Хімія. Комплексна підготовка до ЗНО і ДПА

9.2. Елементи VIIA групи (галогени)

Галогени — це Флуор (F), Хлор (Сl), Бром (Вr), Йод (I) і Астат (At). Вони розміщуються у головній підгрупі VII групи¹. Усі галогени, крім Астату², трапляються в природі. Загальна електронна формула галогенів — ns²np⁵ (n ≥ 2 — номер періоду, в якому розміщується елемент). Галогени відносять до p-елементів, оскільки в їхніх атомах електронами заповнюється саме р-підрівень зовнішнього електронного шару. Графічна формула:

¹ За новою номенклатурою — у 17 групі.

² Трапляється найрідше з усіх природних елементів, малодосліджений.

В атомів галогенів у зовнішньому електронному шарі є один неспарений електрон, а тому в основному стані їм властива лише валентність І. У збудженому стані всі галогени, окрім Флуору, можуть виявляють валентності III, V і VII, що пояснюється наявністю у них незаповненого d-підрівня з п’ятьма вільними орбіталями (d-підрівень з’являється в елементів 3 періоду), на які в збудженому стані можуть переходити електрони з s- та р-підрівнів:

Галогени відносять до типових неметалічних елементів. Серед елементів кожного періоду саме в галогенів найбільші значення електронегативності. Флуор — найбільш електронегативний елемент періодичної таблиці хімічних елементів Д. І. Менделєєва. У сполуках він виявляє ступінь окиснення лише -1. Для інших галогенів характерні також ступені окиснення +1, +3, +5, +7.

Унаслідок хімічних реакцій атоми галогенів приєднують один електрон, якого саме і не вистачає до октету електронів, тобто до утворення електронної конфігурації інертного газу. Тому галогени є сильними окисниками:

F⁰ + 1e^- → F^-

Атоми галогенів утворюють прості речовини, молекули яких у газоподібному, рідкому і кристалічному станах складаються з двох атомів: F₂ (світло-жовтий газ), Сl₂ (жовто-зелений газ, який легко зріджується), Вr₂ (червоно-коричнева густа рідина), I₂ (блискучі сіро-чорні з фіолетовим відтінком кристали). Усі галогени отруйні, мають характерний запах, відзначаються великою леткістю. Йод за незначного нагрівання сублімує¹. І навпаки, унаслідок охолодження пари йоду знову утворюють кристали.

¹ Сублімація — це явище переходу речовин із твердого стану в газоподібний, минаючи рідкий. Зворотній процес називають десублімацією.

Галогени відносять до активних неметалічних елементів. Хімічна активність галогенів (атомів і молекул) спадає в ряду від Флуору до Йоду. Активніші галогени витісняють менш активні з їхніх сполук. Окисні властивості галогенів зменшуються в підгрупі від Флуору до Йоду, оскільки зростає радіус атома і здатність приєднувати електрони зменшується. Йони галогенів (Сl^-, Вr^-, I^-) здатні віддавати електрони, а тому виявляють відновні властивості, які зростають від хлорид-іона до йодид-іона.

Галогени з Гідрогеном утворюють леткі сполуки, які називають гідрогенгалогенідами (галогеноводнями): HF, НСl, НВr, НI. Це газоподібні сполуки, які легко розчиняються у воді. Їхні водні розчини є кислотами. Розчин HF у воді називають плавиковою кислотою. Утворені галогенами солі² називають відповідно флуоридами, хлоридами, бромідами, йодидами.

² Галогени (від гр. ἁλός — сіль і γένος — рід) — «ті, що народжують солі».

У ряду кислот HF → НСl → НВr → НІ спостерігається підсилення кислотних властивостей сполук. Це пояснюється тим, що вниз по групі спостерігається збільшення радіуса атома, а тому зв’язок між Гідрогеном і галогеном послаблюється. Отже, саме в молекулах НІ, які містяться в розчині йодидної кислоти, найлегше відщеплюються йони Гідрогену.

Відомі сполуки галогенів з Оксигеном. Серед оксигеновмісних сполук галогенів стійкими є солі оксигеновмісних кислот (Флуор оксигеновмісних кислот не утворює). У ряду оксигеновмісних кислот, наприклад Хлору: НСlО → НСlО₂→ НСlО₃→ НСlО₄, спостерігається посилення кислотних і зменшення окисних властивостей.

