Галогены (стр. 1 из 4)

Реферат

Галогены

Содержание

Введение

Глава I. Свойства галогенов

1.1. Физические свойства

А) Фтор

Б) Хлор

В) Бром

Г) Иод

Д) Астат

1.2. Химические свойства

Глава II. Получение и применение

Заключение

Литература

Введение

Галогены (от греч. halos – соль и genes – рождающий, рождённый) находятся в главной подгруппе VII группы периодической системы химических элементов.

К галогенам относят фтор, хлор, бром, иод и астат.

Хим. знак	Распределение электронов
	по энергетическим уровням	по энергетическим уровням и подуровням	по орбиталям
F	+9F 2ē, 7ē	+9F 1s22s22p5	1s2 2s2 2p5+9F
Cl	+17Cl 2ē, 8ē, 7ē	+17Cl 1s22s22p63s23p53d0	3s2 3p5 3d0+17Cl …
Br	+35Br 2ē, 8ē, 18ē, 7ē	+35Br …3d0׀ 4s24p54d0	4s2 4p5 4d0+35Br …
I	+53I 2ē, 8ē, 18ē, 18ē, 7ē	+53I …4d0׀ 5s25p55d0	5s2 5p5 5d0+53I …

На наружном энергетическом уровне атомов галогенов находятся 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.

Глава I. Свойства галогенов

1.1. Физические свойства

Вещество	Агрегатное состояние при обычных условиях	Цвет	Запах	Температура плавления, °С	Температура кипения, °С
Фтор F2	Газ	Светло-жёлтый	Резкий, раздражающий	–220	–188
Хлор Cl2	Газ	Жёлто-зелёный	Резкий, удушливый	–101	–34
Бром Br2	Жидкость	Буровато-коричневый	Резкий, зловонный	–7	+58
Иод I2	Твёрдое вещество	Чёрно-фиолетовый с металлическим блеском	Резкий	+114	+186

А) Фтор

Фтор (лат. Fluorum),F – химический элемент VII группы периодической системы Менделеева, относится к галогенам, атомный номер 9, атомная масса 18,998403; при нормальных условиях (0 °С; 0,1 Мн/м², или 1 кгс/см²) - газ бледно-жёлтого цвета с резким запахом.

Природный фтор состоит из одного стабильного изотопа ¹⁹F. Искусственно получены пять радиоактивных изотопов: ¹⁶F с периодом полураспада Т_1/2< 1 сек, ¹⁷F(Т_1/2= 70 сек), ¹⁸F (Т_1/2= 111 мин), ²⁰F (Т_1/2 = 11,4 сек), ²¹F(Т_1/2= 5 сек).

Среднее содержание фтора в земной коре 6,25_*10^-2% по массе; в кислых изверженных породах (гранитах) оно составляет 8_*10^-2%, в основных - 3,7_*10^-2%, в ультраосновных – 10^-2%. Фтор присутствует в вулканических газах и термальных водах. Важнейшие соединения фтора - флюорит, криолит и топаз. Всего известно 86 фторсодержащих минералов. Соединения фтора находятся также в апатитах, фосфоритах и других. Фтор - важный биогенный элемент. В истории Земли источником поступления фтора в биосферу были продукты извержения вулканов (газы и др.).

Газообразный фтор имеет плотность 1,693 г/л (0 °С и 0,1 Мн/м², или 1 кгс/см²), жидкий - 1,5127 г/см³ (при температуре кипения); t_пл -219,61 °С; t_кип -188,13 °С. Молекула фтора состоит из двух атомов (F₂); при 1000 °С 50% молекул диссоциирует, энергия диссоциации около 155±4 кдж/моль (37±1 ккал/моль). Фтор плохо растворим в жидком фтористом водороде; растворимость 2,5_*10^-3 г в 100 г НF при -70 °С и 0,4_*10^-3 г при -20 °С; в жидком виде неограниченно растворим в жидком кислороде и озоне. Конфигурация внешних электронов атома фтора 2s² 2р⁵. В соединениях проявляет степень окисления -1. Ковалентный радиус атома 0,72А, ионный радиус 1,33А. Сродство к электрону 3,62 эв, энергия ионизации (F ® F+) 17,418 эв. Высокими значениями сродства к электрону и энергии ионизации объясняется сильная электроотрицательность атома фтора, наибольшая среди всех других элементов. Высокая реакционная способность фтора обусловливает экзотермичность фторирования, которая, в свою очередь, определяется аномально малой величиной энергии диссоциации молекулы фтора и большими величинами энергии связей атома фтора с другими атомами.

Б) Хлор

Хлор (лат. Chlorum), Cl - химический элемент VII группы периодической системы Менделеева, атомный номер 17, атомная масса 35,453; относится к семейству галогенов. При нормальных условиях (0 °С, 0,1 Мн/м²) жёлто-зелёный газ с резким раздражающим запахом. Природный хлор состоит из двух стабильных изотопов: ³⁵Cl (75,77%) и ³⁷Cl (24,23%). Искусственно получены радиоактивные изотопы с массовыми числами 32, 33, 34, 36, 38, 39, 40 и периодами полураспада Т_1/2 соответственно 0,31; 2,5; 1,56 сек; 3,1_*105 лет; 37,3; 55,5 и 1,4 мин. ³⁶Cl и ³⁸Cl используются как изотопные индикаторы.

Xлор встречается в природе только в виде соединений. Среднее содержание хлора в земной коре 1,7_*10^-2% по массе, в кислых изверженных породах - гранитах 2,4_*10^-2, в основных и ультраосновных 5_*10^-3. Основную роль в истории хлора в земной коре играет водная миграция. В виде иона Cl^- он содержится в Мировом океане (1,93%), подземных рассолах и соляных озерах. Число собственных минералов (преимущественно природных хлоридов) 97, главный из них - галит NаCl. Известны также крупные месторождения хлоридов калия и магния и смешанных хлоридов: сильвин КCl, сильвинит (Nа, К) Cl, карналлит КCl_*МgCl_2*6Н₂О, каинит КCl_*МgSO_4*ЗН₂О,бишофит МgCl_2*6Н₂О. В истории Земли большое значение имело поступление содержащегося в вулканических газах НCl в верхние части земной коры.

Xлор имеет t_кип - 34,05 °С, t_пл - 101 °С.Плотность газообразного хлора при нормальных условиях 3,214 г/л; насыщенного пара при 0 °С 12,21 г/л; жидкого хлора при температуре кипения 1,557 г/см³; твёрдого хлора при -102 °С 1,9 г/см³. Давление насыщенных паров хлора при 0 °С 0,369; при 25 °С 0,772; при 100 °С 3,814 Мн/м² или соответственно 3,69; 7,72; 38,14 кгс/см². Теплота плавления 90,3 кдж/кг (21,5 кал/г); теплота испарения 288 кдж/кг (68,8 кал/г); теплоёмкость газа при постоянном давлении 0,48 кдж/(кг_*К) [0,11 кал/(г_*°С)]. Xлор хорошо растворяется в ТiСl₄, SiCl₄, SnCl₄ и некоторыхорганических растворителях (особенно в гексане и четырёххлористом углероде). Молекула хлора двухатомна (Cl₂). Степень термической диссоциации Cl₂+243 кдж Û 2Cl при 1000 К равна 2,07_*10^-4%, при 2500 К 0.909%.

Внешняя электронная конфигурация атома Сl Зs² 3р⁵. В соответствии с этим хлор в соединениях проявляет степени окисления -1, +1, +3, +4, +5, +6 и +7. Ковалентный радиус атома 0,99А, ионный радиус Сl^- 1,82А, сродство атома хлора к электрону 3,65 эв, энергия ионизации 12,97 эв.