Водород

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 P_n, состоит из полимерных молекул разной длины. При нагревании возгоняется. Чёрный фосфор состоит из непрерывных цепей P_n, 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.

1. 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: