Общая характеристика элементов VIIА группы

Элементы VIIА группы перйодической системы химических элементов называются галогенами (от греч. halos – соль и genes – рождающий, т.е. в переводе – солероды). К галогенам относят фтор, хлор, бром, йод и астат. Названия всех галогенов, за исключением фтора, происходят от греческих слов:

– фтор (от латинского флуо) – течь, текучий;

– хлор (от греческого хлорос) – желто-зеленый;

– бром (от греческого бромос) – зловонный;

– йод (от греческого йодес) – фиолетовый;

– астат (от греческого астатос) – неустойчивый.

Галогены гораздо больше похожи между собой, чем неметаллы других групп. Они относятся к самым активным неметаллам. Атомы этих элементов содержат на внешнем энергетическом уровне семь валентных электронов (ns²np⁵), до его завершения им не хватает только одного электрона и поэтому галогены проявляют сильные окислительные свойства.

Атомы галогенов на внешней электронной оболочке имеют один неспаренный электрон, поэтому в соединениях все они могут проявлять валентность I. Атомы элементов VIIА группы (кроме фтора) могут переходить в возбужденное состояние и увеличивать число неспаренных электронов до 3, 5, 7 и соответственно в соединениях проявлять валентность III, V, VII. Атом фтора не может переходить в возбужденное состояние, так как на внешней электронной оболочке не имеет свободных атомных орбиталей. Поэтому в соединениях фтор не может проявлять высшую валентность равную номеру группы – VII. В большинстве соединений фтор одновалентен, максимальная валентность фтора – IV.

Как наиболее электроотрицательный элемент, фтор в соединениях с другими элементами проявляет постоянную степень окисления –1. Остальные галогены могут проявлять эту степень окисления в соединениях с металлами и менее электроотрицательными неметаллами. Кроме того, они проявляют положительные нечетные степени окисления от +1 до +7 в соединениях с более электроотрицательными неметаллами.

В группе с увеличением порядкового номера окислительные свойства уменьшаются в связи с увеличением радиуса атомов: от фтора к астату возрастают их восстановительные свойства (таблица 1). Аналогично уменьшается и значение относительной электроотрицательности галогенов.

Из-за высокой окислительной способности галогены в природе в виде простых веществ практически не встречаются, они входят в состав различных солей. Отсюда произошло название «галогены» – «солероды».

Таблица 1 – Характеристики атомов элементов галогенов

В свободном состоянии галогены состоят из двухатомных молекул: F₂, Cl₂, Br₂, I₂, Аt₂. Астат в природе встречается в следовых количествах. Все его изотопы радиоактивны. От фтора к йоду изменяются физические свойства галогенов: увеличивается плотность, увеличиваются размеры атомов, повышаются температуры кипения и плавления.

При обычных условиях F₂ и Сl₂ – газы, Вr₂ – жидкость, I₂ и At₂ – твердые вещества. С увеличением атомной массы окраска галогенов становится более интенсивной – от бледно-желтой у фтора до темно-красной у брома и темно-фиолетовой у йода. В твердом состоянии галогены образуют молекулярные кристаллы. Жидкие галогены являются диэлектриками. Все галогены, кроме фтора, растворяются в воде, йод растворяется хуже, чем хлор и бром; F₂ окисляет воду.

Соединения галогенов с водородом, галогеноводороды, имеют общую формулу ННal. При обычных условиях галогеноводороды представляют собой газообразные вещества с характерным запахом, ядовиты, хорошо растворимы в воде. Растворы галогеноводородов в воде имеют кислую среду и являются кислотами: НF – плавиковая (фтороводородная), HCl – соляная (хлороводородная), HBr – бромоводородная, HI – йодоводородная, HАt – астатоводородная. В этом ряду кислотные свойства усиливаются. Плавиковая кислота является слабым электролитам, остальные галогеноводородные кислоты – сильные электролиты. В ряду НF, HCl, HBr, HI, HАt восстановительные свойства усиливаются.

Соединения галогенов с кислородом могут быть получены только косвенным путем. Фтор образует фториды кислорода: O₂F₂, OF₂. Остальные галогены образуют кислотные оксиды Э₂О, Э₂О₃, Э₂О₅, Э₂О₇. С повышением степени окисления кислотные свойства оксидов и соответствующих им кислот возрастают.

Фтор

Атом фтора в основном состоянии имеет электронную конфигурацию:

[1s²]2s²2p⁵

Наличием одного неспаренного электрона обуславливается сходство фтора с водородом. Однако различие в общем числе валентных электронов и орбиталей предопределяет значительное отличие этих элементов друг от друга. Степень окисления фтора как самого электроотрицательного элемента (4,0 по шкале Полинга) в соединениях –1. В большинстве соединений атом фтора проявляет валентность I. Максимальная валентность атома фтора, согласно теории валентных связей, как и других элементов 2-го перйода, равна четырем.

Фтор образует двухатомные молекулы F₂. Поскольку, на связывающих орбиталях имеется на два электрона больше, чем на разрыхляющих, порядок связи в молекуле F₂ принимается равным 1:

....

: F – F:

....

Фтор достаточно химически активен и является сильнейшим окислителем. Высокая химическая активность фтора объясняется тем, что его молекула имеет низкую энергию диссоциации (159 кДж/моль), в то время как химическая связь в большинстве соединений фтора отличается большой прочностью (порядка 200–600 кДж/моль). В атмосфере фтора горят такие стойкие вещества, как стекло (в виде стекловаты), вода.

В этих реакциях в качестве одного из продуктов горения образуется кислород, т.е. фтор является более активным окислителем, чем кислород.

Поиск по сайту: