Типові неметали - галогени, їх характеристика, властивості і сполуки - Типові неметали - галогени, їх характеристика, властивості і сполуки

ЙОД

ЙОД - І хімічний елемент VII групи періодичної системи Менделєєва, належить до галогенів (у літературі зустрічається також символ J); атомний номер 53, атомна маса 126,9045; кристали чорно-сірого кольору з металевим блиском. Природний йод складається з одного стабільного ізотопу з масовим числом 127. Йод відкрив в 1811 р. французький хімік Б. Куртуа. Нагріваючи матковий розсіл золи морських водоростей з концентрованою сірчаною кислотою, він спостерігав виділення фіолетової пари (звідси назва йод - від грецького iodes, ioeides - схожий кольором на фіалку, фіолетовий), що конденсувався у вигляді темних блискучих пластинчастих кристалів. В 1813 - 1814 рр. французький хімік Ж. Л. Гей-Люссак й англійський хімік Г. Дэві довели елементарну природу йоду.

Середній вміст йоду в земній корі % по масі. У мантії й магмах й у породах, що утворилися з них (гранітах, базальтах) з'єднання йоду розсіяні; глибинні мінерали йоду невідомі. Історія йоду в земній корі тісно пов'язана з живою речовиною й біогенною міграцією. У біосфері спостерігаються процеси його концентрації, особливо морськими організмами (водоростями, губками). Відомі 8 гіпергенних мінералів йоду, що утворяться в біосфері, однак вони дуже рідкі. Основним резервуаром йоду для біосфери служить Світовий океан (в 1 літрі в середньому втримується грам йоду). З океану з'єднання йоду, розчинені в краплях морської води, попадають в атмосферу й переносяться вітрами на континенти. Місцевості, вилучені від океану або відгороджені від морських вітрів горами, небагаті на йод. Йод легко адсорбується органічними речовинами грунтів. При ущільненні та утворенні осадових гірських порід відбувається десорбція, частина з'єднань йоду переходить у підземні води. Так утворяться використовувані для видобутку йоду йодо-бромні води, особливо характерні для районів нафтових родовищ (місцями 1 літр цих вод містить понад 100 мг йоду).

Щільність йоду 4,94 г/см3, tПл = 113,5 °С, tКип = 184,35 °С. Молекула рідкого й газоподібного йоду складається із двох атомів (I2). Помітна дисоціація I2 2I спостерігається вище 700 °С, а також при дії світла. Уже при звичайній температурі йод випаровується, утворюється фіолетова пара, що різко пахне. При слабкому нагріванні йод осідає у вигляді блискучих тонких пластинок; цей процес використовують для очищення йоду в лабораторіях й у промисловості. Йод погано розчинний у воді (0,33 г/л при 25 °С), добре - у сірковуглеці й органічних розчинниках (бензолі, спирті), а також у водяних розчинах йодидів.

Конфігурація зовнішніх електронів атома йоду 5s25p5. Відповідно до цього проявляє в з'єднаннях змінну валентність (ступінь окислювання): -1 (в HI, КI); +1 (у НIO, КIO); +3 (в IСl3); +5 (у НIO3, КIO3); і +7 (в HIO4, KIO4). Хімічно йод досить активний, хоча й у менше, чим хлор і бром. З металами йод при легкому нагріванні енергійно взаємодіє, утворюючи йодиди (Hg + I2 = Hg2). З воднем йод реагує тільки при нагріванні й не повністю, утворючи йодистий водень. З вуглецем, азотом, киснем йод безпосередньо не з'єднується. Елементарний йод - окислювач, менш сильний, чим хлор і бром. Сірководень H2S, тіосульфат натрію Na2S2O3 й інші відновлювачі відновлюють його до I (I2 + H2S = S + 2НI). Хлор й інші сильні окислювачі у водяних розчинах переводять його в IO3. При розчиненні у воді йод частково реагує з нею; у гарячих водяних розчинах лугів утворяться йодид й йодад. Абсорбуючись на крохмалі, йод зафарбовує його в темно-синій колір; це використається в йодометрії і якісному аналізі для виявлення йоду.

Пари йоду отрутні й дратують слизові оболонки. На шкіру йод робить припікаючу й знезаражуючу дію. Плями від йоду змивають розчинами соди або тіосульфату натрію.

ХЛОР

ХЛОР (Cl) - хімічний елемент VII групи періодичної системи Менделєєва, атомний номер 17, атомна маса 35,453; відноситься до галогенів. При нормальних умовах жовто-зелений газ із різким дратівним заходом. Природний хлор складається із двох стабільних ізотопів: 35Cl (75,77%) і 37Cl (24,23%).

Xлор отриманий уперше в 1774 р. Шееле взаємодією соляної кислоти з піролюзитом Мn2. Однак, тільки в 1810 М. Дэві встановив, що хлор - елемент і назвав його chlorine (від грецького chloros - жовто-зелений). В 1813 Ж. Л. Гей-Люссак запропонував для цього елемента назву хлор.

Xлор зустрічається в природі тільки у вигляді сполук. Середній зміст хлору в земній корі % по масі, у кислих породах - гранітах. Основну роль в історії хлору в земній корі грає водна міграція. У вигляді іону Cl- існує у Світовому океані (1,93%), підземних розсолах і соляних озерах. Число власних мінералів (переважно природних хлоридів) 97, головний з них - галіт NаCl. Відомі також великі родовища хлоридів калію й магнію й змішаних хлоридів: сильвін КCl, сильвініт (Nа, К) Cl, карналіт КCl*МgCl2*6Н2О, каініт КCl*МgSO4*3Н2О, бішофіт МgCl2*6Н2О.

Xлор має tКип - 34,05 °С, tПл - 101 °С. Щільність газоподібного хлору при нормальних умовах 3,214 г/л; насичені пари при 0 °С 12,21 г/л; рідкого хлору при температурі кипіння 1,557 г/см3; тверді хлори при - 102 °С 1,9 г/см3. Тиск насичених пар хлору при 0 °С 0,369; при 25 °С 0,772; при 100 °С 3,814 Мн/м2 або відповідно 3,69; 7,72; 38,14 кгс/см2. Теплота плавлення 90,3 кдж/кг (21,5 кал/г); теплота випару 288 кдж/кг (68,8 кал/г); теплоємність газу при постійному тиску 0,48 кдж/(кг*К) [0,11 кал/(г*°С)]. Xлор добре розчиняється в ТiСl4, SiCl4, SnCl4 і деяких органічних розчинниках (особливо в гексані). Молекула хлору двохатомна (Cl2). Ступінь термічної дисоціації Cl2+243 кдж 2Cl при 1000 К дорівнює 2,07*10-4%, при 2500 К 0,909%.

Зовнішня електронна конфігурація атома Сl Зs23р5. Відповідно до цього хлор у з'єднаннях проявляє ступені окислювання -1, +1, +3, +4, +5, +6 й +7. Ковалентний радіус атома 0,99А, іонний радіус Сl- 1,82А.

Хімічно хлор дуже активний, безпосередньо з'єднується майже з усіма металами (з деякими тільки в присутності вологи або при нагріванні) і з неметалами (крім вуглецю, азоту, кисню, інертних газів), утворює відповідні хлориди, вступає в реакцію з багатьма з'єднаннями, заміщає водень у граничних вуглеводнях і приєднується до ненасичених з'єднань. Хлор витісняє бром й йод з їхніх з'єднань із воднем і металами; із з'єднань хлору із цими елементами він витісняється фтором. Лужні метали в присутності слідів вологи взаємодіють із хлором із запаленням, більшість металів реагує із сухим хлором тільки при нагріванні. Сталь, а також деякі метали стійкі в атмосфері сухого хлору в умовах невисоких температур, тому їх використають для виготовлення апаратури і сховищ для сухого хлору. Фосфор запалюється в атмосфері хлору, утворюючи РСl3, а при подальшому хлоруванні - РСl5; сірка із хлором при нагріванні дає S2Сl2, SСl2 й інші SNClM. Миш'як, сурма, вісмут, стронцій, телур енергійно взаємодіють із хлором. Суміш хлору з воднем горить безбарвним або жовто-зеленим полум'ям з утворенням хлористого водню (це ланцюгова реакція).

Максимальна температура воднево-хлорного полум'я 2200 °С. Суміші хлору з воднем, що містять від 5,8 до 88,3% Н2, вибухонебезпечні.

З киснем хлор утворить оксиди: Cl2O, Cl2, Cl2O6, Cl2O7, Cl2O8, а також гіпохлорити, хлорити, хлорати й перхлорати. Всі кисневі з'єднання хлору утворять вибухонебезпечні суміші з легкоокисними речовинами. Окисиди хлору малостійкі й можуть мимовільно вибухати, гіпохлорити при зберіганні повільно розкладаються, хлорати й перхлорати можуть вибухати під впливом ініціаторів.

ФТОР

ФТОР (F) - хімічний елемент VII групи періодичної системи Менделєєва, відноситься до галогенів, атомний номер 9, атомна маса 18,998403; при нормальних умовах (0 С; 0,1 Мн/м2, або 1 кгс/см2) - газ блідо-жовтого цвіту з різким заходом.

Природний фтор складається з одного стабільного ізотопу 19F. Штучно отримані п'ять радіоактивних ізотопів: 16F з періодом напіврозпаду Т1/2 < 1 сек, 17F(Т1/2 = 70 сек), 18F (Т1/2 = 111 хв), 20F (Т1/2 = 11,4 сек), 21F(Т1/2 = 5 сек).

Перша сполука фтору - флюорит (плавиковий шпат) Ca2 - описано в кінці 15 століття за назвою "флюор" (від латинського fluo - течу). В 1771 К. Шееле одержав плавикову кислоту. Вільний фтор виділив А. Муассан в 1886 р. електролізом рідкого безводного фтористого водню, що містить домішки кислого фториду калію KHF2.

Хімія фтору почала розвиватися з 1930-х років, особливо швидко - у роки 2-й світової війни 1939-45 рр. і після її у зв'язку з потребами атомної промисловості й ракетної техніки. Назва "фтор" (від грецького phthoros - руйнування, загибель), запропоноване А. Ампером в 1810 р., уживається тільки в російській та українській мові; у багатьох країнах прийнята назва "флюор".

Середній зміст фтору в земній корі % по масі; у кисло вивержених породах (гранітах) вона становить, в основних - %, в ультра-основних - 10-2%. Фтор присутній у вулканічних газах і термальних водах. Найважливіші сполуки фтору - флюорит, кріоліт і топаз. Усього відомо 86 мінералів, що мають фтор. З'єднання фтору перебувають також в апатитах, фосфоритах й інших. Фтор - важливий біогенний елемент. В історії Землі джерелом надходження фтору в біосферу були продукти виверження вулканів (гази й ін.).

Газоподібний Фтор має щільність 1,693 г/л (0 С і 0,1 Мн/м2, або 1 кгс/см2), рідкий - 1,5127 г/см3 (при температурі кипіння); tПл -219,61 °С; tКип -188,13 °С. Молекула фтору складається із двох атомів (F2); при 1000 °С 50% молекул дисоціює, енергія дисоціації близько 155±4 кдж/моль (37±1 ккал/моль). Фтор погано розчинний у рідкому фтористому водні. Конфігурація зовнішніх електронів атома фтору 2s22р5. У з'єднаннях проявляє ступінь окислювання -1. Ковалентний радіус атома 0,72А, іонний радіус 1,33А. Спорідненість до електрона 3,62 эв., енергія іонізації (F F+) 17,418 эв.

Висока реакційна здатність фтору обумовлює екзотермічність фторування, що, у свою чергу, визначається аномально малою величиною енергії дисоціації молекули фтору й більших величин енергії зв'язків атома фтору з іншими атомами. Пряме фторування має ланцюговий механізм і легко може перейти в горіння й вибух. Фтор реагує з усіма елементами, крім гелію, неону й аргону. З киснем взаємодіє в тліючому розряді, утворює при низьких температурах фториди кисню. Реакції фтору з іншими галогенами екзотермічні, у результаті утворяться міжгалогенні з'єднання. Хлор взаємодіє із фтором при нагріванні до 200-250 С, даючи монофтористий хлор Сl і трьохфтористий хлор Сl3. Відомий також Сl3, одержуваний фторуванням Сl3 при високій температурі й тиску 25 Мн/м2 (250 кгс/см2). Бром й йод запалюються в атмосфері фтору при звичайній темпері, при цьому можуть бути отримані Br3, Br5, IF5, IF7. Фтор безпосередньо реагує із криптоном, ксеноном і радоном, утворюючи відповідні фториди (наприклад, Хe4, Хе6, Кr2).

Взаємодія фтору із сіркою супроводжується виділенням тепла й приводить до утворення численних фторидів сірки Селенів і телур утворять вищі фториди Sе6 і Те6. Фтор з воднем реагують із запаленням; при цьому утвориться фтористий водень. Фтор з азотом реагує лише в електричному розряді. Деревне вугілля при взаємодії із фтором запалюється при звичайній температурі.

БРОМ

БРОМ (Br) - хімічний елемент VII групи періодичної системи Менделєєва, відноситься до галогенів, атомний номер 35, атомна маса 79,904; червоно-бура рідина із сильним неприємним заходом. Бром відкритий в 1826 французьким хіміком А. Ж. Баларом при вивченні розсолів соляних промислів; названий від грецького bromos -- сморід. Природний бром складається з 2 стабільних ізотопів 79Br (50,34%) і 81Br (49,46%). Зі штучно отриманих радіоактивних ізотопів брому найцікавіший 80Вr, на прикладі якого И. В. Курчатовим відкрите явище ізомерії атомних ядер.

Зміст брому в земній корі (% по масі) оцінюється в 1015-1016 т. У головній своїй масі бром перебуває в магматичних породах, а також у широко розповсюджених галогенідах. Бром - постійний супутник хлору. Бромисті солі (NaBr, KBr, MgBr2) зустрічаються у відкладеннях хлористих солях (у кухоній солі до 0,03% Br), а також у морській воді (0,065% Br), ропі соляних озер (до 0,2% Br) і підземних розсолах, звичайно пов'язаних із соляними й нафтовими родовищами (до 0,1% Br). Завдяки гарній розчинності у воді бромисті солі накопляються в залишкових розсолах морських й озерних водойм. Бром мігрує у вигляді легко розчинних з'єднань, дуже рідко утворюються тверді мінеральні форми, представлені броміритом AgBr, емболітом Ag (Сl, Br) і йодемболітом Ag (Сl, Вr, I). Утворення мінералів відбувається в зонах окислювання сульфідних срібло-утримуючих родовищ, що формуються в посушливих пустельних областях.

При -7,2°С рідкий бром застигає, перетворюючись у червоно-коричневі голчасті кристали зі слабким металевим блиском. Пари брому жовто-бурого кольору, tКип = 58,78°С. Щільність рідкого брому (при 20°С) 3,1 г/см3. У воді бром розчинний обмежено, але краще інших галогенів.

Особливо добре розчинний бром у багатьох органічних розчинниках, чим користуються для витягу його з водяних розчинів. Бром у твердому, рідкому й газоподібному стані складається з 2-атомних молекул. Помітна дисоціація на атоми починається при температурі близько 800°С; дисоціація спостерігається й при дії світла.

Конфігурація зовнішніх електронів атома брому 4s24p5. Валентність брому в сполуках змінна, ступінь окислювання дорівнює -1 (у бромідах, напр. КВr), +1 (у гіпобромітах, NaBr), +3 (у бромітах, NaBr2), +5 (у броматах, КВrО3) і +7 (у пербромагах, NaBr4). Хімічно бром досить активний, займаючи по реакційній здатності місце між хлором й йодом. Взаємодія брому із сіркою, селеном, телуром, фосфором, миш'яком і сурмою супроводжується сильним розігріванням, іноді навіть появою полум'я. Так само енергійно бром реагує з деякими металами, наприклад калієм й алюмінієм. Однак багато металів реагують із безводним бромом через утворення на їхній поверхні захисної плівки броміду, нерозчинного в бромі. З металів найбільш стійкі до дії брому, навіть при підвищених температурах й у присутності вологи, срібло, свинець, платина й тантал (золото, на відміну від платини, енергійно реагує із бромом). З киснем, азотом і вуглецем бром безпосередньо не з'єднується навіть при підвищених температурах. З'єднання брому із цими елементами одержують непрямим шляхом. Такі вкрай неміцні оксиди Br2O, Br2 і Вr3ПРО8.

Бром - сильний окислювач. Так, він окисляє сульфіти й тіосульфати у водяних розчинах до сульфатів, нітрити до нітратів, аміак до вільного азоту. Бром витісняє йод з його з'єднань, але сам витісняється хлором і фтором. Вільний бром виділяється з водяних розчинів бромідів також під дією сильних окислювачів у кислому середовищі.

Розчин брому у воді називають бромною водою. З реакцій брому з органічними сполуками найбільш характерне приєднання по подвійному зв'язку, а також заміщення водню (звичайно при дії каталізаторів або світла).

Похожие статьи




Типові неметали - галогени, їх характеристика, властивості і сполуки - Типові неметали - галогени, їх характеристика, властивості і сполуки

Предыдущая | Следующая