Физические свойства галогенов
Рассматривая вещества, нужно обратить внимание на физическое состояние и свойства этой химической группы элементов. В ходе исследований стало известно, что галогены способны сохранять первоначальное молекулярное строение во всех агрегатных состояниях (жидкость, газ, твердый элемент). Их активность во взаимодействии с другими веществами достаточно высокая
Их активность во взаимодействии с другими веществами достаточно высокая.
Галогены — простые вещества, имеющие несложный молекулярный состав (2 атома с ковалентной неполярной связью). Формулы, соответственно, пишутся следующим образом:
- Cl₂.
- F₂.
- I₂.
- Br₂.
Заряд ядра равен порядковому номеру элемента в периодической таблице Менделеева. Вещества проявляют способность к кипению и плавлению. Свойственна им и электропроводимость. Но рассматриваемая группа веществ плохо проводит электричество и тепло.
Их электроотрицательность постепенно снижается с возрастанием порядкового номера.
Нужно также обратить внимание и на то, какой кристаллический рисунок имеют вещества этой группы. Галогены обладают интересной решёткой. Атомы в количестве 2-х единиц, содержат на внешнем энергетическим уровне 7 электронов
Эти вещества способны окислять, так как до завершения уровня им не хватает всего 1-го электрона
Атомы в количестве 2-х единиц, содержат на внешнем энергетическим уровне 7 электронов. Эти вещества способны окислять, так как до завершения уровня им не хватает всего 1-го электрона.
В результате окислительные свойства выраженные и достаточно яркие. Именно по этой причине в природе в чистом виде эти вещества встречаются крайне редко. Встретить галогены можно в составе разнообразных солей. Нужно отметить, что реакция с кислотами, в состав которых включены рассматриваемые элементы, возрастает с увеличением показателей их атомной массы.
Некоторые галогены встречаются крайне редко
Также к физическим свойствам следует отнести характерный резкий и достаточно неприятный запах. Растворимость в воде плохая, токсичность высокая (пример: хлор).
Особенностью является тот факт, что с увеличением показателей атомной массы окраска галогена становится более насыщенной и темной. По этой же причине возрастает температура, которая требуется для начала плавления и кипения.
Вдыхать испарения нельзя. Работать с веществами из этой группы рекомендуется в защите (глаза, руки, органы дыхания).
Химические свойства галогенов
Галогены являются сильными окислителями. Многие реакции характерны для всех галогенов, но есть ряд особенностей, характерный для фтора.
Взаимодействие с металлами
Галогены реагирую со всеми металлами при нагревании, образуя бинарные соли:
2Fe+3Cl2=2FeCl3.
Такую реакцию называют горение металлов в атмосфере галогена (хлора, брома…).
Взаимодействие с водородом
При реакции с водородом галогены образуют галогеноводороды, проявляющие свойства кислот. Эта реакция идет, так же, при нагревании:
H2+Cl2=2HCl.
Взаимодействие со сложными веществами
Галогены способны вытеснять мене активные неметаллы из сложных соединений, а также, галогены, стоящие ниже их самих в группе:
2KI+Br2=I2+2KBr
Йод не способен вытеснять другие галогены из соединений.
Галогены являются активными участниками окислительно-восстановительных реакций.
Специфические свойства фтора
Со всеми металлами, включая благородные золото и серебро, фтор реагирует при обычной температуре:
2Au+3F2=2AuF3.
Для реакции с водородом характерно выделение большого количества теплоты, что приводит к образованию взрыва:
H2+F2=2HF.
Фтор – единственный элемент, окисляющий кислород. Полученное соединение называют фторид кислорода:
О2+2F2=2ОF2
Фтор не способен реагировать с водными растворами солей, так как вступает в реакцию с водой.
Интересным свойством фтора является способность воспламенять воду. При этом вода горит синим пламенем:
2 H2O + 2 F2 = 4 HF + O2
Фосфор
Химический элемент фосфор расположен в 3-м периоде, V группе, главной подгруппе периодической системы Д.И. Менделеева. Его электронная формула 1s22s22p63s23p3.