9.2.1. Хлор

Хлор — 17-й елемент періодичної таблиці, заряд ядра — +17. Хімічний символ — Сl. Елемент Хлор має 2 природні ізотопи: ³⁵Сl і ³⁷Сl; їхні масові частки становлять відповідно 75,78 і 24,22 %. Хлор утворює одну просту речовину — хлор Сl₂. Відносна молекулярна маса — 71, молярна маса — 71 г/моль.

Електронна формула — ₁₇Сl 1s²2s²2р⁶3s²3р⁵. У сполуках Хлор виявляє валентності І (в основному стані), III, V, VII (у збуджених станах). Найнижчий ступінь окиснення — -1, а найвищий — +7.

Ступені окиснення	-1	0	+1	+3	+5	+7
Приклади сполук	НСl, СаСl₂	Сl₂	HClO, KClO	НСlO₂, КСlО₂	НСlO₃, КСlO₃	HClO₄, KClO₄

Фізичні властивості хлору

Зв’язок у двохатомній молекулі — неполярний ковалентний. Молекули хлору у твердому стані утворюють молекулярну кристалічну ґратку. За стандартних умов хлор — жовто-зелений газ із задушливим запахом, надзвичайно токсичний. Температура кипіння — -34 °С, температура плавлення — -101 °С. Хлор малорозчинний у воді. Водний розчин хлору називають хлорною водою.

Поширеність Хлору в природі

У вільному стані в природі Хлор не трапляється. Однак він утворює низку природних сполук (мінералів): NaCl — кам’яна сіль (мінерал галіт), MgCl₂ · 6Н₂О — бішофіт, NaCl · КСl — сильвініт, КСl — сильвін, КСl · MgCl₂ · 6Н₂О — карналіт. Значна кількість хлоридів міститься в морській воді, у воді океанів, солончаків. Хлор є важливим компонентом тканин рослин (входить до складу хлорофілу), тварин і людини — один з найважливіших біогенних елементів.

Отримання хлору

У лабораторії хлор одержують унаслідок нагрівання концентрованої хлоридної кислоти з різними окисниками: манган(ІV) оксидом — МnО₂, калій перманганатом — КМnО₄, калій хлоратом (бертолетовою сіллю) — КСlO₃, калій дихроматом — К₂Сr₂О₇:

У промисловості хлор отримують електролізом концентрованого розчину NaCl із застосуванням діафрагми, що відокремлює катодний і анодний простір, або електролізом розплаву натрій хлориду (на катоді відновлюється Гідроген, а на аноді окиснюється Хлор):

На катоді відновлюється Натрій, а на аноді окиснюється Хлор.

Хімічні властивості хлору

Хлор хімічно доволі активний, взаємодіє з простими і складними речовинами, однак не реагує безпосередньо з азотом, вуглецем, киснем, інертними газами.

1. Реакції хлору з простими речовинами приводять до утворення сполук, які називають хлоридами:

а) з неметалами:

2Р + 3Сl₂ = 2РСl₃ (фосфор(ІІІ) хлорид)

або якщо хлор у надлишку:

2Р + 5Сl₂ = 2РСl₅ (фосфор(V) хлорид)

Si + 2Cl₂ = SiCl₄ (силіцій(ІV) хлорид)

Унаслідок опромінення (УФ) суміш водню з хлором вибухає:

б) з металами:

2Na + Сl₂ = 2NaCl

Zn + Cl₂= ZnCl₂

2Fe + 3Cl₂ = 2FeCl₃

2. Реакції зі складними речовинами:

а) унаслідок взаємодії хлору з водою утворюються дві кислоти — хлоридна та хлоратна(І) (гіпохлоритна). У цій реакції молекули хлору диспропорціонують (підвищують і понижують ступінь окиснення):

Реакція хлору з водою відбувається не до кінця, а тому у водному розчині хлору містяться молекули Сl₂, Н₂О та певна кількість молекул НСlО, а також іони Н⁺, Сl^-, СlО^-. Хлоратна(І) кислота нестійка, вона розкладається на хлоридну кислоту й атомарний Оксиген:

