blank

6 задание ЕГЭ по химии. Часть 3. Галогены

Мы продолжаем рассматривать вопросы 6 задания ЕГЭ по химии и сегодня рассмотрим галогены. Каждый галоген – предпоследний элемент каждого периода и имеет максимальное значение сродства к электрону и электроотрицательности. Электронная конфигурация атомов галогена в основном состоянии выглядит как ns2np5, степень окисления в большинстве соединений равна – 1. Но все галогены (за исключением фтора) уступают по значению электроотрицательности кислороду. В соединениях кислорода с галогенами степень окисления последних положительная и равна семи. Есть мнение, что при образовании соединений галоген-кислород происходит образование вакантной nd-орбитали.

Тенденция к присоединению электрона и завершению энергетического уровня объясняет в большинстве своем химические свойства галогенов. Атомы могут образовывать одну ковалентную связь и существуют в форме двухатомной молекулы.

Давайте разберемся теперь немного, почему атомы галогенов настолько реакционноспособные. Все объяснимо энергией активации и экзотермичностью процессов. Обладание высокой электроотрицательностью, и склонностью к завершению энергетического уровня переход от неполярной связи в молекуле галогена к полярной (либо ионной) с иными элементами сопровождается выделением энергии и высокой экзотремичностью реакции (вспоминайте, что такое экзотремичная реакция и в чем ее отличие по сравнению с эндотремичной).

Энергия разрыва одинарных связей в молекуле галогена крайне мала, соответственно энергия активации реакции между галогеном и иным элементов также невелика. Отсюда и следует высокая реакционная способность галогенов.

Свободные галогены получают посредством окисления ионов галогенов. При этом окислительные свойства уменьшаются сверху вниз по группе, а восстановительные, напротив возрастают. Это означает, что более легкие галогены окисляют более тяжелые.

Давайте теперь посмотрим, как получают каждый галоген и какие его химические свойства.

Фтор. Этот неметалл получают либо электролизом расплава KF-2HF ( наиболее распространенный метод), либо термическим разложением высших фторидов ( к примеру гексафторида рутения или платины). Последний метод невыгоден, слишком малый выход фтора.

blank

Химические свойства элемента.

Электронная конфигурация атома фтора имеет следующий вид: 1s22s2p5 электронная оболочка атома отличается отсутствием р-электронов в остове и нет вакантных d-орбиталей. В небольшом по размерам атоме электроны имеют прочную связь с ядром и атом имеет высокий потенциал ионизации. Также фтор обладает большим сродством к электрону и небольшой энергией разрыва связи в двухатомной молекуле, что является определяющими факторам химических свойств элемента.

Характерные реакции и свойства фтора

  1. Не проявляет положительной степени окисления в соединениях (ни в каких)
  2. Обладает колоссально низкой энергией активации реакции. Это означает, что большинство простых и сложных веществ самовозгораются в атмосфере фтора даже при температуре – 190 градусов (температура жидкого воздуха)
  3. В реакциях превращения молекулы в ион происходит выделение большого количества энергии. Это объясняет факт окисления фтором любых элементов как в виде простого вещества, так и в соединениях.
  4. Фтор по максимуму использует валентные электроны своих партнеров по реакции. Поэтому высшие формы окисления большинства элементов реализованы именно в виде фторидов. Фтор активно используется в органическом полимерном синтезе. Благодаря своему маленькому радиусу он может замещать атомы водорода в органических соединениях.

Хлор.  Этот неметалл получают в промышленных масштабах путем электролиза водного раствора хлорида натрия. при этом происходит «убийство двух зайцев одним выстрелом». Получаем и хлор, и щелочь одновременно.  В лаборатории хлор можно получить реакцией окисления соляной кислоты одним из окислителей (диоксид марганца, перманганат марганца, дихромат калия и прочими).

Химические свойства элемента хлор

blank

Электронная конфигурация атома хлора имеет вид  1s22s2p63s2p53d10 в атоме хлора валентные электроны расположены на более дальнем расстоянии по сравнению с атомом фтора, это обуславливает и меньший потенциал ионизации хлора.

Атом хлора имеет самое высокое сродство к электрону среди всей группы галогенов.  Это объясняется более низким межэлектродным отталкиванием валентных электронов в хлоре по сравнению со фтором.

Энтальпия реакции хлора несколько ниже, чем у фтора, но намного выше чем у брома и иода, поэтому хлор является очень сильным окислителем.

В большинстве соединений степень окисления этого неметалл равна – 1. Однако. Есть соединения, где хлор имеет положительную степень окисления (чуть выше у нас было обсуждение почему так происходит) Стоит помнить, что молекула хлора значительно прочнее фтора и энергия активации реакций с хлором выше чем со фтором. Хлориды подразделяются на ковалентные и ионные.

Бром. В промышленности получают это вещество методом окисления соответствующего ионного соединения в водном растворе хлором. В лаборатории свободный бром можно получить в ходе окислительно-восстановительной реакции бромида калия с диоксидом марганца в кислой среде.

Химические свойства брома

Химические свойства молекулы объясняются резким увеличением размеров валентной оболочки и атома. А значит происходит уменьшение энергии связи у валентных электронов с ядром, следовательно, уменьшается потенциал ионизации и сродство к электрону. При этом энергия связи уменьшается не только в самой двухатомной молекуле брома, но и в соединения брома с другими элементами. При этом межмолекулярное взаимодействие значительно выше у брома по сравнению с фтором и хлором. Это объясняется увеличением числа электронов и размерами атома.

Наибольшей реакционной способностью обладает бром в жидкой фазе, к примеру амфотерный алюминий или амфотерное железо при стандартных условиях не реагируют с газообразным хлором, а в жидкой среде брома возгораются. Напомним электронную конфигурацию атома брома: 1s22s2p63s2p6d104s2p54d0 то есть основные электроны брома имеют s- p- d-электроны, а значит вакантные d-орбитали менее экранированы от ядра и более активно принимают участие в образовании химических связей.

Степень окисления в соединения -1. Положительные степени окисления – редкое явление для атома брома.

Иод. Получение иода по принципу схоже с бромом. В промышленности его получают окислением в водном растворе ионов иода хлором. В лаборатории возможно получение свободного иода диоксидом марганца в сернокислой среде на галогенид (допустим иодит натрия).

Химические свойства иода.

Электронная конфигурация иода выглядит как 1s22s2p63s2p6d104s2p6d105s2p55d10 Энергия взаимодействия электронов с ядром мала благодаря увеличению главного квантового числа валентных электронов и сближения энергетических уровней. Реакционная способность этого элемента значительно ниже его предшественников в группе, но при этом иод при нагревании легко вступает в реакции с большинством элементов с образованием иодидов.

Как вы помните иод в основном применяется фармацевтике, медицине. Плюс, вы еще сможете столкнуться с ионами иода в аналитической химии при проведении иодометрии.

Оставить Комментарий