Галогены

Введение

Галогены (от греч. halos - соль и genes - рождающий, рождённый) находятся в главной подгруппе VII группы периодической системы химических элементов.

К галогенам относят фтор, хлор, бром, иод и астат.

На наружном энергетическом уровне атомов галогенов находятся семь электронов:до восьми электронов (октета) на наружном энергетическом уровне, т.е. до устойчивого состояния атомов, характерного для благородных газов, атомам галогенов недостаёт по одному электрону. К тому же атомы галогенов по сравнению с атомами металлов того же периода обладают большим зарядом ядра, меньшим атомным радиусом и имеют по одному неспаренному электрону. Поэтому атомы всех галогенов энергично присоединяют недостающий электрон. Например,Cl⁰ + е > Cl^-

Галогены в природе находятся только в виде соединений, причем в состав этих соединений галогены входят (за редчайшим исключением) только в степени окисления -1. Практическое значение имеют минералы фтора: CaF₂ - плавиковый шпат, Na₂AlF₆ - криолит, Ca₅F(PO₄)₃ - фторапатит и минералы хлора: NaCl - каменная соль (это же вещество - главный компонент, обуславливающий соленость морской воды), KСl - сильвин, MgCl₂*KCl*6H₂O - карналлит, KCl*NaCl - сильвинит. Бром в виде солей содержится в морской воде, в воде некоторых озер и в подземных рассолах. Соединения иода содержатся в морской воде, накапливаются в некоторых водрослях. Существуют незначительные залежи солей иода - KIO₃ и KIO₄ - В Чили и Боливии.

Массовые доли галогенов в земной коре составляют: фтора – 6,25*10^-4, хлора – 1,7*10^-4, брома – 1,6*10^-6, иода - 4*10^-7. Общая масса астата на земном шаре по оценкам не превышает 30 г. Все галогены образуют по одному простому веществу с молекулой состава Г₂, где Г = F, Cl, Br, I. Межъядерное расстояние в молекулах галогенов возрастает от брома к иоду.

Фтор в химических реакциях проявляет  только окислительные свойства, и  для него характерна степень окисления -1. Остальные галогены могут проявлять  и восстановительные свойства при  взаимодействии с более электроотрицательными  элементами - фтором, кислородом, азотом, при этом степени их окисления могут принимать значения +1, +3, +5, +7. Восстановительные свойства галогенов усиливаются от хлора к йоду, что связано с ростом радиусов их атомов: атомы хлора примерно вдвое меньше, чем у йода. 

Реагируют почти со всеми простыми веществами, кроме некоторых неметаллов. Все галогены — энергичные окислители, поэтому встречаются в природе только в виде соединений. С увеличением порядкового номера химическая активность галогенов уменьшается, химическая активность галогенид-ионов F⁻, Cl⁻, Br⁻, I⁻, At^- уменьшается.

Полученный в Объединённом институте  ядерных исследований в Дубне, Россия в 2009—2010 годах 117-й элемент, унунсептий Uus, также находится формально в группе галогенов, однако по химическим свойствам может существенно отличаться от них, как и астат. Представляют собой:

Фтор — бледно-жёлтый газ, очень ядовит и реакционноспособен.

Хлор — светло-зелёный газ. Тяжёлый, также очень ядовитый, имеет характерный неприятный запах (запах хлорки).

Бром — красно-бурая жидкость. Ядовита. Поражает обонятельный нерв. Очень летуч, поэтому содержится в запаянных ампулах.      

Иод — фиолетово-чёрные кристаллы. Очень легко возгоняется (пары фиолетового цвета). Ядовит.

Астат — сине-чёрные кристаллы. Очень радиоактивен, поэтому о нём сравнительно мало известно. Период полураспада наиболее долгоживущего изотопа — астата-210 — равен 8,2 часа.         

Цель курсовой работы – изучить  свойства галогенов и их применение в практике.

Предмет курсовой работы – химические элементы периодической системы .

Объект курсовой работы – элементы VIIа подгруппы : галогены. [8][2]                                                                                                           

                                             I.Теоретическая часть

1.1История и  происхождение названия

 

 

Хлор Cl	Бром Br	Иод I

 

Фтор 

Первое соединение фтора — флюорит (плавиковый шпат) CaF₂ — описано в конце XV века под названием «флюор». В 1771 году Карл Шееле получил плавиковую кислоту.

Как один из атомов плавиковой кислоты, элемент фтор был предсказан в 1810 году, а выделен в свободном виде лишь 76 лет спустя Анри Муассаном в 1886 году электролизом жидкого безводного фтористого водорода, содержащего примесь кислого фторида калия KHF₂.

Название «фтор» (от др.-греч. φθόρος — разрушение), предложенное Андре Ампером в 1810 году, употребляется в русском и некоторых других языках; во многих странах приняты названия, производные от латинского «fluorum» (которое происходит, в свою очередь, от fluere — «течь», по свойству соединения фтора, флюорита (CaF₂), понижать температуру плавления руды и увеличивать текучесть расплава).

Хлор 

Соединение с хлором — газообразный хлороводород — было впервые получено Джозефом Пристли в 1772 г. Хлор был получен в 1774 г. шведским химиком Карлом Вильгельмом Шееле, описавшим его выделение при взаимодействии пиролюзита с соляной кислотой в своём трактате о пиролюзите:

4HCl + MnO₂ = Cl₂ + MnCl₂ + 2H₂O       

Шееле отметил запах хлора, схожий с запахом царской водки, его способность взаимодействовать с золотом и киноварью, а также его отбеливающие свойства.              

Однако Шееле, в соответствии с господствовавшей в химии того времени теории флогистона, предположил, что хлор представляет собой дефлогистированную соляную кислоту, то есть оксид соляной кислоты. Бертолле и Лавуазье предположили, что хлор является оксидом элемента мурия, однако попытки его выделения оставались безуспешными вплоть до работ Дэви, которому электролизом удалось разложить поваренную соль на натрий и хлор.[2][1]

 

 

 

Бром 

Бром был открыт в 1826 году молодым преподавателем колледжа города Монпелье А. Ж. Баларом. Открытие Балара сделало его имя известным всему миру. Из одной популярной книги в другую кочует утверждение, что огорчённый тем, что в открытии брома никому неизвестный Антуан Балар опередил самого Юстуса Либиха, Либих воскликнул, что, дескать, не Балар открыл бром, а бром открыл Балара.(4) Однако это неправда, или, точнее, не совсем правда: фраза принадлежала не Ю. Либиху, а Шарлю Жерару, который очень хотел, чтобы кафедру химии в Сорбонне занял Огюст Лоран, а не избранный на должность профессора А. Балар. Название элемента происходит от др.-греч. βρῶμος — дурной запах, зловоние.

Йод

Иод открыл в 1811 французский химик  Б. Куртуа. Нагревая маточный рассол золы морских водорослей с концентрированной  серной кислотой, он наблюдал выделение фиолетового пара (отсюда название иод - от греческого iodes, ioeides - похожий цветом на фиалку, фиолетовый), который конденсировался в виде темных блестящих пластинчатых кристаллов. В 1813 - 1814 французский химик Ж.Л. Гей-Люссак и английский химик Г. Дэви доказали элементарную природу иода.[8][6]

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

II.Свойства галогенов:

 

2.1.Физические свойства

Галогены являются сильными окислителями. Их молекулы состоят из двух атомов.

Вещество	Агрегатное состояние при обычных условиях	Цвет	Запах	Температура плавления, °С	Температура кипения, °С
Фтор F2	Газ	Светло-жёлтый	Резкий, раздражающий	-220	-188
Хлор Cl2	Газ	Жёлто-зелёный	Резкий, удушливый	-101	-34
Бром Br2	Жидкость	Буровато-коричневый	Резкий, зловонный	-7	+58
Иод I2	Твёрдое вещество	Чёрно-фиолетовый с металлическим  блеском	Резкий	+114	+186

2.1.1 Фтор

9	Фтор
F 18,998
2s22p5

Фтор — элемент 7-й группы периодической таблицы химических элементов (по устаревшей классификации — элемент главной подгруппы VII группы), второго периода, с атомным номером 9 Обозначается символом F (лат. Fluorum). Фтор — чрезвычайно химически активный неметалл и самый сильный окислитель, является самым лёгким элементом из группы галогенов. Простое вещество фтор (CAS-номер: 7782-41-4) при нормальных условиях — двухатомный газ (формула F₂) бледно-жёлтого цвета с резким запахом, напоминающим озон или хлор. Очень ядовит.

Природный фтор состоит из одного стабильного изотопа ¹⁹F. Искусственно получены пять радиоактивных изотопов: ¹⁶F с периодом полураспада Т_1/2 < 1 сек, ¹⁷F(Т_1/2 = 70 сек), ¹⁸F (Т_1/2 = 111 мин), ²⁰F (Т_1/2 = 11,4 сек), ²¹F(Т_1/2 = 5 сек).[7][10][5]

Среднее содержание фтора в земной коре 6,25_*10^-2% по массе; в кислых изверженных породах (гранитах) оно составляет 8_*10^-2%, в основных - 3,7_*10^-2%, в ультраосновных - 10^-2%. Фтор присутствует в вулканических газах и термальных водах. Важнейшие соединения фтора - флюорит, криолит и топаз. Всего известно 86 фторсодержащих минералов. Соединения фтора находятся также в апатитах, фосфоритах и других. Фтор - важный биогенный элемент. В истории Земли источником поступления фтора в биосферу были продукты извержения вулканов (газы и др.).      6

Газообразный фтор имеет плотность 1,693 г/л (0 С и 0,1 Мн/м², или 1 кгс/см²), жидкий - 1,5127 г/см³ (при температуре кипения); t_пл -219,61 °С; t_кип -188,13 °С. Молекула фтора состоит из двух атомов (F₂); при 1000 °С 50% молекул диссоцирует, энергия диссоциации около 155±4 КДж/моль (37±1 ккал/моль). Фтор плохо растворим в жидком фтористом водороде; растворимость 2,5_*10^-3 г в 100 г НF при -70 °С и 0,4_*10^-3 г при -20 °С; в жидком виде неограниченно растворим в жидком кислороде и озоне. Конфигурация внешних электронов атома фтора 2s² 2р⁵. В соединениях проявляет степень окисления -1. Ковалентный радиус атома 0,72А, ионный радиус 1,33А. Сродство к электрону 3,62 эВ, энергия ионизации (F+) 17,418 эВ. Высокими значениями сродства к электрону и энергии ионизации объясняется сильная электроотрицательность атома фтора, наибольшая среди всех других элементов. Высокая реакционная способность фтора обусловливает экзотермичность фторирования, которая, в свою очередь, определяется аномально малой величиной энергии диссоциации молекулы фтора и большими величинами энергии связей атома фтора с другими атомами.[5][7]

2.2.2 Хлор

17	Хлор
Cl 35,452
3s23p5

Хлор (от греч. χλωρός — «зелёный») — элемент 7-й группы периодической таблицы химических элементов (по устаревшей классификации — элемент главной подгруппы VII группы), третьего периода, с атомным номером 17.Обозначается символом Cl (лат. Chlorum). Химически активный неметалл. Входит в группу галогенов (первоначально название «галоген» использовал немецкий химик Швейгер для хлора [дословно «галоген» переводится как солерод], но оно не прижилось, и впоследствии стало общим для VII группы элементов, в которую входит и хлор).(1)

Простое вещество хлор (CAS-номер: 7782-50-5) при нормальных условиях — ядовитый газ желтовато-зелёного цвета, с резким запахом. Молекула хлора двухатомная (формула Cl).[3][6]

При нормальных условиях (0 °С, 0,1 Мн/м²) жёлто-зелёный газ с резким раздражающим запахом. Природный хлор состоит из двух стабильных изотопов: ³⁵Cl (75,77%) и ³⁷Cl (24,23%). Искусственно получены радиоактивные изотопы с массовыми числами 32, 33, 34, 36, 38, 39, 40 и периодами полураспада Т_1/2 соответственно 0,31; 2,5; 1,56 сек; 3,1_*105 лет; 37,3; 55,5 и 1,4 мин. ³⁶Cl и ³⁸Cl используются как изотопные индикаторы.

Xлор встречается в природе  только в виде соединений. Среднее  содержание хлора в земной  коре 1,7_*10^-2% по массе, в кислых изверженных породах - гранитах 2,4_*10^-2, в основных и ультраосновных 5_*10^-3. Основную роль в истории хлора в земной коре играет водная миграция. В виде иона Cl^- он содержится в Мировом океане (1,93%), подземных рассолах и соляных озерах. Число собственных минералов (преимущественно природных хлоридов) 97, главный из них - галит NаCl. Известны также крупные месторождения хлоридов калия и магния и смешанных хлоридов: сильвин КCl, сильвинит (Nа, К) Cl, карналлит КCl_*МgCl_2*6Н₂О, каинит КCl_*МgSO_4*ЗН₂О, бишофит МgCl_2*6Н₂О. В истории Земли большое значение имело поступление содержащегося в вулканических газах НCl в верхние части земной коры.[6][10]

Xлор имеет t_кип - 34,05 °С, t_пл - 101 °С. Плотность газообразного хлора при нормальных условиях 3,214 г/л; насыщенного пара при 0 °С 12,21 г/л; жидкого хлора при температуре кипения 1,557 г/см³; твёрдого хлора при -102 °С 1,9 г/см³. Давление насыщенных паров хлора при 0 °С 0,369; при 25 °С 0,772; при 100 °С 3,814 Мн/м² или соответственно 3,69; 7,72; 38,14 кгс/см². Теплота плавления 90,3 кДж/кг (21,5 кал/г); теплота испарения 288 кДж/кг (68,8 кал/г); теплоёмкость газа при постоянном давлении 0,48 кДж/(кг_*К) [0,11 кал/(г_*°С)]. Xлор хорошо растворяется в ТiСl₄, SiCl₄, SnCl₄ и некоторых органических растворителях (особенно в гексане и четырёххлористом углероде). Молекула хлора двухатомна (Cl₂). Степень термической диссоциации Cl₂+243 кДж 2Cl при 1000 К равна 2,07_*10^-4%, при 2500 К 0.909%.[10] [9]