НСlO = НСl + О

Атомарний Оксиген має дезінфекційні та відбілювальні властивості. Ось чому хлорна вода є сильним окиснювачем. Сумарне рівняння реакції:

2Сl₂ + 2Н₂О = 4НСl + О₂↑

б) унаслідок взаємодії з лугами утворюються різні продукти залежно від умов перебігу реакції:

- пропускаючи хлор крізь холодний розчин, одержують жавелеву воду (суміш калій хлориду і калій гіпохлориту):

2КОН + Сl₂ = КСl + КСlО + Н₂О

Іноді під жавелевою водою розуміють лабарракову воду — розчин NaCl і NaClO;

- пропускаючи хлор крізь гарячий розчин, одержують калій хлорид і калій хлорат (цю реакцію, як і попередню, зараховують до реакцій самоокиснення — самовідновлення; обидві реакції є необоротними):

в) хлор окиснює броміди та йодиди металічних елементів, витісняючи менш електронегативні галогени з їхніх солей:

Cl₂+ 2КВr = 2КСl + Вr₂

Cl₂+ 2КІ = 2КСl + I₂

г) хлор взаємодіє зі складними речовинами, що є відновниками:

H₂S + Cl₂= 2НСl + S↓

H₂S + 4Сl₂ + 4Н₂О = H₂SO₄+ 8НСl

3. Взаємодія з органічними речовинами (алканами, алкенами, алкінами, аренами тощо):

9.2.2. Гідроген хлорид. Хлоридна кислота

Гідроген хлорид

Молекула гідроген хлориду є ковалентною, лінійною, полярною, з одним σ-зв’язком. Атом електронегативнішого Хлору зміщує у свій бік спільну електронну хмару:

Кристалічна ґратка твердого гідроген хлориду молекулярна. Ступінь окиснення Хлору найнижчий (-1).

Фізичні властивості гідроген хлориду. НСl — безбарвний газ з неприємним різким запахом, важчий за повітря, добре розчинний у воді. На повітрі димить, тому що з водяною парою, яка є у вологому повітрі, утворюються краплинки кислоти. В одному об’ємі води розчиняється до 500 об’ємів НСl, унаслідок цього утворюється хлоридна кислота з максимальною масовою часткою гідроген хлориду 38-40 %. Гідроген хлорид — доволі токсична речовина, подразнює дихальні шляхи.

Отримання гідроген хлориду в лабораторії гідроген хлорид отримують дією концентрованої сульфатної кислоти на твердий натрій хлорид (унаслідок нагрівання):

2NaCl (тв) + H₂SO₄(конц.) = 2НСl↑ + Na₂SO₄

Якщо ж використати надлишок сульфатної кислоти, то утворюється кисла сіль — натрій гідрогенсульфат:

NaCl (тв) + H₂SO₄(конц.) = НСl↑ + NaHSO₄

У промисловості гідроген хлорид одержують унаслідок спалювання водню в атмосфері хлору:

Н₂ + Сl₂ = 2НСl

Хлоридна кислота

Водний розчин гідроген хлориду називають хлоридною кислотою. В організмі людини хлоридна кислота виділяється клітинами слизової шлунка і сприяє перетравленню білків пепсином (створює кисле середовище, необхідне для функціонування ферменту).

Це безбарвна, летка рідина. Концентрована хлоридна кислота «димить» на повітрі, тому що з розчину виділяються молекули гідроген хлориду. Хлоридну кислоту зараховують до сильних, одноосновних кислот. Ступінь її дисоціації в розведених розчинах перевищує 90 %:

НСl ⇄ Н⁺ + Сl^-

Хімічні властивості.

