Реферат: Галогены

Реферат: Галогены

Всем известно, что фтор вводят в состав зубной пасты, а хлором дезинфицируют воду в плавательных бассейнах. Бром применяют в качестве успокоительного средства, а спиртовой раствор йода как антисептическое средство. Фтор, хлор, бром и йод образуют семейство галогенов. Галогены относятся к неметаллическим элементам. Они входят в VII группу периодической системы (см. рис.).

О происхождении названий галогенов

Названия всех галогенов, за исключением фтора, происходят от греческих слов:

Название	Исходное слово	Значение
Галоген	галс (греч.) ген (греч.)	Соль Образующий
Фтор	флуо (лат.)	Течь, текучий (в старину минерал поле­вой шпат CaF, использовали в ме­таллургии в качестве флюса для при­дания легкоплавкости шлакам)
Хлор	хлорос (греч.)	Зеленовато-желтый
Бром	бромос (греч.)	Зловонный
Иод	иодес (греч.)	Фиолетовый
Астат	астатос (греч.)	Неустойчивый

Слог «ген» в качестве приставки либо суффикса входит во многие научные термины, например в слова генератор и антиген. Обычно он означает рост или образование чего-либо. Таким образом, слово галоген (гало + ген) означает «образующий соль».

ЭЛЕКТРОННАЯ СТРУКТУРА АТОМОВ ГАЛОГЕНОВ

Атомы всех галогенов имеют во внешней оболочке семь электронов. Они легко присоединяют еще один электрон, образуя галогенидные ионы. Галогенид-ион имеет устойчивый октет электронов. Галогены характеризуются высокой электроотрица­тельностью и реакционной способностью и поэтому в свободном виде не встречаются в природе. Однако галогенид-ионы широко распространены в природе.

Галогены в свободном виде существуют в форме двухатомных молекул. Атомы в этих молекулах связаны между собой простой ковалентной связью. Каждая такая связь образуется в результате обобществления пары электронов - по одному от каждого атома:

В табл. 1 приведены некоторые данные о структуре атомов и молекул галоге­нов. Обратим внимание на то, что атомные и ионные радиусы галогенов, а также длины связи в их молекулах последовательно возрастают при перемещении к нижней части группы. Однако энергии диссоциации связи и, следовательно, прочность связи в молекулах галогенов при этом, наоборот, уменьшаются. Исключением в этом отноше­нии является только фтор. Небольшая прочность связи фтора, по-видимому, обус­ловлена слишком близким расположением атомов в его молекуле. Это приводит к сильному отталкиванию между несвязывающими электронами, что вызывает ослаб­ление связи.

Таблица 1. Электронное строение и свойства галогенов

Элемент	Атомный номер	Электронная конфигурация атомов	Конфигурация внешней оболочки	Атомный радиус, нм	Ионный радиус, нм	Длина связи, нм	Энергия диссоциации связи, кДж/моль
Фтор	9	2.7	2s22p5	0,072	0,136	0,142	158
Хлор	17	2.8.7	Зs23p5	0,099	0,181	0,200	242
Бром	35	2.8.18.7	4s24р5	0,114	0,195	0,229	193
Иод	53	2.8.18.18.7	5s25р5	0,133	0,216	0,266	151

ЛАБОРАТОРНЫЕ МЕТОДЫ ПОЛУЧЕНИЯ ГАЛОГЕНОВ

Хлор. Хлор можно получить в лабораторных условиях окислением концентрированной соляной кислоты манганатом(VII) калия:

Выделяющийся хлор пропускают через воду, чтобы удалить следы хлороводородов, а затем через концентрированную серную кислоту, чтобы осушить его. Полученный хлор собирают в перевернутом сосуде, из которого он вытесняет воздух.

Другой способ лабораторного получения хлора основан на реакции между отбели­вающим порошком (гипохлоритом кальция) и разбавленной соляной кислотой:

Бром. Для получения брома в лабораторных условиях добавляют оксид марган-Ha(IV) к смеси концентрированной серной кислоты с бромидом калия. Бромоводород-ная кислота, обоазуюшаяся в оеакции между сеоной кислотой и бромидом калия:

окисляется оксидом марганца(IV)

Бром отделяют от реакционной смеси перегонкой.

Иод. Иод получают тем же способом, что и бром, только вместо бромида калия используется иодид калия. Полученный иод отделяют от реакционной смеси воз­гонкой.

ФИЗИЧЕСКИЕ И БИОЛОГИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА

Все галогены - токсичные вещества.

Отравление хлором. Жидкий хлор вызывает серьезные ожоги кожи. Газообраз­ный хлор оказывает сильное раздражающее действие, особенно на глаза и дыха­тельную систему. Он реагирует с водой, содержащейся в глазах, легких и слизистых оболочках органов дыхания, образуя соляную кислоту и хлорноватистую кислоту (см. ниже «Реакции с водой и щелочами»). Симптомами отравления хлором являются жжение глаз и органов дыхания, непрекращающийся кашель и, в тяжелых случаях, кровавая мокрота. В легких, отравленных хлором, может развиваться бронхиальная пневмония. Предельно допустимая концентрация хлора в воздухе составляет 0,005 мг/дм3. Уровень 0,2 мг/дм3 считается опасным, а концентрация 2 мг/дм3 может вызвать быструю смерть. Однако случаи отравления хлором со смертельным исходом в аварийной обстановке нечасты, поскольку людей, на­дышавшихся этим газом, обычно удается вовремя удалить из отравленной зоны.

Галогены имеют характерный резкий запах, хорошо знакомый тем, кто посещает плавательные бассейны.

Все галогены имеют большую летучесть. Она объясняется тем, что их молекулы удерживаются вместе лишь слабыми вандерваальсовыми силами. Хотя вандерваальсовы силы постепенно возрастают при перемещении к нижней части группы галогенов, они остаются очень слабыми даже в кристаллах иода, которые поэтому легко возгоняются при нагревании. При этом образуются фиолетовые пары иода. Темпе­ратуры плавления и кипения галогенов указаны в табл. 2.

Таблица 2. Физические свойства галогенов

Элемент	Температура плавления, °С	Температура кипения, °С	Агрегатное состояние и внешний вид при 20°С
Фтор	-220	-188	Бледно-желтый газ
Хлор	-101	-34	Желто-зеленый газ
Бром	-7	58	Коричневая жидкость с тяжелы­ми коричневыми парами
Иод	114	183	Блестящие серо-черные кристал­лы

Все галогены - окрашенные вещества. Интенсивность их окраски возрастает по мере перемещения к нижней части группы.

Страницы: 1, 2