Простое вещество фосфор существует в виде нескольких аллотропных модификаций (аллотропия состава). Белый фосфор Р4, при комнатной температуре мягкий, плавится, кипит без разложения. Красный фосфор Pn, состоит из полимерных молекул разной длины. При нагревании возгоняется. Чёрный фосфор состоит из непрерывных цепей Pn, имеет слоистую структуру, по внешнему виду похож на графит. Наиболее реакционноспособным является белый фосфор.
В промышленности фосфор получают прокаливанием фосфата кальция с углём и песком при 1500 °C:
В приведённые ниже реакции вступают любые модификации фосфора, если нет особых оговорок:
Фосфор образует летучее водородное соединение — фосфин, PH3. Это газообразное соединение с крайне неприятным резким запахом. Его соли в отличие от солей аммиака существуют только при низких температурах. Фосфин легко вступает в окислительно-восстановительные реакции:
Фосфор образует два кислотных оксида: P2O3 и P2O5. Последнему соответствует фосфорная (ортофосфорная) кислота H3PO4. Это трёхосновная кислота средней силы, которая образует три ряда солей: средние (фосфаты) и кислые (гидро- и дигидрофосфаты). Ниже приведены уравнения химических реакций, характерные для данных соединений:
Применение галогенов
Фтор или правильнее будет назвать фторид меди (CuF2) имеет довольно таки широкое применение. Его используют при изготовлении керамики, эмалей и различных глазурей.
Имеющая в каждом доме тефлоновая сковородка и хладагент в холодильниках и кондиционере, также появились благодаря фтору.
Кроме бытовых нужд тефлон также используют в медицинских целях, так как его применяют при производстве имплантатов. Фтор необходим при изготовлении лизн в оптике и в зубных пастах.
Хлор также в нашей жизни встречается буквально на каждом шагу. Самым массовым и распространенным применением хлора, является, конечно же, поваренная соль NaCl. Она так же выступает в роли дезинтоксикационного средства и используется в борьбе с гололедом.
Кроме этого, хлор незаменим в производстве пластика, синтетического каучука и поливинилхлорида, благодаря которым мы получаем одежду, обувь и другие, нужные в нашей повседневной жизни вещи. Его используют при производстве отбеливателей, порошков, красителей, а также другой бытовой химии.
Бром, как правило, необходим, как светочувствительное вещество при печатании фотографий. В медицине он применяется, как успокаивающее средство. Также бром используют при производстве инсектицидов и пестицидов и т.д.
Ну, а всем известный йод, который имеется в аптечке у каждого человека, в первую очередь используется, как антисептик. Кроме своих антисептических свойств, йод присутствует в источниках света, а также является помощником для обнаружения отпечатков пальцев на бумажной поверхности.
Химические свойства галогенов
Галогены (Hal) — мощные окислители, а фтор агрессивен настолько, что вступает в реакцию с собратьями. Происходит это при подогреве. Степень окисления «пострадавших» оказывается +1.
Общее уравнение:
Можно сказать, что F реагирует со всеми простыми субстанциями, кроме отдельных благородных газов. А так (с облучением):
Остальные элементы ряда не взаимодействуют с:
-
O;
-
N;
-
С (в модификации алмаза);
-
Pt, Au;
-
Xe, Kr.
С неметаллами
Водород окисляет фтор при любых условиях, со взрывом. Cl с подсветкой УФ или подогревом. Но тоже громко. Остальные только с нагреванием. Но уравнение едино:
С фосфором взаимодействуют совершенно по-разному:
∗ F до получения пентафторида. Единственный, без нагревания:
∗ хлор и бром, в зависимости от концентрации:
∗ йод – недостаточно мощный окислитель:
∗ с серой также не все очевидно. Но только не с фтором. Окисление максимально, но с нагревом:
∗ бром и хлор реагируют нетипично и «неохотно»:
С металлами
Перед фтором ничто не устоит. Даже благородный класс, хоть и с нагревом:
Остальные металлы прочим галогенам по силам. Не без подогрева:
Реакции замещения
Агрессивные вытесняют «тяжелых» соседей по группе:
И с неметаллами не церемонятся:
Хлор, как более активный, ведет себя несколько по-другому:
С водой
Фтор в своем репертуаре. Вода будет пылать синим пламенем и норовить плюнуть плавиковой кислотой:
Хлор с бромом гораздо спокойнее. Да и процессы нестабильны, обратимы:
Йод с водой в видимые взаимодействия не вступает.