1. Хлоридна кислота виявляє загальні властивості кислот: реагує з металами, які розміщені у витискувальному ряду до водню, взаємодіє з основними й амфотерними оксидами, з основами та амфотерними гідроксидами, із солями:

Zn + 2НСl = ZnCl₂ + H₂↑

MgO + 2НСl = MgCl₂ + H₂O

KOH + HCl = KCl + H₂O

Унаслідок взаємодії кислоти з багатокислотними основами можливе утворення основних солей:

Аl(ОН)₃ + 3НСl = АlСl₃ + 3Н₂О

НСl + AgNO₃ = AgCl↓ + HNO₃

Випадає білий сирнистий осад AgCl. Це якісна реакція для виявлення хлорид-іонів Сl^-. Аргентум хлорид, на відміну від інших нерозчинних солей AgBr, AgI (відповідно жовтуватого і жовтого кольору), розчиняється в надлишку NH₃:

AgCl + 2NH₃ · Н₂О → [Ag(NH₃)₂]Cl + 2Н₂О

Хлоридна кислота розкладає солі слабких кислот (карбонати, сульфіти, сульфіди):

К₂СО₃ + 2НСl = 2КСl + СО₂↑ + Н₂О

2. Концентрована хлоридна кислота виявляє доволі сильні відновні властивості, а тому реагує із сильними окисниками, утворюючи вільний хлор:

MnO₂ + 4НСl = МnСl₂ + Сl₂↑ + 2Н₂О

2КМnО₄ + 16НСl = 2МnСl₂ + 5Сl₂↑ + 2КСl + 8Н₂О

3. Гідроген хлорид взаємодіє з органічними речовинами:

- з алкенами:

С₂Н₄ + НСl → С₂Н₅Сl

- з алкінами:

С₂Н₂ + 2НСl → С₂Н₄Сl₂

- зі спиртами:

СН₃ОН + НСl → СН₃Сl + Н₂О

- з амінами:

CH₃NH₂+ НСl → [CH₃NH₃]Cl

9.2.3. Хлориди

Усі металічні елементи утворюють солі хлоридної кислоти — хлориди. Більшість з них є розчинними у воді. Незначну розчинність має плюмбум(ІІ) хлорид. Практично не розчиняється у воді, а також у кислотах аргентум хлорид AgCl. Цю властивість використовують для якісного виявлення хлорид-іонів:

ZnCl₂ + 2AgNO₃ = 2AgCl↓ + Zn(NO₃)₂

Zn²⁺ + 2Сl^- + 2Ag⁺ + 2NO^-₃ = 2AgCl↓ + Zn²⁺ + 2NO^-₃

2Ag⁺ + 2Сl^- = 2AgCl↓

Ag⁺+ Cl^- = AgCl↓

Унаслідок взаємодії будь-якого розчинного хлориду, а також хлоридної кислоти з аргентум нітратом утворюється білий сирнистий осад аргентум хлориду, який не розчиняється в сильних кислотах.

Застосування хлору, хлоридної кислоти та хлоридів

Хлор іде на виробництво гідроген хлориду, хлоридної кислоти, хлоридів, відбілювальних засобів, хлоровмісних органічних сполук (лікарських препаратів, пластмас, каучуків, інсектицидів), дезінфекцію води. Його використовують для відбілювання тканин і паперової маси, у виробництві окремих видів пластмас та каучуків, мийних засобів, гідроген хлориду, пестицидів, хлорорганічних розчинників, а також для знезаражування питної води.

Хлоридну кислоту застосовують для отримання хлоридів металічних елементів (Цинку, Мангану, Феруму), для отримання водню, хлору, очищення поверхні металевих виробів від продуктів корозії, для гідролізу деревини та унаслідок переробки руд.

Хлориди використовують у металургійній, харчовій, фармацевтичній, миловарній промисловості. Натрій хлорид застосовують для отримання хлору, водню, натрій гідроксиду, хлоридної кислоти, соди; у вигляді фізіологічного розчину використовують як лікарський засіб (перебуваючи поза клітинами, натрій хлорид підтримує сталий осмотичний тиск крові і тканинних рідин). Калій хлорид застосовують як добриво і для отримання інших солей Калію та калій гідроксиду. Цинк хлорид використовують унаслідок паяння, для зняття оксидної плівки з поверхні металу (протравлення), для просочування деревини, щоб запобігти гниттю. Кальцій хлорид застосовують як осушувач газів, як лікарський засіб. Аргентум хлорид використовують у виготовленні фотоплівок.

Зміст

Цей контент створено завдяки Міністерству освіти і науки України