31.Галогены, их бинарные соединения: получение и строение молекул. Особые свойства фтора и его соединений.

Галогены (от греч. halos - соль и genes - образующий) - элементы главной подгруппы VII группы периодической системы: фтор, хлор, бром, йод, астат.

Электронное строение и некоторые свойства атомов и молекул галогенов 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)  Молекулы галогенов состоят из двух атомов.

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

5)    Сила галогеноводородных кислот возрастает с увеличением атомной массы. 6)    Галогены могут образовывать соединения друг с другом (например, BrCl)

Для атомов галогенов характерны большие значения энергии сродства к электрону – это позволяет говорить о них как о типичных неметаллах, проявляющих склонность к присоединению электронов. Это понятно, если учесть, что для приобретения устойчивой 8-электронной оболочки им не хватает 1 электрона.

В П.С. в периодах у элементов галогенов наиболее сильно выражены неметаллические свойства. Факт: у фтора энергия сродства к электрону меньше, чем у хлора. Это объясняется тем, что в небольшом по размеру атоме фтора велики силы расталкивания электронов, а присоединение еще одного электрона дестабилизирует систему «ядро-электронная оболочка».

Бинарные соединения галогенов:

В соответствии с высокими значениями ЭО галогены образуют связи с металлами (щелочными и щелочноземельными), их соединения носят ионный характер.

В бинарных соединениях с неметаллами атомы галогенов образуют преимущественно ковалентные полярные связи.

Получение галогенов:

1.в промышленности:

• Электролизом расплава NaF или KF 2NaF=2Na +F₂

• Электролизом расплава или раствора NaCl 2NaCl= 2Na +Cl₂

2NaCl + 2H₂O= 2NaOH + Cl₂ + H₂

• Вытеснением хлором из бромидов и йодидов, содержащихся в природных водах

2NaBr + Cl₂ = 2NaCl + Br₂ // 2NaI + Cl₂ = 2NaCl + I₂

2.в лаборатории:

• Взаимодействием бромоводорода с концентрированной серной кислотой:

2HBr + H₂SO_4(конц)= Br₂ + 2H₂O + SO₂

• Обработкой пероксидом водорода раствора HI : 2HI + H₂O₂ = I₂ + 2H₂O

• Нагреванием фторида кобальта: 2CoF₃ = 2CoF₂ + 2CoF₂ + F₂

• Действием концентрированной серной кислоты на MnO₂ KMnO₄ Ca(ClO)₂

MnO₂ + 4HCl_(конц) = MnCl₂ + Cl₂ + 2H₂O

ФТОР И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ.

Фтор F₂ - открыл А. Муассан в 1886 г..Физические свойства. Газ светло-желтого цвета; t°пл.= -219C, t°кип.= -183C. Наиболее активен из галогенов. Это объясняется: самой низкой энергией связи, большой прочностью образуемых фтором связей. Получение Электролиз расплава гидрофторида калия KHF₂: 2F^- - 2e = F₂⁰.Химические свойства. Для химии фтора характерны следующие особенности: 1.Отсутствие положительной степени окисления в соединениях фтора. 2.Высокая скорость реакции. 3.Выделение большого количества энергии при образовании ионов F^-/

Поэтому фтор окисляет атомы многих элементов в составе простых и сложных веществ. 1.      2F₂ + 2H₂O = 4HF + O₂ 2.      H₂ + F₂ =2HF (со взрывом) 3.      Cl₂ + F₂ = 2ClF 4. 3F₂+2Al = 2AlF₃

Фтористый водород .Физические свойства - Бесцветный газ, хорошо растворим в воде t°пл. = - 83,5C; t°кип. = 19,5C; Получение CaF₂ + H₂SO₄(конц.) = CaSO₄ + 2HF­. Химические свойства 1)   Раствор HF в воде - слабая кислота (плавиковая): HF = H⁺ + F^-. Соли плавиковой кислоты – фториды 2)   Плавиковая кислота растворяет стекло: SiO₂ + 4HF = SiF₄­+ 2H₂O - SiF₄ + 2HF = H₂[SiF₆] гексафторкремниевая кислота