Питання для самоконтролю:

1. Дати характеристику неметалам за їх положенням і періодичній системі.

2. Охарактеризувати гідроген за його положенням в періодичній системі.

3. Хімічні властивості водню.

4. Способи застосування і добування водню.

Тема 6 Галогени та їх сполуки

( 3 год)

План:

1. Характеристика хлору.

2. Характеристика хлороводню.

3. Порівняльна характеристика галогенів.

Студент повинен знати: характеристику галогенів за періодичною системою хімічних елементів;

Студент повинен уміти: відрізняти прості речовини утворені галогенами за допомогою хімічних методів, що базуються на хімічних властивостях даних хімічних елементів;

Рекомендована література:

Басов В.П., Родіонов В.М. Хімія: Навч. посіб. 5 – е вид. – К. : Каравела, 2005. – с.88

Хлор – елемент третього періоду, сьомої групи головної підгрупи. На зовнішньому енергетичному рівні має 7 валентних електронів. Приймаючи один електрон набуває стійкої конфігурації найближчого інертного елемента Аргону, тобто у Хлору висока спорідненість з електроном і висока електронегативністю. Це – активний неметал. У вільному стані в природі не зустрічається. Молекула його складається з двох атомів, зв’язаних ковалентним неполярним зв’язком.

Хоча хлор поступається перед Оксигеном за електронегативністю, за звичайних умов проста речовина СІ₂ є більш сильним окисником, ніж О₂. Причина – менша енергія зв’язку (240 кДж/моль): більший радіус атома, а між атомами у молекулі СІ₂ – одна спільна електронна пара. Зв'язок легко руйнується, наприклад ультрафіолетовими променями на прямому сонячному світлі, внаслідок чого утворюються радикали – частинки з неспареними електронами і високою хімічною активністю.

Хлор енергійно взаємодіє майже з усіма металами (навіть з золотом), окислюючи їх, як правило, до найвищого ступеня окиснення:

2Fe + 3CI₂ = 2FeCI₃

Sn + 2CI₂ = SnCI₄

2Sb + 5CI₂ = 2SbCI₅

А також із більшістю неметалів (крім кисню, азоту, вуглецю):

H₂ + CI₂ = 2HCI

Si + 2CI₂ = SiCI₄

2P + 5CI₂ = 2PCI₅

Крім того, хлор за звичайних умов реагує з багатьма органічними й неорганічними речовинами, виступаючи також у ролі окисника.

Хлор може переходити у збуджений стан, внаслідок чого, крім валентності 1, він може мати й інші валентні стани (3,5,7), а крім ступеня окиснення 0 і -1, має також позитивні ступені окиснення +1,+3,+5,+7, утворення яких, як правило, супроводжується реакціями диспропорціонування (самоокислення – самовідновлення)

Хлороводень за звичайних умов газ із різким задушливим запахом, «димить» на відритому повітрі, жадібно притягуючи вологу. Добути його можна дією концентрованої сульфатної кислоти на хлориди металів (лабораторний спосіб) або синтезом хлору з воднем у присутності каталізатора ( промисловий спосіб):

NaCI + H₂SO_{4 (K)} = NaHSO₄ + HCI

H₂ + CI₂ = 2HCI

Полярний характер зв’язку зумовлює високу розчинність НСІ у полярних розчинниках. Особливо активно взаємодіє хлороводень з речовинами, у молекулах яких є неподілені електронні пари на гібридних орбіталях (аміак, вода). Взаємодія відбувається за донорно – акцепторним механізмом:

NH₃ + HCI = NH₄CI

Саме цим пояснюється висока розчинність НСІ у воді і утворення туману в присутності аміаку чи вологи. При розчиненні НСІ у воді утворюється сильна хлоридна (соляна) кислота. Однак максимальна концентрація хлороводню в ній не перевищує 40%. Концентровану соляну кислоту легко розпізнати за характерним туманом та запахом. Це молекули хлороводню, що знаходяться над поверхнею насиченого розчину, притягують крапельки вологи, розчиняючись у ній.

Соляна кислота виявляє всі характерні для кислот властивості: взаємодіє з активними металами, оксидами і гідроксидами металів, солями. Активні метали (відновники) витискують із кислот водень, який виступає як окисник. Коли ж НСІ взаємодіє з активними окисниками, виділяється вільний хлор, який виступає в ролі відновника.

Ці реакції використовують у лабораторній практиці для добування хлору. В промисловості хлор добувають електролізом розчинів або розплавів природних сполук Хлору – хлоридів металів.

Галогени складають головну підгрупу сьомої групи. Спільні властивості елементів зумовлені наявністю семи валентних електронів на зовнішньому рівні та намагання завершити зовнішній енергетичний рівень, щоб утворити стійку електронну конфігурацію сусіднього інертного елемента. Тому всі галогени мають високу електронегативністю, є активними неметалами і окисниками. Найстійкіший ступінь окиснення у них -1, щоб виділити галоген у вільному стані з природних сполук, його треба окиснити.

Усі галогени (крім Флору) можуть переходити в збуджений стан, виявляючи більш високі значення валентностей і позитивні ступені окиснення.

У вільному стані галогени утворюють двоатомні молекули, в яких атоми зв’язані один з одним ковалентним неполярним зв’язком. Енергія зв’язку не дуже велика, тому всі галогени мають високу хімічну активність. Незважаючи на однакову будову молекул, різні галогени за звичайних умов перебувають у різних агрегатних станах. Причина – збільшення розмірів атомів і молекул і, як наслідок, посилення міжмолекулярної дисперсійної взаємодії.

Збільшення радіуса атомів галогенів від Флору до Йоду призводить до віддалення валентних електронів від ядра і послаблення з ним зв’язку. Тому від Флору до Йоду закономірно зменшується електронегативність галогенів і спадають неметалічні властивості.

Із тих же причин (збільшення радіуса атома галогена і віддалення валентних електронів від ядра) закономірно зростають кислотні, а також відновні властивості у ряді галогеноводнів від фтороводневої кислоти до йодоводневої кислоти.