Что общего в основном электронном состоянии элементов vii группы

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

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

Электронная конфигурация брома и йода

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.

Способы получения фтора

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

Физические свойства фтора

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.

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

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.

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

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

Электронное строение атома хлора выражается схемой:

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

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

Р-Элементы VII группы

К p-элементам VII ­группы относятся – фтор (F), хлор (Сl), бром (Вr), йод (I) и астат (Аt). Данные элементы называют галогенами (рождающие соли). Все элементы данной подгруппы – неметаллы.

Фтор – самый электроотрицательный элемент в периодической таблице и соответственно в соединениях с другими элементами проявляет только отрицательную степень окисления –1. Остальные галогены могут иметь степени окисления –1, 0, +1, +3, +5, +7. Каждый галоген в своем периоде является наиболее сильным окислителем. С повышением поряд­кового номера элементов в ряду F, С1, Br, Iи At увеличиваются радиусы атомов и уменьшается окислительная активность элементов.

Молекулы простых веществ двухатомны: F₂, С1₂, Br₂, I₂. При нормальных условиях фтор – газ бледно-жёлтого цвета, хлор – газ жёл­то-зелёного цвета, бром – красно-бурая жидкость, йод – кристаллическое вещест­во темно-фиолетового цвета. Все галогены обладают очень резким запахом. Вдыхание их приводит к тяжелым отравлениям. При нагревании йод сублимируется (возгоняется), превращаясь в пар фиолетового цвета; при охлаждении пары йода кристаллизуются, минуя жидкое состояние.

Галогены слабо растворимы в воде, но значительно лучше в органических растворителях. Фтор нельзя растворить в воде, так как он разлагает её:

При растворении хлора в воде происходит его частичное самоокисление-самовосстановление по реакции

Полученный раствор называется хлорной водой. Он обладает сильными кислотными и окислительными свойствами и применяется для обеззараживания питьевой воды.

Галогены вступают во взаимодействие с многими простыми веществами, проявляя свойства окислителей. Фтор с многими неме­таллами реагирует со взрывом:

В атмосфе­ре фтора горят такие устойчивые вещества, как стекло в виде ваты и вода:

Фтор непосредственно не взаимодей­ствует только с кислородом, азотом, гелием, неоном и аргоном.

В атмосфере хлора сгорают многие металлы, образуя хлориды:

2Na + С1₂ → 2NaCl (яркая вспышка);

Хлор непосредст­венно не взаимодействует с N₂, О₂ и инертными газами.

Окислительная активность галогенов уменьшается от фтора к астату, а вос­становительная активность галогенид-ионов в этом направлении увеличивается. Из этого следует, что более активный галоген вытесняет менее активный из растворов его солей:

Водородные соединения галогенов хорошо растворимы в воде. Их водные растворы представляют собой кислоты:

HF– фтороводородная (плавиковая) кис­лота,

НС1 – хлороводородная кислота (водный раствор – соляная),

НВг – бромоводородная кислота,

HI – йодоводородная кислота.

НF должна быть одной из самых сильных кислот, но вследствие образования водородной связи (Н–F···Н–F) является слабой кислотой. Подтверждением наличия водородной связи между молекулами Н–F, как и в случае воды, является аномально высокая температура кипения Н–F.

Плавиковая кислота реагирует с SiО_2, поэтому HF нельзя получать и хранить в стеклянной посуде

Остальные галогенводороды являются сильными кислотами.

Хлор, бром и йод образуют кислородсодержащие кислоты и соответствующие им соли. Ниже, на примере хлора, приведены формулы

кислот и соответствующих им солей:

хлорноватистая хлористая хлорноватая хлорная

усиление кислотных свойств

гипохлорит калия хлорит калия хлорат калия перхлорат калия

Хлорная и хлорноватая кислоты являются сильными, а хлористая и хлорноватистая – слабыми. Из солей можно отметить:

СаОС1₂ – «хлорная известь» представляет собой сме­шанную соль соляной и хлорноватистой кислот.

КСlO₃ – хлорат калия, техническое название – бертолетова соль.

Фтор и его соединения применяются для получения термоустойчивых пластмасс (тефлон), хладагентов (фреоны) для холодильных машин.

Хлор используется в больших количествах для производства соляной кис­лоты синтетическим методом, хлорорганических инсектицидов, пластмасс, син­тетических волокон, хлорной извести, отбеливания тканей и бумаги, хлорирова­ния воды в целях обеззараживания, для хлорирования руд при получении металлов.

Соединения брома и йода используются для производства лекарственных препаратов, фотоматериалов.

Источник

Что общего в основном электронном состоянии элементов 7 группы?

Что общего в основном электронном состоянии элементов 7 группы.

То то им не хватает 1 електрона до завершения своего уровня, соотв.

Свойства и переход у возбужденное состояние есть.

НЕРЕАЛЬНО СРОЧНО?

КТО ЧТО СМОЖЕТ ХОТЬ ЧТО НИБУДЬ!

Для элементов с порядковыми номерами 6 и 30 :

а)составьте графические схемы распределения электронов по орбиталям (квантовым ячейкам)

б)запишите электронные формулы атомов в основном (невозбужденном)состоянии

в) укажите к каким электронным семейчтвам относятся эти элементы

г) определите максимальную положительную степень окисления

д) определите возможную валентностьв основном и возбужденном состояниях.

Электронная оболочка атома содержит 35 электронов?

Электронная оболочка атома содержит 35 электронов.

Определите элемент, напишите его электронную формулу.

Сколько неспаренных элементов содержится в атоме этого элемента в основном и возбужденном состояниях?

У какого элемента в основном состоянии наибольшее число неспаренных электронов в атоме?

У какого элемента в основном состоянии наибольшее число неспаренных электронов в атоме.

Ая задача 1 Написать электронную конфигурацию атома элемента с порядковым номером 37, 53, 41 в основном и возбужденном состояниях?

Ая задача 1 Написать электронную конфигурацию атома элемента с порядковым номером 37, 53, 41 в основном и возбужденном состояниях.

Используя электронную конфигурацию внешнего и предвнешнего энергетических уровней, определить местоположение элемента в периодической системе (группа, подгруппа, период), указать его название и символ.

Определить, к какому электронному семейству принадлежит элемент.

Указать значения валентностей и степеней окисления элемента в основном И возбужденном состояниях.

Число неспаренных электронов в атоме цинка в основном состоянии равно?

Число неспаренных электронов в атоме цинка в основном состоянии равно?

Назовите группу в которой находятся химические элементы если общая формула из высших оксидов R2O5?

Назовите группу в которой находятся химические элементы если общая формула из высших оксидов R2O5.

Сколько электронов находится в их атомов на внешнем электронном слое?

Сколько электронов не хватает им до совершения внешнего электронного слоя?

Помогите пожалуйста решить задачу по химии?

Помогите пожалуйста решить задачу по химии.

Окончание электронной формулы …6s26p3.

Укажите положение элемента в периодической системе : период, группу, подгруппу, назвать элемент.

Составьте электронную формулу атома элемента.

Укажите электронное семейство, металл или неметалл.

Написать распределение электронов в нормальном и возбужденном состоянии нарисовать электронных орбиталей взлетных электронов элемента номер 49?

Написать распределение электронов в нормальном и возбужденном состоянии нарисовать электронных орбиталей взлетных электронов элемента номер 49.

М(Na2SO4) = 142г / моль w(Na) = 46 / 142 = 32. 4%.

Решение смотри во вложении.

Вот так вот все абсолютно просто.

K2S + 2HNO3 = 2KNO3 + H2S 2K + S + 2H + 2NO3 = 2K + 2NO3 + 2H + S сокращаются 2K, S, 2H и 2NO3 ничего не остается.

K2S + 4HNO3→ 2KNO3 + 2NO2 + S + 2H2O.

Ответ карбонат лития.

Щоб позбутися неприємного присмаку потрібно потушити соду оцтом.

Источник