Положение галогенов в периодической таблице и строение их атомов. Хлор. Физические и химические свойства хлора. Применение.

Данный урок посвящен изучению темы «Свойства элементов и простых веществ галогенов». В материалах урока подробно рассмотрены особенности строения атомов элементов VIIА группы, характерные для них степени окисления, какие свойства характерны не только для элементов, но и для простых веществ галогенов.

I. Видео

II. Положение галогенов в ПСХЭ, строение их атомов

Галогены (от греч. ἁλός — соль и γένος — рождение, происхождение) – химические элементы VII-й группы главной подгруппы Периодической таблицы химических элементов Д.И. Менделеева. К галогенам относятся фтор F, хлор Cl, бром Br, йод I, астат At, а также (формально) искусственный элемент унунсептий Uus.

Название	Схема строения атома	Электронная формула
Фтор	F +9)₂)₇	…2s²2p⁵
Хлор	Cl +17)₂)₈)₇	…3s²3p⁵
Бром	Br +35)₂)₈)₁₈)₇	…4s²4p⁵
Йод	I +53)₂)₈)₁₈)₁₈)₇	…5s²5p⁵

На внешнем электронном слое атомов галогенов находятся 7 электронов. Электронная конфигурация валентного слоя данных элементов – …ns²np⁵. Для получения электронной конфигурации благородного газа им не хватает одного электрона, который они получают от других элементов ns²np⁵ns²np⁶ и существуют в форме аниона Hal^-

Наименьший радиус атома среди всех галогенов имеет фтор, поэтому у него самая высокая (даже среди всех химических элементов) относительная электроотрицательность. По этой причине не существует веществ, в которых фтор имел бы положительную степень окисления, не говоря о высшей степени окисления, соответствующей номеру группы (+7). Для фтора возможны степени окисления только –1 и 0. Остальные галогены в соединении с более электроотрицательным кислородом могут образовывать вещества, в которых степень окисления их атомов положительна. Таким образом, для Cl, Br, I характерны степени окисления -1, 0, +1, +3, +5, +7.

С увеличением порядкового номера химическая активность галогенов уменьшается, химическая активность галогенид-ионов F⁻, Cl⁻, Br⁻, I⁻, At⁻ уменьшается.

III. Как были открыты галогены

Выделение газообразного фтора из фторсодержащих веществ оказалось одной из самых трудных экспериментальных задач. Фтор обладает исключительной реакционной способностью; причем часто его взаимодействие с другими веществами происходит с воспламенением и взрывом.

Первыми жертвами фтора были два члена Ирландской Академии наук братья Георг и Томас Нокс. Томас Нокс скончался от отравления фтороводородом, а Георг стал инвалидом. Следующей жертвой стал бельгийский химик П. Лайет. Мученическую смерть при проведении опытов по выделению фтора принял французский химик Джером Никлес. Отравились, надышавшись небольшими количествами фтороводорода, а также получили серьезные ожоги французские химики Жозеф Гей-Люссак, Луи Тенар и английский химик Гемфри Дэви. При попытках выделить фтор при помощи электролиза его соединений нанесли ущерб своему здоровью французский химик Эдмон Фреми и английский электрохимик Георг Гор. Только в 1886 году французскому химику Анри Муассану сравнительно безболезненно удалось получить фтор. Муассан случайно обнаружил, что при электролизе смеси жидкого безводного HF и гидродифторида калия (KHF2) в платиновом сосуде на аноде выделяется светло-желтый газ со специфическим резким запахом. Однако, когда Муассан докладывал Парижской академии наук о своем открытии, один глаз ученого был закрыт черной повязкой:

Нобелевская премия по химии была присуждена Муассану в 1906 г "в признание большого объема исследований - получения элемента фтора и введения в лабораторную и промышленную практику электрической печи, названной его именем".

Первооткрывателем хлора оказался шведский аптекарь Карл Шееле, химическая интуиция которого была поистине поразительной, по словам французского химика Жана Батиста Дюма, Шееле "не мог прикоснуться к какому-либо телу без того, чтобы сделать открытие". В 32 года он был удостоен звания члена Стокгольмской академии наук, хотя был всего лишь аптекарским помощником, в том же году он получил место управляющего аптекой, принадлежавшей вдове Маргарите Соннеман, которая за два дня до смерти Шееле стала его женой.

Вот как описал Шееле свой опыт, выполненный в 1774 году: "Я поместил смесь черной магнезии с муриевой кислотой в реторту, к горлышку которой присоединил пузырь, лишенный воздуха, и поставил ее на песчаную баню. Пузырь наполнился газом, окрасившим его в желтый цвет: Газ имел желто-зеленый цвет, пронзительный запах":

Современное обозначение этой реакции таково:

MnO₂ + 4HCl = Cl₂ + MnCl₂ + 2H₂O.

В 1812 году французский химик Гей-Люссак дал этому газу современное название - хлор, что в переводе с греческого означает желто-зеленый.

Бром был открыт двадцатичетырехлетним лаборантом Антуаном-Жеромом Баларом. Балар изучал маточные рассолы южных соляных болот Франции. Во время одного из опытов, когда он подействовал на рассол хлором, он заметил появление весьма интенсивной желтой окраски, вызванной реакцией взаимодействия содержащегося в растворе бромида натрия с хлором. Через несколько лет напряженной работы Балар выделил необходимое количество темно-бурой жидкости, названной им муридом. В Парижской Академии наук Гей-Люссак и Тенар подтвердили открытие Баларом нового простого вещества, но нашли название неудачным и предложили свое - "бром", что в переводе с греческого означало «зловонный».

Впоследствии французский химик Шарль Жерар, не получивший кафедру химии во Французском колледже, которую передали Балару, высоко оценив открытие им брома, не смог удержаться от резкого восклицания : "Это не Балар открыт бром, а бром открыл Балара!"

Французский ученый Бернар Куртуа чтобы не отрываться от работы часто обедал у себя в лаборатории. У него был любимый кот, который во время обеда сидел обычно на плече своего хозяина. В один из дней во время обеда кот, чего-то испугавшись, прыгнул на пол, но попал на бутылки, стоявшие около лабораторного стола. В одной бутылке Куртуа приготовил для опыта суспензию золы водорослей (содержащей иодид натрия) в этаноле, а в другой находилась концентрированная серная кислота. Бутылки разбились и жидкости смешались. С пола стали подниматься клубы сине-фиолетового пара, которые оседали на окружающих предметах в виде мельчайших черно-фиолетовых кристалликов с металлическим блеском и едким запахом. Это и был новый химический элементйод. И случилось это в 1811 году

IV. Галогены в природе

Все галогены — энергичные окислители, поэтому встречаются в природе только в виде соединений. Содержание галогенов в земной коре снижается от фтора к астату. Причем, если фтор, бром и йод можно отнести к распространенным химическим элементам, то содержание астата в земной коре крайне мало. Галогены входят в состав многих минералов. Исключение составляет астат. Астат обнаружен в продуктах радиоактивного распада урана.

Соли галогенов (галогениды) входят в состав морской воды.


Минералы фтора	Минералы хлора

V. Хлор

1. Открытие хлора

Хлор Cl₂ - открыт К. Шеелев 1774 г, описавшим его выделение при взаимодействии пиролюзита с соляной кислотой в своём трактате о пиролюзите:

$mathsf{4HCl + MnO_2 rightarrow MnCl_2 + Cl_2uparrow + 2H_2O}$

Шееле отметил запах хлора, схожий с запахом царской водки, его способность взаимодействовать с золотом и киноварью, а также его отбеливающие свойства. Однако Шееле, в соответствии с господствовавшей в химии того времени теории флогистона, предположил, что хлор представляет собой дефлогистированную муриевую (соляную) кислоту. Бертолле и Лавуазье в рамках кислородной теории кислот обосновали, что новое вещество должно быть оксидом гипотетического элемента мурия. Однако попытки его выделения оставались безуспешными вплоть до работ Г. Дэви, которому электролизом удалось разложить поваренную соль на натрий и хлор, доказав элементарную природу последнего.

В 1811 г. Дэви предложил для нового элемента название «хлорин» (chlorine). Спустя год Ж. Гей-Люссак «сократил» название до хлора (chlore). В том же 1811 г. немецкий физик Иоганн Швейгерпредложил для хлора название «галоген» (дословно солерод), однако впоследствии этот термин закрепился за всей 17-й (VIIA) группой элементов, в которую входит и хлор.

2. Физические свойства хлора

Газообразный хлор относительно легко сжижается. Начиная с давления в 0,8 МПа (8 атмосфер), хлор будет жидким уже при комнатной температуре. При охлаждении до температуры в −34 °C хлор тоже становится жидким при нормальном атмосферном давлении. Жидкий хлор — жёлто-зелёная жидкость, обладающая очень высоким коррозионным действием (за счёт высокой концентрации молекул). Повышая давление, можно добиться существования жидкого хлора вплоть до температуры в +144 °C (критической температуры) при критическом давлении в 7,6 МПа.

3. Получение хлора

1. Окисление ионов Cl^- сильными окислителями или электрическим током:

MnO₂ + 4HCl→ MnCl₂ + Cl₂ + 2H₂O

2KMnO₄ + 16HCl→ 2MnCl₂ + 5Cl₂ + 2KCl + 8H₂O

Опыт: “Получение хлора”

K₂Cr₂O₇ + 14HCl→ 2CrCl₃ + 2KCl + 3Cl₂ + 7H₂O

2. Электролиз раствора NaCl (промышленный способ):

2NaCl + 2H₂O→ H₂ + Cl₂ + 2NaOH

4. Химические свойства

Хлор - сильный окислитель.

1) Реакции с металлами:

2К + Cl₂→ 2КCl

Опыт: “Взаимодействие хлора с калием”

Ni + Cl₂→ NiCl₂

2Fe + 3Cl₂→ 2FeCl₃

Опыт: “Взаимодействие хлора с железом”

Опыт: “Взаимодействие хлора с медью”

2) Реакции с неметаллами:

H₂ + Cl₂^{свет или}^t→ 2HCl

Опыт: “Взаимодействие хлора с водородом”

2P + 3Cl₂ → 2PCl_З

Опыт: “Взаимодействие хлора с фосфором”

3) Реакция с водой:

Cl₂ + H₂O↔ HCl + HClO

4) Реакции со щелочами:

Cl₂ + 2KOH → KCl + KClO + H₂O

3Cl₂ + 6KOH ^t→ 5KCl + KClO_З + 3H₂O

5) Вытесняет бром и йод из галогеноводородных кислот и их солей.

Cl₂ + 2KI → 2KCl + I₂

Cl₂ + 2HBr → 2HCl + Br₂

Cl₂ + 2H₂O→ H₂ + Cl₂ + 2NaOH

Анимация: “Использование хлора в Первой мировой войне”

VI. Сравнительная характеристика галогенов

1. Нахождение галогенов в природе

Галогены в природе находятся только в виде соединений.

Фтор встречается исключительно в виде солей, рассеянных по различным горным породам. Общее содержание фтора в земной коре составляет 0,02% атомов. Практическое значение имеют минералы фтора: CaF2 - плавиковый шпат (рис.1), Na2AlF6 - криолит (рис.2), Ca5F(PO4)3 - фторапатит (рис.3).