С растворами щелочей
И в этом случае фтор проявляется как резкий окислитель:
Остальные ведут себя, как с водой. Но процесс при разных температурах проходит по разным сценариям:
Йод реагирует только по второму варианту.
Химические свойства галогенов
Ключевые слова конспекта: химические свойства галогенов, реакция галогенов с металлами, реакции с неметаллами, реакции галогенов с водой, со щелочами, с солями-галогенидами.
Раздел ОГЭ: 3.1.2. Химические свойства простых веществ-неметаллов: водорода, кислорода, галогенов, серы, азота, фосфора, углерода, кремния
Вначале необходимо прочитать конспект «Галогены: характеристика, строение, получение»
1. Реакция с металлами.
Галогены реагируют практически со всеми металлами (кроме благородных металлов) с образованием галогенидов. Например, натрий горит в хлоре: 2Na + Cl2 = 2NaCl
Со фтором реакции идут очень бурно, с йодом – только при нагревании, часто требуется вода как катализатор.
Окислительная активность галогенов снижается от фтора к йоду
Это можно продемонстрировать на примере окисления железа (обратите внимание на его степень окисления в галогенидах):. В ходе реакции с бромом Вг2 может образоваться как FeBr3, так и FeBr2:. В ходе реакции с бромом Вг2 может образоваться как FeBr3, так и FeBr2:
В ходе реакции с бромом Вг2 может образоваться как FeBr3, так и FeBr2:
В реакции с йодом I2 при температуре 500 °С образуется Fel2:
Фтор, хлор и бром окисляют железо глубже (до Fe3+), чем йод.
2. Реакции с неметаллами.
Окислительную способность галогенов можно сопоставить и в реакциях с неметаллами. Галогены реагируют со многими неметаллами (исключением являются благородные газы, азот N2, кислород O2).
Галогены реагируют с водородом, при этом условия проведения реакции зависят от того, с каким из галогенов проводится реакция:
Со фтором реакция может начинаться даже при t° = –250 °С, с хлором реакция идёт при сгорании водорода в хлоре или даже при комнатной t° на свету. С бромом и йодом реакция идёт при температуре 350–500 °С или при наличии катализатора платины Pt. Реакция образования йодоводорода HI обратима. Таким образом, по мере увеличения относительной молекулярной массы галогена от фтора F2 к иоду I2 условия проведения реакции должны быть более жёсткими.
Галогены реагируют с серой. Фтор взаимодействует с серой даже при температуре жидкого воздуха, окисляя её до высшей степени окисления:
Реакция серы с хлором приводит к образованию либо SCl2, либо S2Cl2:
Обратите внимание: здесь встретилась сравнительно редкая для серы степень окисления +2. С йодом сера не реагирует. Более глубокое окисление серы в реакции со фтором демонстрирует более высокую окислительную способность фтора
Более глубокое окисление серы в реакции со фтором демонстрирует более высокую окислительную способность фтора
С йодом сера не реагирует. Более глубокое окисление серы в реакции со фтором демонстрирует более высокую окислительную способность фтора.
Галогены реагируют с фосфором. Красный и белый фосфор уже при комнатной температуре самовоспламеняется во фторе и хлоре, реагирует с жидким бромом. При этом в реакции со фтором происходит более глубокое окисление фосфора:
В реакциях фосфора с хлором и бромом могут образоваться РCl3 и РВг3, но по мере повышения температуры в результате окисления фосфора глубина окисления возрастает – образуются РCl5 и РВг5.
Фтор реагирует с графитом при температуре выше 900 °С:
Остальные галогены не реагируют с простыми веществами, образованными углеродом (алмазом, графитом).
3. Реакции с водой.
Рассмотрим реакции галогенов со сложными веществами. Галогены взаимодействуют с водой. При этом фтор окисляет кислород воды. Пары воды горят в атмосфере F2:
Хлор обратимо реагирует с водой, но при этом не происходит окисление кислорода. В этой реакции хлор сам является как окислителем, так и восстановителем (такие реакции называют реакциями диспропорционирования):
5. Реакции галогенов с солями-галогенидами.
Галогены способны вытеснять друг друга из солей-галогенидов и из галогеноводородов. Фтор F2 вытесняет все остальные галогены из галогеноводородов и галогенидов (в растворах параллельно идёт реакция окисления воды). Хлор Cl2 вытесняет бром и йод из НВг, бромидов, HI и иодидов. Бром Вг2 вытесняет йод из йодидов и йодоводорода. Йод I2 не вытесняет другие галогены:
Признаком данной реакции в растворе является изменение окраски с бесцветной на жёлтую.
Конспект урока по химии «Химические свойства галогенов». Выберите дальнейшее действие:
- Вернуться к Списку конспектов по химии
- Найти конспект в Кодификаторе ОГЭ по химии
- Найти конспект в Кодификаторе ЕГЭ по химии
Применение галогенов
Производимый в промышленных масштабах фтор является сырьем для получения UF6 и UF4. Первый применяется для разделения изотопов урана, а второй перерабатывается затем в металлический уран. Все большее применение находят и продукты фторирования углеводородов, т. е. соединения, в которых водород был заменен фтором. По своим физическим свойствам они аналогичны углеводородам, но негорючие и не подвержены окислению. Фтор применяется и для получения пластмассы — тефлона, т. е. полимеризованного тетрафторэтилена, и фреона, т. е. дифтордихлорметана, применяемого в холодильной технике.
Элементарный хлор обладает отбеливающими свойствами, поэтому применяется в текстильной и целлюлозной промышленности. Он также является дезинфицирующим средством для обеззараживания питьевой воды и исходным материалом для получения многочисленных неорганических соединений, в том числе хлоратов и хлороформа.
Бром находит применение в фармацевтической промышленности, так как бромид калия является седативным средством. Кроме того, он применяется в синтезе синтетических красителей, в фототехнике в виде бромида серебра и в качестве гербицида в виде бромистого метила. В лабораториях бром чаще всего применяется как окислитель, главным образом в водном растворе брома.
Свойства галогенов
Галогены построены из двухатомных молекул Х2.
Химические свойства
По химическим свойствам галогены самые активные неметаллы. Фтор является самым активным веществом. Как правило фтор при реакции с простыми веществами с образованием высших фторидов.
Фтор настолько активен что в его атмосфере можно сжечь воду, стеклянную вату и порошок кварца.
А также в его атмосфере спокойно разлагаются большинство солей.
От фтора к йоду окислительные свойства уменьшаются, а восстановительные увеличиваются. Хлор реагирует с оксидами некоторых металлов (Mg, Al, Fe, W и т.д) образуя хлориды(MgCl2, FeCl3) или оксохлориды(WO2Cl2).
Иногда к таким реакциям добавляют уголь для увеличения выхода реакции.
Бром, как и хлор является сильным окислителем. Порой жидкий бром может даже превосходить хлор по силе.
Йод не является сильным окислителем и в основном проявляет свойства восстановителя. Например некоторые низшие йодиды переходных металлов могут быть получены прямым синтезом. А также под действием Cl; Br; H2O2 и концентрированной HNO3 он окисляется в водной среде до HIO3.
Распространение галогенов в природе
В природе галогены встречаются исключительно в связанном состоянии. Наибольшее количество фтора содержится в земной коре и составляет около 5,85·10-2 % по массе. На втором месте находится хлор в количестве 1,45·10-2 % по массе. В морской воде порядок обратный: хлор составляет около 1,901, а фтор — 1,3·10-2 % по массе. В обеих зонах присутствуют, но в гораздо меньших концентрациях, элементы бром и иод. В земной коре в процентах по массе они составляют 2,4·10-4 и 4,5·10-5 соответственно. В морской воде, напротив, эти значения равны 6,73·10-4 и 6·10-6. Астат — элемент, который может быть получен исключительно синтетическим путем, однако он имеет несколько природных короткоживущих радиоактивных изотопов, содержание которых в земной коре не превышает 3·10-24 % по массе.
Больше всего фтора в земной коре содержится в виде флюорита CaF2, апатита Ca5(PO4)3 и криолита Na3AlF6. Главным и наиболее распространенным природным сырьем, из которого получают хлор и его соединения, является хлорид натрия.
Он содержится в относительно больших количествах в морской воде, наряду с хлоридами других металлов 1-й и 2-й групп. Кроме того, в результате многолетнего высыхания морей хлорид натрия образует во многих местах обширные залежи. Существует также множество минералов, содержащих хлор. Это сильвинит (KCl), карналлит (KMgCl3·6 H2O) и каинит (KMgCl(SO4) 3 H2O), которые особенно часто встречаются в солевых отложениях, образующихся при высыхании замкнутых морских пространств. В виде органических соединений иод в небольших количествах содержится в морской воде. Раньше его получали из золы морских водорослей, но в настоящее время крупнейшим источником является натриевая селитра, в которой находятся иодаты(V) и иодаты(VII). Крупнейшие их залежи встречаются в Чили и Боливии, а присутствующие в них соединения иода переходят в посткристаллические щелочи. Иод содержится и в щитовидной железе человека, а его недостаток вызывает симптомы заболевания.
Химические свойства галогенов
К данным химическим элементам относят элементы VII группы главной подгруппы – фтор, хлор, бром, йод.
Отличительными особенностями галогенов является резко выраженные свойства неметаллов, или металлоидов. На внешнем энергетическом уровне у данных элементов семь электронов, то есть он считается не завершенным. В связи с этим они могут активно присоединять электроны для его завершения.
Химическая активность галогенов ослабевает сверху вниз в группе и с увеличением атомного радиуса – от фтора к йоду. Таким образом, самым сильным окислителем является фтор, его степень окисления всегда равна -1. У остальных галогенов могут быть степени окисления в пределах от -1 до +7.
Рассмотрим химические свойства галогенов на определенных примерах.
- При взаимодействии с металлами галогены образуют соли. Реакции происходят в зависимости от степени активности того или иного элемента.
- Фтор, как сильнейший окислитель, реагирует с металлами в нормальных условиях, а при высоких температурах способен взаимодействовать даже с неактивными металлами – серебром, золотом, платиной. Алюминий и цинк способны гореть в атмосфере фтора.
Другие галогены взаимодействуют с металлами при высоких температурах. К примеру, при высыпании в колбу с хлором измельченной в порошок сурьмы частички ее воспламеняются на лету, производя впечатление «огненного дождя». Колба наполняется при этом тяжелым белым дымом хлористой сурьмы.
Медь, взятая в виде пучка тонкой проволоки и предварительно нагретая на воздухе, при погружении в хлор раскаляется и сгорает, наполняя колбу бурым дымом. Бурый дым представляет собой частички хлорной меди.
Йод также вступает в реакции с металлами. Если растертый в ступке йод смешать с порошком алюминия, то через некоторое время сама собой начнется реакция соединения. Активизируется процесс в присутствии воды.
Реакция сопровождается появлением пламени. Продукт реакции – йодистый алюминий получается в виде тяжелого дыма, окрашенного примешивающимися к нему парами йода в фиолетовый цвет.
Галогены взаимодействуют с некоторыми неметаллами – водородом, серой, фосфором, кремнием. С кислородом и азотом непосредственно не реагирует.
- Фтор, при обычных условиях, реагирует практически со всеми неметаллами с выделением тепла. С водородом реакция протекает с взрывом.
Другие галогены реагируют с неметаллами при нагревании. С водородом соединяется бром, образуя бромистый водород. В соединениях с водородом и металлами бром является одновалентным.
При нагревании фтор может окислять другие галогены. Например, при взаимодействии фтора и хлора образуется при комнатной температуре бесцветный токсичный тяжелый газ с сильным раздражающим запахом – фторид хлора (I).
Галогены способны восстанавливать менее активные галогены из растворов галогенидов металлов. В эти реакции не вступает фтор, так как из-за высокой активности в растворе начинает немедленно реагировать с водой.
Взаимодействие со сложными веществами.
- Галогены могут взаимодействовать с щелочными растворами. Реакции протекают по-разному при высоких и низких температурах. При взаимодействии хлора со щелочами на холоде образуется смесь хлоридов и гипохлоритов.
Cl2 + 2KOH → KCl + KClO + H2O
В горячем растворе щелочи происходит реакция, при которой образуются хлорид калия и хлорат калия или бертоллетова соль.
Реакция с водой сопровождается выделением атомарного водорода.
