Что общего в основном электронном состоянии элементов 7 группы

Общая характеристика подгруппы

35Br [Ar] 3d 10 4s 2 4p 5

53I [Kr] 4d 10 5s 2 5p 5

85At [Xe] 4f 14 5d 10 6s 2 6p 5

5 элементов главной подгруппы VII группы имеют общее групповое название «галогены»

(Hal), что означает «солерождающие».

Свойства элементов подгруппы галогенов

1. Порядковый номер

2. Валентные электроны

3. Энергия ионизации атома, эВ

4. Относительная электроотрицательность

5. Степень окисления в соединениях

Однако атомы галогенов, кроме фтора, могут проявлять и положительные степени окисления : +1, +3, +5, +7. Возможные значения степеней окисления объясняются электронным строением, которое у атомов фтора можно представить схемой

Что общего в основном электронном состоянии элементов 7 группы

Электронное строение атома хлора выражается схемой:

Что общего в основном электронном состоянии элементов 7 группы

Одинаковое строение внешнего электронного слоя (ns 2 np 5 ) обусловливает большое сходство элементов.

При образовании ковалентных связей галогены чаще всего используют один неспаренный р-электрон, имеющийся в невозбужденном атоме, проявляя при этом

Валентные состояния атомов CI, Br, I.

Образуя связи с атомами более электроотрицательных элементов, атомы хлора, брома и йода могут переходить из основного валентного состояния в возбужденные, что сопровождается переходом электронов на вакантные орбитали d-подуровня. При этом число неспаренных электронов увеличивается, вследствие чего атомы CI, Br, I могут образовывать большее число ковалентных связей:

Источник

Общая характеристика p-элементов 7 группы

Что общего в основном электронном состоянии элементов 7 группы

Общая характеристика p-элементов 7 группы.

1. Электронные структуры атомов и общая характеристика

2. Простые вещества.

3. Физические и химические свойства галогенов

Фтор, хлор, бром, йод и астат носят общее название галогенов (“солерождающие”).Атомы галогенов имеют на внешнем электронном

слое по 7 электронов и их общая электронная конфигурация ns2np5.Исходя из физических констант атомов можно сделать следующие выводы:

n Кажущиеся радиусы нейтральных атомов правильно растут с увеличением числа квантовых слоев, т. е. в сторону повышения порядкового номера элемента.

n Величина ОЭО уменьшается с увеличением кажущихся радиусов нейтральных атомов, следовательно, окислительные свойства уменьшаются, а восстановительные повышаются у нейтральных атомов.

n С увеличением порядковых номеров элементов наблюдается постепенное ослабление неметаллических свойств и усиление металлических свойств.

Наличие 7 электронов в наружном квантовом слое характеризует способность галогенов проявлять отрицательную степень окисления 1- и все галогены способны образовывать однозарядные отрицательные ионы. Склонность к образованию отрицательно заряженных ионов в ряду галогенов от фтора к иоду ослабевает. Невозможность возбудить спаренные электроны фтора (отсутствие во втором квантовом слое вакантной d-орбитали) объясняет тот факт, что фтор проявляет постоянную степень окисления 1-.У других атомов галогенов можно возбудить последовательно спаренные электроны на вакантные d-орбитали. И для них характерно проявление степеней окисления 1+,3+,5+,7+ ( у астата нет +7).

История открытия элементов

Первым среди галогенов был открыт хлор. Шееле в 1774 г. обнаружил, что в реакции MnO2 с HCl выделяется химически активное газообразное вещество, получившее название хлора.

Йод был получен в 1811 г. Куртуа из золы морских водорослей. Бром в 1826 г. открыл Балар. Фтор в свободном виде удалось выделить в 1866г. Муассану электрохимическим способом. Астат, предсказанный Менделеевым, давшим ему название экайода, был получен группой физиков под руководством Сегре только в 1940 г.(по ядерной реакции).

РАСПРОСТРАНЕННОСТЬ В ПРИРОДЕ

Среди галогенов самым распространенным является хлор (0,19%) и фтор(0,03%). Хлор и бром концентрируются в водах океанов, морей и соляных озер.

Бром, йод и астат – рассеянные элементы, своих минералов не образуют. Йода в природе меньше, чем урана Германия лютеция и других элементов. В свободном виде галогены в природе не встречаются. Основные минералы, содержащие фтор: флюорит CaF2 (плавиковый шпат), Na3[AlF6] криолит и фторапатит 3Ca3(PO4)2•Ca(F, Cl)2. Хлор входит в состав таких важных минералов как галит NaCl, сильвин KCl, карналлит KCl • MgCl2 • 6H2O.

Флюорит – ценнейшее для современной промышленности сырье, но природа обеспечила нас им не более чем на одно поколение. Сейчас главным источником фтора становится фторапатит. Криолит (“ледяной” камень) богаче фтором, чем флюорит, но его единственное месторождение в Гренландии почти полностью исчерпано.

Основным природным источником получения йода и брома являются буровые воды нефтяных месторождений, в которых содержание брома достигает 0,01%, а йода – 0,003%. Неисчерпаемый источник хлора и брома – морская вода.

Астат – один из самых редких на Земле элементов. В поверхностном слое земной коры толщиной 1,6 км содержится около 70 мг астата. Астат – от греческого астатос(неустойчивый).

Фтор содержится в организме животных и человека (кости, зубная эмаль), из растений наиболее богаты фтором лук и чечевица.

ПРОСТЫЕ ВЕЩЕСТВА

Молекулы простых веществ, образуемые галогенами, двухатомны с одной сигма-связью, порядок связи равен 1.Некоторые сведения о простых веществах p-элементов 7 группы приведены в таблице.

Физические константы простых веществ галогенов

Источник

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 основном электронном состоянии элементов 7 группы

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 основном электронном состоянии элементов 7 группы

Электронная конфигурация брома и йода

Что общего в основном электронном состоянии элементов 7 группы

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 основном электронном состоянии элементов 7 группы

Способы получения фтора

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

Физические свойства фтора

Что общего в основном электронном состоянии элементов 7 группы

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 основном электронном состоянии элементов 7 группы

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.

Добавить комментарий

Ваш адрес email не будет опубликован. Обязательные поля помечены *