Рис.1. Плавиковый шпат Рис.2. Криолит Рис.3. Фторапатит

Важнейшим природным соединением хлора является хлорид натрия (галит), который служит основным сырьем для получения других соединений хлора. Главная масса хлорида натрия находится в воде морей и океанов. Воды многих озер также содержат значительное количество NaCl – таковы, например озера Эльтон и Баскунчак. Встречаются другие соединения хлора, например, KСl - сильвин, MgCl2*KCl*6HO - карналлит, KCl*NaCl - сильвинит.
Бром встречается в природе в виде солей натрия и калия вместе с солями хлора, а также в воде соленых озер и морей. Бромиды металлов содержатся в морской воде. В подземных буровых водах, имеющих промышленное значение, содержание брома составляет от 170 до700мг/л. Общее содержание брома в земной коре 3*10-5% атомов.
Соединения йода имеются в морской воде, но в столь малых количествах, что непосредственное выделение их из воды очень затруднительно. Однако существуют некоторые водоросли, которые накапливают йод в своих тканях, например ламинарии. Зола этих водорослей служит сырьем для получения йода. Значительное количество йода( от 10 до 50мг/л.) содержатся в подземных буровых водах. Содержание йода в земной коре 4*10-6 % атомов. Существуют незначительные залежи солей йода - KIO3 и KIO4 - В Чили и Боливии.

Общая масса астата на земном шаре по оценкам не превышает 30 г.

Таблица. Электронное строение и некоторые свойства атомов и молекул галогенов

Символ элемента	F	Cl	Br	I	At
Порядковый номер	9	17	35	53	85
Строение внешнего электронного слоя	2s22p5	3s23p5	4s24p5	5s25p5	6s26p5
Относительная электро отрицательность (ЭО)	4,0	3,0	2,8	2,5	~2,2
Радиус атома, нм	0,064	0,099	0,114	0,133	–
Степени окисления	-1	-1, +1, +3, +5, +7			–
Агрегатное состояние	Бледно-зел. газ	Зел-желт. газ	Бурая жидкость	Темн-фиол. кристаллы	Черные кристаллы
t°пл.(°С)	-219	-101	-8	114	227
t°кип.(°С)	-183	-34	58	185	317
ρ (г/см3 )	1,51	1,57	3,14	4,93	–
Растворимость в воде (г / 100 г воды)	реагирует с водой	2,5 : 1 по объему	3,5	0,02

Название	Схема строения атома	Электронная формула
Фтор	F +9)2)7	…2s22p5
Хлор	Cl +17)2)8)7	…3s23p5
Бром	Br +35)2)8)18)7	…4s24p5
Йод	I +53)2)8)18)18)7	…5s25p5

1) Общая электронная конфигурация внешнего энергетического уровня - nS2nP5.

2) С возрастанием порядкового номера элементов увеличиваются радиусы атомов, уменьшается электроотрицательность, ослабевают неметаллические свойства (увеличиваются металлические свойства); галогены - сильные окислители, окислительная способность элементов уменьшается с увеличением атомной массы.

3) С увеличением атомной массы окраска становится более темной, возрастают температуры плавления и кипения, а также плотность.

2. Получение галогенов

Электролиз растворов и расплавов галогенидов:

2NaCl + 2H2O = Cl2+ H2+ 2NaOH

2KF = 2K + F2 (единственный способ полученияя F2)

Окисление галогенводородов:

2KMnO4+16HCl=2KCl+2MnCl2+5Cl2+8H2O – лабораторный способ получения хлора

14HBr+K2Cr2O7=2KBr+2CrBr3+3Br2+7H2O

MnO2 + 4HHal = MnHal2 + Hal2 + 2 H2O– лабораторный (лля получения хлора, брома, иода)

Промышленный способ – окисление хлором (для брома и йода):

2KBr+Cl2=2KCl+Br2

2KI + Cl2=2KCl + I2

Фтор

Хлор

Бром

Пары йода

3. Химические свойства

Реагируют с металлами

2Al + 3Cl2 = 2AlCl3(кр) + 1405 кДж

2Fe + ЗCl2 = 2FeCl3(кр) + 804 кДж

Активность галогенов уменьшается с увеличением атомного радиуса. Это можно наблюдать при взаимодействии их с железом.

Взаимодействуют с неметаллами (кроме N2, O): H₂ + Cl₂→ 2HCl

4. Применение галагенов

Фтор	широко применяют как фторирующий агент при получении различных фторидов (SF₆, BF₃, WF₆ и других), в том числе и соединений инертных газов ксенона (Xe) и крипто

Main menu

Таблица
Менделеева

Универсальная таблица растворимости

Коллекция таблиц к урокам по химии