Галогены

НОУ СПО «Пермский гуминатарно-технологический  институт»

Реферат

на тему

«Галогены»

Выполнила

ученица группы

Преподаватель:

г.Пермь, 2010

Содержание

1.       Общая характеристика галогенов…………………………………………………….3

2.       Электронная структура атомов галогенов…………………………………………...4

3.       Лабораторные методы получения галогенов………………………………………..5

4.       Физические и биологические свойства галогенов………………………………….6

5.       Химические свойства галогенов……………………………………………………..7

6.       Применение…………………………………………………………………………...10

7.       Список источников…………………………………………………………………..12

Общая характеристика галогенов

Всем известно, что фтор вводят в состав зубной пасты, а хлором дезинфицируют воду в плавательных бассейнах. Бром применяют в качестве успокоительного средства, а спиртовой раствор йода как антисептическое средство. Фтор, хлор, бром, йод и астат образуют семейство галогенов (от греч. halos – соль и genes – рождающий, рождённый). Галогены относятся к неметаллическим элементам. Они входят в VII группу периодической системы.

О происхождении названий галогенов.

Названия всех галогенов, за исключением фтора, происходят от греческих слов:

Таблица 1. Происхождение названий галогенов

-3-

Электронная структура атомов галогенов

Атомы всех галогенов имеют во внешней оболочке семь электронов.     

До восьми электронов (октета) на наружном энергетическом уровне, т.е. до устойчивого состояния атомов, характерного для благородных газов, атомам галогенов недостаёт по одному электрону. К тому же атомы галогенов по сравнению с атомами металлов того же периода обладают бόльшим зарядом ядра, меньшим атомным радиусом и имеют по одному неспаренному электрону. Поэтому атомы всех галогенов энергично присоединяют недостающий электрон. Например,

Cl0 + ē → Cl–.

Фтор в химических реакциях проявляет только окислительные свойства, и для не­го характерна степень окисления –1. Остальные галогены мо­гут проявлять и восстановительные свойства при взаимодейст­вии с более электроотрицательными элементами – фтором, кислородом, азотом, при этом степени их окисления могут принимать значения +1, +3, +5, +7. Восстановительные свой­ства галогенов усиливаются от хлора к йоду, что связано с рос­том радиусов их атомов: атомы хлора примерно вдвое меньше, чем у йода.

Галогены в свободном виде существуют в форме двухатомных молекул. Атомы в этих молекулах связаны между собой простой ковалентной связью. Каждая такая связь образуется в результате обобществления пары электронов - по одному от каждого атома.

-4-

Лабораторные методы получения галогенов

Хлор. Хлор можно получить в лабораторных условиях окислением концентрированной соляной кислоты манганатом(VII) калия:

Выделяющийся хлор пропускают через воду, чтобы удалить следы хлороводородов, а затем через концентрированную серную кислоту, чтобы осушить его. Полученный хлор собирают в перевернутом сосуде, из которого он вытесняет воздух.

Другой способ лабораторного получения хлора основан на реакции между отбели­вающим порошком (гипохлоритом кальция) и разбавленной соляной кислотой:

Бром. Для получения брома в лабораторных условиях добавляют оксид марганцa(IV) к смеси концентрированной серной кислоты с бромидом калия. Бромоводородная кислота, образуюшаяся в реакции между серной кислотой и бромидом калия:

окисляется оксидом марганца(IV)

Бром отделяют от реакционной смеси перегонкой.

Иод. Иод получают тем же способом, что и бром, только вместо бромида калия используется иодид калия. Полученный иод отделяют от реакционной смеси воз­гонкой.

-5-

Физические и биологические свойства галогенов

Все галогены - токсичные вещества.

Отравление хлором. Жидкий хлор вызывает серьезные ожоги кожи. Газообраз­ный хлор оказывает сильное раздражающее действие, особенно на глаза и дыха­тельную систему. Он реагирует с водой, содержащейся в глазах, легких и слизистых оболочках органов дыхания, образуя соляную кислоту и хлорноватистую кислоту. Симптомами отравления хлором являются жжение глаз и органов дыхания, непрекращающийся кашель и, в тяжелых случаях, кровавая мокрота. В легких, отравленных хлором, может развиваться бронхиальная пневмония. Предельно допустимая концентрация хлора в воздухе составляет 0,005 мг/дм3. Уровень 0,2 мг/дм3 считается опасным, а концентрация 2 мг/дм3 может вызвать быструю смерть.

Галогены имеют характерный резкий запах, хорошо знакомый тем, кто посещает плавательные бассейны.

Все галогены имеют большую летучесть. Она объясняется тем, что их молекулы удерживаются вместе лишь слабыми вандерваальсовыми силами. Хотя вандерваальсовы силы постепенно возрастают при перемещении к нижней части группы галогенов, они остаются очень слабыми даже в кристаллах иода, которые поэтому легко возгоняются при нагревании. При этом образуются фиолетовые пары иода. Темпе­ратуры плавления и кипения галогенов указаны в табл. 2.

Таблица 2. Физические свойства галогенов

Все галогены - окрашенные вещества. Интенсивность их окраски возрастает по мере перемещения к нижней части группы.

Галогены обладают небольшой растворимостью в воде. Раствор хлора в воде называется хлорной водой. Галогены хорошо растворяются в органических раствори­телях, образуя окрашенные растворы. Например, хлор растворяется в тетрахлорметане, образуя желтый раствор, бром образует красный раствор, а иод-фиолетовый.

-6-

Химические свойства галогенов

Все галогены проявляют высокую окислительную активность, которая уменьшается при переходе от фтора к йоду.

Фтор.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 = SiF4(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.

Хлор. Свободный хлор также очень реакционноспособен, 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 = 2АlСl3(кр) + 1405 кДж,

2Fе + ЗСl2 = 2FeСl3(кр) + 804 кДж,

Si + 2Сl2 = SiCl4(Ж) + 662 кДж,

Н2 + Сl2 = 2НСl(г)+185кДж.

Особый интерес представляет реакция с водородом. Так, при комнатной температуре, без

-7-

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 + hν → 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 + Вr2,

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) со щелочами:

-8-

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

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

Бром. 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 = SiBr4(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». Но йод способен растворятся в растворах йодидов с образованием комплексных анионов:

Образующийся раствор называется раствором Люголя.

Йод. 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: