|
|||||||
АвтоАвтоматизацияАрхитектураАстрономияАудитБиологияБухгалтерияВоенное делоГенетикаГеографияГеологияГосударствоДомДругоеЖурналистика и СМИИзобретательствоИностранные языкиИнформатикаИскусствоИсторияКомпьютерыКулинарияКультураЛексикологияЛитератураЛогикаМаркетингМатематикаМашиностроениеМедицинаМенеджментМеталлы и СваркаМеханикаМузыкаНаселениеОбразованиеОхрана безопасности жизниОхрана ТрудаПедагогикаПолитикаПравоПриборостроениеПрограммированиеПроизводствоПромышленностьПсихологияРадиоРегилияСвязьСоциологияСпортСтандартизацияСтроительствоТехнологииТорговляТуризмФизикаФизиологияФилософияФинансыХимияХозяйствоЦеннообразованиеЧерчениеЭкологияЭконометрикаЭкономикаЭлектроникаЮриспунденкция |
Лекция № 2. Элементы VII-A-подгрупы (галогены)Элементы VIIA-подгруппы: фтор - F, хлор - Cl, бром - Br, иод - I (галогены) и радиоактивный астат - At. Фтор и иод представлены в природе одними изотопами - 19F и 127I, хлор и бром имеют по два природных изотопа: 35Cl (75,5%) и 37Cl (24,5%); 79Br (50,5%) и 82Br (49,5%). Радиоактивный изотоп 131I (период полураспада 8 суток) - один из наиболее опасных продуктов деления урана, поскольку накапливается в щитовидной железе. Астат в природе практически не встречается, его получают искусственным путем. Самый долгоживущий изотоп 211At имеет период полураспада 8,3 часа. Общая электронная формула галогенов - ns2np5 - обусловливает проявление в большинстве их соединений степени окисления -1. Для фтора, обладающего самой высокой электроотрицательностью (4,0 по Полингу), данная степень окисления является единственной. Хлор, бром и иод могут проявлять более высокие степени окисления (в основном +1, +3, +5 и +7) за счет использования вакантных орбиталей d-подуровня, как показано на схеме для атома хлора:
Фтор и хлор - распространенные элементы земной коры (0,03 и 0,02 мол.% соответственно). Кларки брома и иода выражаются значительно более скромными числами (8,5×10-5 и 4×10-6 мол.%). Основные минералы фтора и хлора: CaF2 - плавиковый шпат (флюорит), Na3[AlF6] - криолит, Ca5(PO4)3F - фторапатит, NaCl - каменная соль (галит), KCl - сильвин, NaCl×KCl - сильвинит, KCl×MgCl2×6H2O - карналлит. Бром и иод самостоятельных минералов не образуют и обычно сопутствуют хлору. Иод накапливается некоторыми морскими водорослями. Все галогены играют важную биологическую роль. Фтор входит в состав зубной эмали. Пониженное содержание фтора в питьевой воде (меньше 0,5 мг/л) способствует развитию кариеса. Однако, повышенное содержание фтора приводит к другому заболеванию зубов - флюорозу. Хлор поступает в организм человека в основном в виде поваренной соли (дневная норма составляет 4 - 8 г) и участвует в образовании желудочного сока, содержащего 0,3 % хлороводорода. Иод концентрируется в основном в щитовидной железе и входит в состав тироксина - гормона щитовидной железы. Недостаточное поступление иода в организм приводит к нарушению обмена веществ, замедлению роста и ослаблению умственного развития (кретинизм), а также к развитию базедовой болезни. Содержание брома в организме среднего человека (масса тела 70 кг) составляет 260 мг, но биологическая роль данного элемента в настоящее время еще не изучена. Физические свойства. Галогены образуют простые вещества с двухатомными молекулами: F2 – светло-желтый газ, т.кип. -188 °С, т.пл. -220 °С, Cl2 – желто-зеленый газ, т.кип. -34 °С, т.пл. -101 °С, Br2 - тяжелая красно-бурая жидкость, т.кип. 59 °С, I2 - черно-фиолетовые кристаллы с металлическим блеском, легко переходящие в газообразное состояние, минуя жидкое (сублимация или возгонка). Хлор легко сжижается при давлении более 6 атм. и комнатной температуре, ограниченно растворяется в воде (в одном объеме воды 2 объема хлора). Бром и иод плохо растворимы в воде (3,6 г брома или 0,03 г иода на 100 г воды), но хорошо растворимы в некоторых органических растворителях. Фтор с водой реагирует. Фтор и хлор чрезвычайно токсичны, вызывают глубокое поражение органов дыхания, отек слизистых и легких. Бром сильно разъедает кожу и резину. Иод в больших концентрациях токсичен и может вызвать поражение органов дыхания (иодный насморк), в умеренных концентрациях обладает дезинфицирующим действием. Получение и применение галогенов. Фтор получают электролизом раствора фторида калия в жидком фтористом водороде. Хлор в промышленности обычно получают электролизом раствора хлорида натрия или калия: эл.ток 2КСl + 2H2O ® H2 + Cl2 + 2КОН катод анод раствор Лабораторным методом получения хлора является окисление концентрированной соляной кислоты при нагревании. Например:
2KMnO4 + 16HCl = 2MnCl2 + 2KCl + 5Cl2 + 8H2O; t MnO2 + 4HCl = MnCl2 + Cl2 + 2H2O Бром и иод получают действием окислителей (KMnO4, MnO2, РbO2, K2Cr2O7, KClO3) на растворы бромидов или хлоридов. В промышленных условиях дешевым и удобным окислителем является хлор: 2KI + Cl2 = 2KCl + I2 Фтор используется для разделения изотопов урана, как окислитель ракетного топлива, для синтеза хладоагентов и полимерных материалов - фторопластов, например, фреона CF2Cl2 или тефлона (С2F4)n. Хлор применяют для обеззараживания питьевой воды, для получения хлороводородной кислоты, используется в синтезе хлорорганических производных, в металлургии. Бром используется для получения лекарственных препаратов и ядохимикатов. Иод применяют в цветной металлургии, ракетной технике, в медицине. Химические свойства. В виде простых веществ галогены исключительно активные неметаллы. Особенно активен фтор, что обусловлено малой энергией диссоциации молекулы F2 (159 кДж/моль) и низкой энергией активации реакций с ее участием (меньше 4 кДж/моль). С водородом фтор реагирует уже при -252 °С. H2 + F2 = 2HF При температуре -190 °С фтор реагирует с серой и фосфором: S + 3F2 = SF6; 2P + 5F2 = 2PF5 Активность фтора столь высока, что при высоких температурах он окисляет платину и тяжелые инертные газы: Pt + 2F2 = PtF4; Xe + 2F2 = XeF4 Непосредственно со фтором не взаимодействуют только гелий, неон, аргон, азот и углерод в виде алмаза. Легко взаимодействует фтор с оксидами. В его атмосфере горят даже стекло и вода: SiO2 + 2F2 = SiF4 + O2; 2H2O + 2F2 = 4HF + O2 Хлор по активности незначительно уступает фтору. Не взаимодействует только с инертными газами, кислородом и азотом. При незначительном нагревании реагирует с фосфором, мышьяком, сурьмой, кремнием, натрием и магнием.
2Fe + 3Cl2 2FeCl3 ; Cu + Cl2 CuCl2; Si + 2Cl2 SiCl4 Фосфор и сера реагируют с хлором ступенчато: 2S + Cl2 S2Cl2; 2P + 3Cl2 2PCl3; дихлорид дисеры хлорид фосфора(III) S2Cl2 + Cl2 2SCl2; PCl3 + Cl2 PCl5 хлорид серы(II) хлорид фосфора(V) При растворении в воде хлор частично с ней реагирует, диспропорционируя: Cl2 + H2O HCl + HOCl В растворах щелочей данное равновесие смещается вправо, при этом состав продуктов реакции определяется температурой:
0 °C Cl2 + 2NaOH ¾® NaCl + NaClO + H2O; >70 °C 3Cl2 + 6NaOH ¾® 5NaCl + NaClO3 + 3H2O Химическая активность брома и иода по сравнению с хлором понижена, но вполне достаточна для взаимодействия с большинством неметаллов и металлов. В то же время бром и иод, равно как и хлор, окисляются фтором. Например:
Br2 + 3F2 = 2BrF3 Иод окисляется также азотной кислотой: I2 + 10HNO3(конц) = 2HIO3 + 10NO2 + 4H2O Так как активность хлора как окислителя выше, чем у брома и иода, он вытесняет их из водных растворов соответствующих солей:
Сl2 + 2KBr = Br2 + 2KCl; Cl2 + 2KI = I2 + 2KCl Хлор и бром довольно легко замещают атомы водорода в органических соединениях и присоединяются по кратным связям углерод - углерод:
hn CH4 + Cl2 ® CH3Cl + HCl; HCºCH + 2Cl2 ® Cl2HC-CHCl2 Фтор обычно разрушает органические соединения с выделением сажи и фтористого водорода. Реакции органических веществ с иодом осложняются неустойчивостью иодорганических соединений. Поиск по сайту: |
Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. Студалл.Орг (0.005 сек.) |