Галогени

Частина 1. Фізичні властивості галогенів

Перш ніж приступити до хімії галогенів та їх сполук, зрозуміємо, з чим ми взагалі маємо справу. Познайомимося з фізичними властивостями галогенів, які ми розглядатимемо, а саме фтору, хлору, брому та йоду.

Усі галогени мають у вільному стані двоатомну молекулу F₂, Cl₂, Br₂, I₂ з неполярним ковалентним зв'язком, а в твердому стані всі галогени мають молекулярну кристалічну решітку, яка виявляє себе в їх фізичних властивостях.

Таблиця фізичних властивостей галогенів:

З таблиці можна дійти невтішного висновку: зі збільшенням їх молекулярної маси (F2>Cl2>Br2>I2), отже та його щільностей і атомних радіусів, збільшуються їх температури кипіння і плавлення з допомогою кращого прояви межмолекулярных взаємодій.

Частина 2. Галогени та їх місце проживання в Періодичній системі (ПС)

Від положення елемента у Періодичній системі хіміки можуть зробити деякі висновки про нього. Наприклад, знайоме вам зі школи поняття про електронегативність (ЕО), радіус атома, але також існують інші характеристики, такі як спорідненість до електрона або потенціал іонізації.

Усі галогени, зокрема й ті, які ми розглядатимемо, тобто фтор, хлор, бром, йод перебувають у самому кінці таблиці Менделєєва, у 7 групі, головній підгрупі (7А).Якщо по порядку збільшення періодів (згори донизу), то “наші” галогени розташовуються від фтору до йоду гаразд: фтор, хлор, бром, йод (у порядку збільшення їхнього атомного радіусу).

Як відомо, найбільшу ЕО має фтор (найменший радіус атома), а значить у ряді галогенів: фтор, хлор, бром, йод, ЕО поступово зменшуватиметься, що, як ми побачимо надалі, позначатиметься на їх хімічних властивостях.

Частина 3. Електронна будова атомів 7А-підгрупи

Залежно від положення елемента ПС змінюється його електронна будова. Розглянемо електронну будову атомів фтору, хлору, брому та йоду.

Cl: 1s(2) 2s(2) 2p(6) 3s(2) 3p(5)

Br: 1s(2) 2s(2) 2p(6) 3s(2) 3p(6) 3d(10) 4s(2) 4p(5)

I: 1s(2) 2s(2) 2p(6) 3s(2) 3p(6) 3d(10) 4s(2) 4p(6) 4d(10) 5s(2) 5p(5)

Оскільки всі галогени перебувають у 7А-подгруппе і з їх електронного будівлі можна побачити, що валентні оболонки мають ідентичну будову, отже, і однакову кількість електронів ними. Тоді запишемо загальну формулу електронної будови галогенів, що розглядаються нами, в основному спираючись на валентні електрони, що цікавлять нас, оскільки саме вони будуть задіяні в хімічних реакціях.

Де Hal-галоген, а n-порядковий номер валентного підрівня.

Звернімо увагу, що всім галогенам не вистачає лише 1 електрона для стійкої 8-електронної конфігурації, тому прийнято вважати, що поєднуючись з металами вони зв'язуються іонним зв'язком, утворюючи солі. До речі, і сама назва "галоген" означає "що народжує солі".

Частина 4. Хімічні властивості галогенів та галогеновмісних сполук

Галогени дуже сильні окислювачі.Фтор у хімічних реакціях виявляє лише окислювальні властивості, і для нього характерний ступінь окислення -1. Інші галогени можуть виявляти і відновлювальні властивості при взаємодії з більш електронегативними елементами - фтором, киснем, азотом, при цьому ступеня їхнього окислення можуть набувати значення +1, +3, +5, +7. Відновлювальні властивості галогенів посилюються від хлору до йоду, що пов'язане зі зростанням радіусів.

Хімічна активність галогенів, як неметалів, від фтору до йоду слабшає, у кристалів йоду утворюється металевий блиск.

Кожен галоген є найсильнішим окисником у своєму періоді.

У хімічних реакціях під символом Hal розуміють галоген, саме F, Cl, Br, I. Це означає, що така реакція й у всіх перелічених галогенів.

Галогени як прості речовини.

а) F2 одержують електролізом розплавів солей галогенідів

б) Cl₂, Br₂, I₂ - Електроліз розплавів та розчинів солей галогенідів

Використовуються різні окислювально-відновні реакції.

ХІМІЧНІ ВЛАСТИВОСТІ

Fe+I₂=FeI₂ т.к. йод слабший окислювач, він на відміну фтору, хлору і брому окислить залізо до ступеня окислення +2, а чи не +3

Al+I₂=AlI₃ реакція проходить у присутності кількох крапель води з утворенням фіолетового диму

Але йоду знову мало окисних властивостей, щоб окислити фосфор до максимального ступеня окиснення.

H₂O+Cl₂=HCl+HClO оборотна реакція

H₂O+Br₂=HBr+HBrO оборотна реакція

а) для безкисневих кислот

Кожен вищестоящий в ПС галоген витісняє нижчий його безкисневих солей і кислот

б) для кислот-окислювачів

Специфічної взаємодії йоду з концентрованою азотною кислотою

Кожен нижчестоящий в ПС галоген витісняє вищий з їх кисневмісних солей і кислот

У ряді HF HCl HBr HI збільшуються кислотні властивості, так як з положення в ПС і радіусів атомів F, Cl, Br, і I слід, що F, володіючи найбільшою ЕО, здатний притягувати H до себе сильніше, ніж інші кислоти, внаслідок чого кислотність HF мала, а I у свою чергу володіючи великим розміром і малою ЕО легше віддає протон, тобто кислотність HI в цьому ряду найбільша.

Також у ряді HF HCl HBr HI збільшуються відновлювальні властивості. Це випливає з положень ЕО у F, Cl, Br і I. Фтор володіючи найбільшою ЕО проявляє відновлювальні властивості найгірше, а відповідно і HF поводиться також. У йоду ситуація рівно протилежна, ЕО йоду в ряді галогенів найменша, тому йод і йодоводородна кислота мають більш виражені відновлювальні властивості.

Для HBr та HI застосовують різні ОВР