Взаимодействие хлора с водой протекает в два этапа. Во-первых, хлор реагирует с водой с образованием хлорной и хлорноватистой кислоты.
Сходство водорода с галогенами
Часто в таблице Менделеева в группе галогенов можно видеть еще и водород. Этот элемент изображают сразу в двух группах – первой и седьмой. Это связано со специфическими свойствами водорода и его строением
Химическое строение водорода
Водород – первый элемент таблицы Менделеева с самым маленьким атомом и всего одним электроном на единственном энергетическом уровне.
С одной стороны – один электрон на внешнем энергетическом уровне – это свойство щелочных металлов, поэтому водород стоит в первой группе. Но, с другой стороны, это один электрон на первом облаке, на котором может быть только два электрона. Это значит, что до завершения уровня водороду не хватает всего одного электрона, что объединяет его с галогенами.
Такое строение атома способствует тому что водород отличается по физическим свойствам как от щелочных металлов, так и от галогенов.
Несмотря на последние необходимы электрон, водород проявляет очень слабые окислительные свойства и способен отобрать электрон только у восстановителей, то есть, металлов. Любой другой неметалл сильнее водорода.
Получение и применение галогенов
1. Галогены получают с помощью электролиза растворов или расплавов галогенидов:
2. Галогены получают при реакции окисления галогенводородных кислот:
Применение галогенов
1. Фтор (F):
- ядерная промышленность;
- металлургия;
- химический синтез;
- окислитель ракетного топлива.
2. Хлор (Cl):
- органический и полимерный синтез;
- химическая промышленность;
- очистка воды;
- хлорирование руд для извлечения металлов.
3. Бром (Br):
- органический синтез;
- производство фото;
- фармацевтика;
- повышение детонационной стойкости бензина.
4. Йод (I):
- металлургия;
- деревообработка;
- промышленность;
- фармацевтика, медицина;
- пищевые добавки.
Химическая природа галогенов
Галогены – это элементы с очень высокой окислительной активностью, которая ослабевает в направлении от F к At. Фтор, будучи самым активным представителем галогенов, реагировать может со всеми видами металлов, не исключая ни один известный. Большинство представителей металлов, попадая в атмосферу фтора, подвергаются самовоспламенению, при этом выделяя теплоту в огромных количествах.
Без подвергания фтора нагреванию он может реагировать с большим количеством неметаллов, например H2, C, P, S, Si. Тип реакций в таком случае является экзотермическим и может сопровождаться взрывом. Нагреваясь, F принуждает окисляться остальные галогены, а подвергаясь облучению, этот элемент способен и вовсе реагировать с тяжелыми газами инертной природы.
Вступая во взаимодействие с веществами сложного типа, фтор вызывает высоко энергетические реакции, например, окисляя воду, он может вызывать взрыв.
Реакционноспособным может быть и хлор, особенно в свободном состоянии. Уровень активности его меньше, чем у фтора, но он способен реагировать почти со всеми простыми веществам, но азот, кислород и благородные газы в реакцию не вступают с ним. Взаимодействуя с водородом, при нагревании или хорошем освещении хлор создает бурнопротекающую реакцию, сопровождаемую взрывом.
В реакциях присоединения и замещения Cl может реагировать с большим количеством веществ сложного типа. Способен вытеснять Br и I в результате нагревания из соединений, созданных ими с металлом или водородом, а также может вступать в реакцию со щелочными веществами.
Бром химически менее активный, чем хлор или фтор, но все же весьма ярко себя проявляет. Это обусловлено тем, что чаще всего бром Br используется в качестве жидкости, ведь в таком состоянии исходная степень концентрации при остальных одинаковых условиях выше, чем у Cl. Широко используется в химии, особенно органической. Может растворяться в H2O и реагировать с ней частично.
Галоген-элемент иод образует простое вещество I2 и способен вступать в реакции с H2O, растворяется в йодидах растворов, образуя при этом комплексные анионы. От большинства галогенов I отличается тем, что он не вступает в реакции с большинством представителей неметаллов и не спеша реагирует с металлами, при этом его необходимо нагревать. С водородом реагирует, лишь подвергаясь сильному нагреванию, а реакция является эндотермической.
Редкий галоген астат (At) проявляет реакционные способности меньше йода, однако может реагировать с металлами. В результате диссоциации возникают как анионы, так и катионы.
Характеристика галогенов
Атомы этих элементов содержат по 7 валентных электронов, и в основном состоянии их электронная конфигурация — это s2p5. До полного октета и в то же время до электронной конфигурации ближайшего благородного газа, галогенам не хватает только одного электрона. Они проявляют значительную склонность к притяжению недостающего им электрона с образованием одноотрицательного аниона X— или, в случае, когда разница в электроотрицательности галогена и связывающегося с ним элемента недостаточно велика — к образованию ковалентной связи. Притяжение электрона связано со значительным электронным сродством галогенов, поскольку, как и в случае с атомами кислорода, присоединение электрона к свободному атому приводит к выделению энергии. Если рассматривать обратную ситуацию, то отрыв электрона от сильно электроотрицательного галогена с целью образования катиона X+ требует огромных затрат энергии.
Галогены очень реакционноспособны и относятся к числу наиболее химически активных веществ. При комнатной температуре они вступают в реакции со многими химическими соединениями и чрезвычайно быстро соединяются со многими элементами. Эта реакционная способность уменьшается от фтора к иоду, так как из-за относительно низкой энергии химических связей в двухатомных молекулах галогенов они легко разрываются. Еще одна важная особенность галогенов — они являются очень сильными окислителями. Их стандартные потенциалы:
- фтор — 2,866;
- хлор — 1,35827;
- бром — 1,0873;
- иод — 0,5355;
- астат — 0,3.
Фтор, обладая высоким потенциалом, является самым сильным окислителем во всей группе, а также одним из самых сильных во всей периодической таблице элементов.
Страницы
- Главная страница
- ОСНОВЫ ОБЩЕЙ ХИМИИ
- 1.1 Важнейшие классы неорганических веществ
- 2.1 Вещества. Атомы
- 2.2 Размеры атомов
- 2.3 Молекулы. Химические формулы
- 2.4 Простые и сложные вещества
- 2.5 Валентность элементов
- 2.6 Моль. Молярная масса
- 2.7 Закон Авогадро
- 2.8 Закон сохранения массы веществ
- 2.9 Вывод химических формул
- 3.1 Строение атома. Химическая связь
- 3.2 Строение атома
- 3.4 Строение электронной оболочки атома
- 3.5 Периодическая система химических элементов
- 3.6 Зависимость свойств элементов
- 3.7 Химическая связь и строение вещества
- 3.8 Гибридизация орбиталей
- 3.9 Донорно-акцепторный механизм образования
- 3.10 Степени окисления элементов
- 4.1 Классификация химических реакций
- 4.2 Тепловые эффекты реакций
- 4.3 Скорость химических реакций
- 4.4 Необратимые и обратимые реакции
- 4.5 Общая классификация химических реакций
- НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ
- 5.1 Растворы. Электролитическая диссоциация
- 5.2 Количественная характеристика состава растворов
- 5.3 Электролитическая диссоциация
- 5.4 Диссоциация кислот, оснований и солей
- 5.5 Диссоциация воды
- 5.6 Реакции обмена в водных растворах электролитов
- 5.7 Гидролиз солей
- 6.1 Важнейшие классы неорганических веществ
- 6.2 Кислоты, их свойства и получение
- 6.3 Амфотерные гидроксиды
- 6.4 Соли, их свойства и получение
- 6.5 Генетическая связь между важнейшими классами
- 6.6 Понятие о двойных солях
- 7.1 Металлы и их соединения
- 7.2 Электролиз
- 7.3 Общая характеристика металлов
- 7.4 Металлы главных подгрупп I и II групп
- 7.5 Алюминий
- 7.6 Железо
- 7.7 Хром
- 7.8 Важнейшие соединения марганца и меди
- 8.1 Неметаллы и их неорганические соединения
- 8.2 Водород, его получение
- 8.3 Галогены. Хлор
- 8.4 Халькогены. Кислород
- 8.5 Сера и ее важнейшие соединения
- 8.6 Азот. Аммиак. Соли аммония
- 8.7 Оксиды азота. Азотная кислота
- 8.8 Фосфор и его соединения
- 8.9 Углерод и его важнейшие соединения
- 8.10 Кремний и его важнейшие соединения
- ОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ
- 9.1 Основные положения органической химии. Углеводороды
