Что общего в электронных конфигурациях фтора и хлора чем они различаются

VII группа главная подгруппа периодический таблицы Менделеева (галогены)

К элементам главной подгруппы VII группы периодической таблицы Менделеева относятся элементы с общим названием «галогены»:

Общая характеристика галогенов

От F к At (сверху вниз в периодической таблице)

Увеличивается

Уменьшается

Что общего в электронных конфигурациях фтора и хлора чем они различаются

Электронные конфигурации у данных элементов схожи, они содержат 7 электронов на внешнем слое ns 2 np 5 :

Br – 3d 10 4s 2 4p 5 ;

I — 4d 10 5s 2 5p 5 ;

At – 4f 14 5d 10 6s 2 6p 5

Электронная конфигурация фтора и хлора

Что общего в электронных конфигурациях фтора и хлора чем они различаются

Электронная конфигурация брома и йода

Что общего в электронных конфигурациях фтора и хлора чем они различаются

Нахождение в природе галогенов

Галогены являются химически активными веществами, в связи с чем, в природе они встречаются только в виде соединений. Их распространённость в земной коре снижается при увеличении атомного радиуса (от фтора к иоду). Например, содержание астата в земной коре исчисляется граммами.

Наиболее распространённые соединения фтора — флюорит CaF2, криолит Na3AlF6 и др., хлора — каменная соль (галит) NaCl, сильвин KCl и сильвинит KCl⋅NaCl.

Бром и иод не образуют индивидуальных минералов, но их соединения содержатся в морской воде и могут накапливаться водорослями.

Что общего в электронных конфигурациях фтора и хлора чем они различаются

Способы получения фтора

Фтор получают методом электролиза расплава гидрофторида калия (смеси HF и KF):

Физические свойства фтора

Что общего в электронных конфигурациях фтора и хлора чем они различаются

Фтор при обычной температуре — зеленовато-жёлтый ядовитый газ, с резким запахом, очень реакционноспособный, хорошо растворим в жидких водороде и кислороде.

Химические свойства фтора

Фтор является самым сильным окислителем из всех простых веществ. Непосредственно он не взаимодействует только с N2, Не, Ne, Аr, а при нормальных условиях также и с O2.

Взаимодействие с простыми веществами

С кислородом

С галогенами (Cl, Br, I)

Фтор вступает в реакции с другими галогенами:

Например, Cl2 + F2 → 2ClF

С водородом

Взаимодействует с водородом со взрывом даже в темноте:

С серой

Реакция с серой протекает легко даже при сильном охлажлении:

С углеродом

Реакция окисления порошкообразного углерода сопровождается самовоспламенением последнего:

С азотом

При нагревании фтор реагирует и с азотом:

С фосфором

Фтор взаимодействует с P энергично (со взрывом) на свету и в темноте, даже при охлаждении жидким N2:

С кремнием

Взаимодействует с кремнием с образованием фторида кремния

C инертными газами

Окисляет ксенон, образуя фторид ксенона:

С металлами

При взаимодействии с металлами образуются фториды:

Взаимодействие со сложными веществами

С водой

Фтор активно разлагает воду с образованием таких соединений, как фториды кислорода OF2, O2F2; пероксид водорода Н2O2; кислород, озон, фтороводород:

С кислотами

С щелочами и аммиаком

Фтор окисляет щелочи:

Реагирует с газообразным аммиаком:

С солями

Не взаимодействует

Взаимодействие фтора с водными растворами солей невозможны, т.к. он ступает в реакцию с водой.

С оксидами

Реагирует с оксидом кремния, который загорается в атмосфере F2:

Способы получения хлора

Промышленный способ

Электролиз расплавов или водных растворов хлоридов, чаще – NaCl.

A(+): 2Cl − ̶ 2e → Cl2 0

2Na + + 2Cl − → 2Na º + Cl2º

Таким образом, получаем:

A(+): 2Cl − ̶ 2e → Cl2 0

Таким образом, получаем:

Лабораторный способ

Окисление концентрированной HCI сильными окислителями:

Физические свойства хлора

Хлор Cl2 при обычной температуре – тяжелый, желто-зеленый газ с резким удушающим запахом.

Что общего в электронных конфигурациях фтора и хлора чем они различаются

Cl2 в 2,5 раза тяжелее воздуха, малорастворим в воде (

6,5 г/л); хорошо растворим в неполярных органических растворителях. В свободном состоянии встречается только в вулканических газах.

Химические свойства хлора

Хлор — очень сильный окислитель. Окисляет металлы, неметаллы и сложные вещества, с образованием в устойчивые хлорид-ионы:

Взаимодействие с простыми веществами

С кислородом

Непосредственно не взаимодействует

С галогенами

Хлор взаимодействует с другими галогенами – более активные галогены окисляют менее активные. В зависимости от условий могут получиться различные соединения:

С водородом

Реакция с водородом при обычных условиях не протекает. Однако, при нагревании, УФ — освещении или электрическом разряде реакция протекает со взрывом:

Непосредственно не взаимодействует

С фосфором

Непосредственно не взаимодействует

С кремнием

2Cl2 + Si = SiCl4 (при нагревании)

С металлами

Взаимодействие со сложными веществами

Окисляет сложные вещества:

2Cl2 + 2H2O → 4HCl + O2 (на свету или кипячении)

С водой

При растворении хлора в воде вступает в реакцию диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления), с образованием хлорноватистой кислоты:

С водными растворами щелочей

При взаимодействии с щелочами хлор диспропорционирует с образованием солей, состав которых зависит от условий проведения реакции:

Эти реакции имеют важное практическое значение, приводят к получению гипохлоритов — КClO3 и Са(ClO)2; хлората калия (бертолетова соль) — КClO3

С солями

Более активные галогены вытесняют менее активные галогены из солей и галогеноводородов:

HC ≡ CH + 2Cl2 → Cl2HC — CHCl2 1,1,2,2-тетрахлорэтан

Способы получения брома

Промышленный способ

Бром втесняют при помощи хлора:

Далее бром отгоняют из раствора водяным паром или воздухом.

Лабораторный способ

Физические свойства брома

Что общего в электронных конфигурациях фтора и хлора чем они различаются

В обычных условиях бром – красно-бурая жидкость с резким зловонным запахом. При Т=-7,2°C жидкий бром застывает, образуя красно-коричневые игольчатые кристаллы.

Пары брома жёлто-бурого цвета, Ткип = 58,78°C.

В воде бром растворяется лучше других галогенов (3,58 г брома в 100 г H2O при 20°C). Хорошо растворим во многих органических растворителях.

Бромная вода имеет желто-бурую окраску, быстро исчезающую, при взаимодействии растворенного Br2 с каким-либо веществом. «Обесцвечивание бромной воды» — широко используется в качестве теста на обнаружение в растворе многих неорганических и органических веществ.

Химические свойства брома

Химические свойства брома сходны с хлором. Различаются только условия протекания реакций.

Взаимодействие с простыми веществами

С металлами

Жидкий бром сильный окислитель. Например, железо и алюминий самовозгораются при соприкосновении с бромом даже при обычной температуре.

С водородом

Взаимодействие брома с водородом происходит лишь при повышенной температуре. Реакция эндотермической и обратимой.

С азотом, углеродом, кислородом и благородными газами

Непосредственно не взаимодействует

С галогенами

Бром окисляется более активными галогенами:

Взаимодействие со сложными веществами

Обесцвечивание бромной воды

Обесцвечивание бромной воды – качественная реакция на многие неорганические и органические соединения:

Способы получения йода

Промышленный способ

Лабораторный способ

2 FеC3 + 2 НI = 2 FeCl2 + I2 + 2 НСl

Физические свойства йода

Свободный йод I2 при обычной температуре — черно-серое с фиолетовым оттенком кристаллическое вещество с металлическим блеском. Легко возгоняется. Пары йода имеют своеобразный запах и очень ядовиты.

Что общего в электронных конфигурациях фтора и хлора чем они различаются

Среди галогенов I2 обладает самой меньшей растворимостью в воде, однако он хорошо растворим в спирте и других органических растворителях.

Химические свойства йода

Химическая активность йода – наименьшая по сравнению с другими галогенами. Со многими элементами йод непосредственно не взаимодействует, а с некоторыми реагирует только при повышенных температурах (водород, кремний, многие металлы).

Йод-крахмальная реакция

Обнаружить I2 даже в самой минимальной концентрации можно с помощью раствора крахмала, который при наличии I2 окрашивается в грязно-синий цвет.

Йод-крахмальная реакция используется при качественном обнаружении йода, а также его количественного анализа

Взаимодействие с простыми веществами

С водородом

Реакция обратима и возможна только при высокой температуре:

С металлами

При добавлении капли воды в качестве катализатора цинк, железо и алюминий в смеси с порошком йода горят, образуя йодиды:

С азотом, углеродом, кислородом

Непосредственно не взаимодействует

Взаимодействие со сложными веществами

С водой

Частично реагирует с водой (реакция диспропорционирования):

С щелочью

Диспропорционирует в водном растворе щелочи:

C аммиаком

C аммиаком образует аддукт нитрид трииодида:

С иодидами щелочных металлов

Молекулы галогенов присоединяются к иодидам щелочных металлов с образованием полииодидов (периодидов):

С окислителями

Йод проявляет восстановительные свойства в реакциях с сильными окислителями:

C восстановителями

Иод менее сильный окислитель, чем фтор, хлор и бром. Восстановители, такие как H2S, Na2S2O3 и др. восстанавливают его до иона I − :

Источник

Сравнительная характеристика фтора и хлора.

Что общего в электронных конфигурациях фтора и хлора чем они различаютсяЧто общего в электронных конфигурациях фтора и хлора чем они различаются

Входящие в главную подгруппу VII группы элементы фтор, хлор, бром, йод и астат называются галогенами. Это название, которое буквально означает «солерождающие», элементы получили за способность взаимодействовать с металлами с образованием типичных солей, например хлорида натрия NaCl.

На внешней электронной оболочке атомов галогенов содержатся семь электронов — два на s- и пять на р-орбиталях (ns2np5). Галогены обладают значительным сродством к электрону. их атомы легко присоединяют электрон, образуя однозарядные отрицательные ионы, обладающие электронной структурой соответствующего благородного газа (ns2np6). Склонность к присоединению электронов характеризует галогены как типичные неметаллы. Аналогичное строение наружной электронной оболочки обусловливает большое сходство галогенов друг с другом, проявляющееся как в их химических свойствах, так и в типах и свойствах образуемых ими соединений. Но, как показывает сопоставление свойств галогенов, между ними имеются и существенные различия.

С повышением порядкового номера элементов в ряду F — At увеличиваются радиусы атомов, уменьшается электроотрицательность, ослабевают неметаллические свойства и окислительная способность элементов.

В отличие от других галогенов, фтор в своих соединениях всегда находится в степени окисления —1, поскольку среди всех элементов он обладает самой высокой электроотрицательностью. Остальные галогены проявляют различные степени окисления от —1 до +7.

За исключением некоторых оксидов, которые будут рассмотрены ниже, все соединения галогенов соответствуют нечетным степеням окисления. Такая закономерность обусловлена возможностью последовательного возбуждения спаренных электронов в атомах Cl, Вг, I и At на d-подуровень, что приводит к увеличению числа электронов, принимающих участие в образовании ковалентных связей, до 3, 5 или 7.

Добавить комментарий

Ваш адрес email не будет опубликован. Обязательные поля помечены *