Химия - Галогены - Физические свойства галогенов

28 февраля 2011


Оглавление:
1. Галогены
2. Распространённость элементов и получение простых веществ
3. Физические свойства галогенов

Энергия связи галогенов сверху вниз по ряду изменяется не равномерно. Фтор имеет аномально низкую энергию связи, это объясняется тем, что фтор не имеет d-подуровня и не способен образовывать полуторные связи, в отличие от остальных галогенов. От хлора к иоду энергия связи постепенно ослабевает, что связанно с увеличением атомного радиуса. Аналогичные аномалии имеет и температуры кипения.
, Cl₂ −100.98, Br₂ −7.2, I₂ 311.5, At₂ 411 C)

Химические свойства галогенов

Все галогены проявляют высокую окислительную активность, которая уменьшается при переходе от фтора к иоду. Фтор — самый активный из галогенов, реагирует со всеми металлами без исключения, многие из них в атмосфере фтора самовоспламеняются, выделяя большое количество теплоты, например:

2Al + 3F₂ = 2AlF₃ + 2989 кДж,

2Fe + 3F₂ = 2FeF₃ + 1974 кДж.

Без нагревания фтор реагирует и со многими неметаллами — все реакции при этом сильно экзотермические, например:

Н2 + F2 = 2HF + 547 кДж, 

Si + 2F2 = SiF4 + 1615 кДж.

При нагревании фтор окисляет все другие галогены по схеме

Hal₂ + F₂ = 2НalF

где Hal = Cl, Br, I, причем в соединениях HalF степени окисления хлора, брома и иода равны +1.

Наконец, при облучении фтор реагирует даже с инертными газами:

Хе + F2 = XeF2 + 152 кДж.

Взаимодействие фтора со сложными веществами также протекает очень энергично. Так, он окисляет воду, при этом реакция носит взрывной характер:

3F₂ + ЗН₂О = OF₂↑ + 4HF + Н₂О₂.

Свободный хлор также очень реакционноспособен, хотя его активность и меньше, чем у фтора. Он непосредственно реагирует со всеми простыми веществами, за исключением кислорода, азота и благородных газов. Для сравнения приведем уравнения реакций хлора с теми же простыми веществами, что и для фтора:

2Al + 3Cl₂ = 2AlCl₃ + 1405 кДж,

2Fe + ЗCl₂ = 2FeCl₃ + 804 кДж,

Si + 2Cl₂ = SiCl₄ + 662 кДж,

Н2 + Cl2 = 2HCl+185кДж. 

Особый интерес представляет реакция с водородом. Так, при комнатной температуре, без освещения хлор практически не реагирует с водородом, тогда как при нагревании или при освещении эта реакция протекает со взрывом по приведенному ниже цепному механизму:

Cl₂ + hν → 2Cl,

Cl + Н₂ → HCl + Н,

Н + Cl₂ → HCl + Cl,

Cl + Н₂ → HCl + Н и т. д.

Возбуждение этой реакции происходит под действием фотонов, которые вызывают диссоциацию молекул Cl₂ на атомы — при этом возникает цепь последовательных реакций, в каждой из которых появляется частица, инициирующая начало последующей стадии.

Реакция между Н₂ и Cl₂ послужила одним из первых объектов исследования цепных фотохимических реакций. Наибольший вклад в развитие представлений о цепных реакциях внёс русский учёный, лауреат Нобелевской премии Н. Н. Семёнов.

Хлор вступает в реакцию со многими сложными веществами, например замещения и присоединения с углеводородами:

СН₃-СН₃ + Cl₂ → СН₃-СН₂Cl + HCl,

СН₂=СН₂ + Cl₂ → СН₂Cl — СН₂Cl.

Хлор способен при нагревании вытеснять бром или иод из их соединений с водородом или металлами:

Cl₂ + 2HBr = 2HCl + Br₂,

Cl₂ + 2HI = 2HCl + I₂,

Cl₂ + 2KBr = 2KCl + Br₂,

а также обратимо реагирует с водой:

Cl₂ + Н₂О = HCl + HClO — 25 кДж.

Хлор, растворяясь в воде и частично реагируя с ней, как это показано выше, образует равновесную смесь веществ, называемую хлорной водой.

Заметим также, что хлор в левой части последнего уравнения имеет степень окисления 0. В результате реакции у одних атомов хлора степень окисления стала −1, у других +1. Такая реакция — пример реакции самоокисления-самовосстановления, или диспропорционирования.

Хлор может таким же образом реагировать со щелочами:

Cl₂ + 2NaOH = NaCl + NaClO + Н₂О,

ЗCl₂ + 6КОН = 5KCl + KClO₃ + ЗН₂О.

Химическая активность брома меньше, чем у фтора и хлора, но все же достаточно велика в связи с тем, что бром обычно ис­пользуют в жидком состоянии и поэтому его исходные концентрации при прочих равных условиях больше, чем у хлора.

Для примера приведем реакции взаимодействия брома с кремнием и водородом:

Si +2Br₂ = SiBr₄ + 433 кДж,

Н₂ + Br₂ = 2HBr + 73 кДж.

Являясь более «мягким» реагентом, бром находит широкое применение в органической химии.

Отметим, что бром, так же, как и хлор, растворяется в воде, и, частично реагируя с ней, образует так называемую «бромную воду», тогда как иод практически в воде не растворим и не способен ее окислять даже при нагревании; по этой причине не существует «иодной воды». Но иод способен растворяться в растворах иодидов с образованием комплексных анионов:

Образующийся раствор называется раствором Люголя.

Йод существенно отличается по химической активности от остальных галогенов. Он не реагирует с большинством неметаллов, а с металлами медленно реагирует только при нагревании. Взаимодействие же иода с водородом происходит только при сильном нагревании, реакция является эндотермической и сильно обратимой:

Н₂ + I₂ = 2HI — 53 кДж.

Таким образом, химическая активность галогенов последовательно уменьшается от фтора к иоду. Каждый галоген в ряду F — At может вытеснять после­дующий из его соединений с водородом или металлами, то есть каждый галоген в виде простого вещества способен окислять галогенид-ион любого из последующих галогенов. Астат реагирует с металлами:

2Li+At₂ = 2LiAt - астатид лития

С водородом,образуя астатоводород:

H₂+At₂ = 2HAt.

Астат диссоциирует не только на ионы, но и на протоны, чего нет у других галогеноводородных кислот. Межгалогенные соединения:At₂+I₂=2AtI-иодид астата. При электролизе водного раствора астатид лития астат выделяется на аноде: LiAt катод Li+e=Li анод 2At-2e=At₂ LiOH катод Li+e=Li 4OH-4e=2H₂O+O₂.

Просмотров: 6851

<<< Хронология водородных технологий

Гелиеметрия >>>