- 9.2 Электронные эффекты заместителей в органических соединениях
- 9.3 Предельные углеводороды (алканы)
- 9.3.1 Насыщенные УВ. Метан
- 9.4 Понятие о циклоалканах
- 9.5 Непредельные углеводороды
- 9.6 Диеновые углеводороды (алкадиены)
- 9.7 Алкины
- 9.8 Ароматические углеводороды
- 9.9 Природные источники углеводородов
- 10.1 Кислородсодержащие органические соединения
- 10.2 Фенолы
- 10.3 Альдегиды
- 10.4 Карбоновые кислоты
- 10.5 Сложные эфиры. Жиры
- 10.6 Понятие о поверхностно-активных веществах
- 10.7 Углеводы
- 11.1 Амины. Аминокислоты
- 11.2 Белки
- 11.3 Понятие о гетероциклических соединениях
- 11.4 Нуклеиновые кислоты
- 12.1 Высокомолекулярные соединения
- 12.2 Синтетические волокна
Кислород
Химический элемент кислород расположен во 2-м периоде VIA подгруппе. Его электронная формула 1s22s22p4. Простое вещество кислород — газ без цвета и запаха, мало растворим в воде. Сильный окислитель. Его характерные химические свойства:
Реакции простых и сложных веществ с кислородом часто сопровождаются выделением тепла и света. Такие реакции называют реакциями горения.
Кислород широко используется практически во всех областях химической промышленности: для производства чугуна и стали, производства азотной и серной кислоты. Огромное количество кислорода потребляется в процессах тепловой энергетики.
В последние годы обострилась проблема сохранения запасов кислорода в атмосфере. До настоящего времени единственным источником, пополняющим запасы атмосферного кислорода, является жизнедеятельность зелёных растений.
Азот
Химический элемент азот — находится во 2-м периоде, V группе, главной подгруппе периодической системы Д.И. Менделеева. Его электронная формула 1s22s22p3. В своих соединениях азот проявляет степени окисления –3, –2, +1,+2, +3, +4, +5.
Простое вещество азот — газ без цвета и запаха, малорастворимый в воде. Типичный неметалл. В обычных условиях химически мало активен. При нагревании вступает в окислительно-восстановительные реакции.
Азот образует оксиды состава N2O, NO, N2O3, NO2, N2O4, N2O5. При этом N2O, NO, являются несолеобразующими оксидами, для которых характерны окислительно-восстановительные реакции; N2O3, NO2, N2O4, N2O5 — солеобразующие кислотные оксиды, для которых также характерны окислительно-восстановительные реакции, в том числе реакции диспропорционирования.
Химические свойства оксидов азота:
Азот образует летучее водородное соединение состава NH3, аммиак. При обычных условиях это бесцветный газ с характерным резким запахом; температура кипения –33,7 °C, температура плавления –77,8 °C. Аммиак хорошо растворим в воде (700 объёмов NH3 на 1 объём воды при 20 °C) и ряде органических растворителей (спирт, ацетон, хлороформ, бензол).
Химические свойства аммиака:
Азот образует азотистую кислоту HNO2 (в свободном виде известна только в газовой фазе или растворах). Это слабая кислота, её соли называют нитритами.
Кроме того, азот образует очень сильную азотную кислоту HNO3. Особенностью азотной кислоты является то, что при её окислительно-восстановительных реакциях с металлами не выделяется водород, а образуются различные оксиды азота или соли аммония, например:
В реакциях с неметаллами концентрированная азотная кислота ведёт себя как сильный окислитель:
Также азотная кислота способна окислять сульфиды, йодиды и т. д.:
Подчеркнём ещё раз. Запись уравнений окислительно-восстановительных реакций с участием HNO3 обычно условна. Как правило, в них указывают лишь продукт, образующийся в большем количестве. В некоторых из таких реакций в качестве продукта восстановления обнаружен водород (реакция разбавленной HNO3 с Mg и Mn).
Соли азотной кислоты называют нитратами. Все нитраты хорошо растворимы в воде. Нитраты термически нестабильны и при нагревании легко разлагаются.
Особые случаи разложения нитрата аммония:
Общие закономерности термического разложения нитратов: