих властивостей. Так у фтору потенціал іонізації I дорівнює 17,42 еВ, у хлору – 12,97 еВ, у брому – 11,48 еВ, у йоду – 10,45 еВ. Ця закономірність пов'язана зі зростанням радіусів атомів, оскільки зі збільшенням порядкового номера елемента з'являються нові електронні шари. Збільшення числа проміжних електронних шарів, розташованих між ядром атома та зовнішніми електронами, призводить до більш сильного екранування ядра, тобто зменшення його ефективного заряду. Обидва ці фактори (збільшення видалення зовнішніх електронів від ядра і видалення його ефективного заряду) призводять до послаблення зв'язку зовнішніх електронів з ядром і, отже, зменшення потенціалу іонізації.

б) Енергія спорідненості з електроном – це енергія, що виділяється при приєднанні до вільного атома. У атомів галогенів зі зростанням порядкового номера елемента спорідненість до електрона закономірно зменшується в ряду: F, Cl, Br, I. У атома хлору спорідненість до електрона більша, ніж фтору, тому що у хлору з'являється на зовнішньому енергетичному рівні d-підрівень. Зменшення енергії спорідненості до електрона із зростанням заряду ядра атома пояснюється зростанням радіуса атома елемента і, отже, зменшенням у своїй ефективного заряду ядра.

Завдання 810.
Дати порівняльну характеристику властивостей утворених галогенами простих речовин, вказавши характер зміни: а) стандартних ентальпій дисоціації молекул Г2; б) агрегатного стану простих речовин при звичайній температурі та тиску; в) окиснювально-відновних властивостей. Назвати причини, які викликають ці зміни.
Рішення:
а) У ряді Cl 2 - Br 2 - I 2 міцність зв'язку між атомами в молекулі поступово зменшується, що відбивається у зменшенні ентальпії дисоціації молекул Г 2 на атоми. Причини цього можна пояснити тим, що зі збільшенням розмірів зовнішніх електронних хмар взаємодіючих атомів ступінь їх перекривання зменшується, а область перекриття розташовується все далі від атомних ядер. Тому при переході від хлору до брому та йоду тяжіння ядер атомів галогенів до області перекривання електронних хмар зменшується. Крім того, у ряду: Cl - Br - I зростає кількість проміжних електронних шарів, що екранують ядро, що також послаблює взаємодію атомних ядер з областю перекриття електронних хмар. Однак із цих даних випадає фтор: міцність зв'язку між атомами фтору в молекулі F 2 менше, ніж у хлору. Це можна пояснити відсутністю d-підрівня у зовнішньому електронному шарі атома фтору. У молекулах інших галогенів є вільні d-орбіталі і тому між атомами має місце додаткова донорноакцепторна взаємодія, що зміцнює зв'язок між атомами.

б) У звичайних умовах фтор та хлор, газоподібні речовини, бром – рідина, а йод – кристалічна речовина. Температури плавлення та кипіння галогенів закономірно збільшуються у ряді F - Cl - Br - I. Пояснюється це тим, що зі збільшенням радіусу атомів зростає поляризованість молекул. В результаті посилюється міжмолекулярна дисперсійна взаємодія, що зумовлює зростання температур плавлення та кипіння простих речовин галогенів.

в) Окисно-відновні властивості галогенів закономірно змінюються у ряді F 2 - Cl 2 - Br 2 - I 2 . Окисні властивості зменшуються в ряді галогенів від фтору до йоду, найслабший окислювач - йод. Відновлювальні властивості серед галогенів збільшуються, найслабший відновник – фтор. Відбувається так, тому що в групі зі збільшенням порядкового номера елемента послідовно зростають радіуси атомів та аніонів Г- та зменшується спорідненість до електрона та електронегативність елементів. Тому здатність віддавати електрони збільшується, а приймати – зменшується у ряді
F2-Cl2-Br2-I2.

Завдання 811.
Енергія дисоціації молекул галогенів за схемою Г 2 ↔ 2Г становить фтору, хлору, брому і йоду відповідно 155, 243, 190, 149 кДж/моль. Пояснити найбільшу міцність молекул хлору.
Рішення:
У ряді C l2 - Br 2 - I 2 міцність зв'язку між атомами в молекулі поступово зменшується, що відбивається у зменшенні ентальпії дисоціації молекул Г 2 на атоми. Причини цього можна пояснити тим, що зі збільшенням розмірів зовнішніх електронних хмар взаємодіючих атомів ступінь їх перекривання зменшується, а область перекриття розташовується все далі від атомних ядер. Тому при переході від хлору до брому та йоду тяжіння ядер атомів галогенів до області перекривання електронних хмар зменшується. Крім того, у ряду: Cl - Br - I зростає кількість проміжних електронних шарів, що екранують ядро, що також послаблює взаємодію атомних ядер з областю перекриття електронних хмар. Однак із цих даних випадає фтор: міцність зв'язку між атомами фтору в молекулі F 2 менше, ніж у хлору. Це можна пояснити відсутністю d-підрівня у зовнішньому електронному шарі атома фтору. У молекулах інших галогенів є вільні d-орбіталі і тому між атомами має місце додаткова донорноакцепторна взаємодія, що зміцнює зв'язок між атомами. До того ж у хлору радіус атома ще порівняно малий, лише трохи більше, ніж у фтору, але значно менше, ніж у брому та йоду. Тому енергія зв'язку в молекулі Cl 2 значно більша, ніж у F 2 . Додаткові донорно-акцепторні зв'язки називають дативні.

Схема утворення зв'язків у молекулах F2 та Cl2.