Элементы VIIA группы

Размещено на http://www.allbest.ru/

Размещено на http://www.allbest.ru/

Элементы VIIA группы



1. Общая характеристика элементов VIIА группы

Элементы VIIА группы перйодической системы химических элементов называются галогенами (от греч. halos - соль и genes - рождающий, т.е. в переводе - солероды). К галогенам относят фтор, хлор, бром, йод и астат. Названия всех галогенов, за исключением фтора, происходят от греческих слов:

- фтор (от латинского флуо) - течь, текучий;

- хлор (от греческого хлорос) - желто-зеленый;

- бром (от греческого бромос) - зловонный;

- йод (от греческого йодес) - фиолетовый;

- астат (от греческого астатос) - неустойчивый.

Галогены гораздо больше похожи между собой, чем неметаллы других групп. Они относятся к самым активным неметаллам. Атомы этих элементов содержат на внешнем энергетическом уровне семь валентных электронов (ns2np5), до его завершения им не хватает только одного электрона и поэтому галогены проявляют сильные окислительные свойства.

Атомы галогенов на внешней электронной оболочке имеют один неспаренный электрон, поэтому в соединениях все они могут проявлять валентность I. Атомы элементов VIIА группы (кроме фтора) могут переходить в возбужденное состояние и увеличивать число неспаренных электронов до 3, 5, 7 и соответственно в соединениях проявлять валентность III, V, VII. Атом фтора не может переходить в возбужденное состояние, так как на внешней электронной оболочке не имеет свободных атомных орбиталей. Поэтому в соединениях фтор не может проявлять высшую валентность равную номеру группы - VII. В большинстве соединений фтор одновалентен, максимальная валентность фтора - IV.

Как наиболее электроотрицательный элемент, фтор в соединениях с другими элементами проявляет постоянную степень окисления -1. Остальные галогены могут проявлять эту степень окисления в соединениях с металлами и менее электроотрицательными неметаллами. Кроме того, они проявляют положительные нечетные степени окисления от +1 до +7 в соединениях с более электроотрицательными неметаллами.

В группе с увеличением порядкового номера окислительные свойства уменьшаются в связи с увеличением радиуса атомов: от фтора к астату возрастают их восстановительные свойства (таблица 1). Аналогично уменьшается и значение относительной электроотрицательности галогенов.

Из-за высокой окислительной способности галогены в природе в виде простых веществ практически не встречаются, они входят в состав различных солей. Отсюда произошло название «галогены» - «солероды».

бром йод астат фтор

Таблица 1 - Характеристики атомов элементов галогенов

	9F	17Cl	35Br	55I	85At
Атомная масса	18,988	35,453	79,909	126,904	[210]
Валентные электроны	2s22p5	3s23p5	4s24p5	5s25p5	6s26p5
Ковалентный радиус атома, ?	0,071	0,099	0,114	0,133	0,145
Условный радиус иона, Э-, нм	0,133	0,181	0,196	0,220	0,23
Условный радиус иона Э+7, нм	-	0,026	0,039	0,050	0,062
Энергия ионизации Э0 - Э+, эв	17,42	12,97	11,81	10,45	9,2
Энергия сродства к электрону, эВ	3,6	3,8	3,54	3,29	-
Содержание в земной коре, ат. %	0,028	0,026	8,5•10-5	4•10-6	следы

В свободном состоянии галогены состоят из двухатомных молекул: F2, Cl2, Br2, I2, Аt2. Астат в природе встречается в следовых количествах. Все его изотопы радиоактивны. От фтора к йоду изменяются физические свойства галогенов: увеличивается плотность, увеличиваются размеры атомов, повышаются температуры кипения и плавления.

При обычных условиях F2 и Сl2 - газы, Вr2 - жидкость, I2 и At2 - твердые вещества. С увеличением атомной массы окраска галогенов становится более интенсивной - от бледно-желтой у фтора до темно-красной у брома и темно-фиолетовой у йода. В твердом состоянии галогены образуют молекулярные кристаллы. Жидкие галогены являются диэлектриками. Все галогены, кроме фтора, растворяются в воде, йод растворяется хуже, чем хлор и бром; F2 окисляет воду.

Соединения галогенов с водородом, галогеноводороды, имеют общую формулу ННal. При обычных условиях галогеноводороды представляют собой газообразные вещества с характерным запахом, ядовиты, хорошо растворимы в воде. Растворы галогеноводородов в воде имеют кислую среду и являются кислотами: НF - плавиковая (фтороводородная), HCl - соляная (хлороводородная), HBr - бромоводородная, HI - йодоводородная, HАt - астатоводородная. В этом ряду кислотные свойства усиливаются. Плавиковая кислота является слабым электролитам, остальные галогеноводородные кислоты - сильные электролиты. В ряду НF, HCl, HBr, HI, HАt восстановительные свойства усиливаются.

Соединения галогенов с кислородом могут быть получены только косвенным путем. Фтор образует фториды кислорода: O2F2, OF2. Остальные галогены образуют кислотные оксиды Э2О, Э2О3, Э2О5, Э2О7. С повышением степени окисления кислотные свойства оксидов и соответствующих им кислот возрастают.

2. Фтор

Атом фтора в основном состоянии имеет электронную конфигурацию:

[1s2]2s22p5

Наличием одного неспаренного электрона обуславливается сходство фтора с водородом. Однако различие в общем числе валентных электронов и орбиталей предопределяет значительное отличие этих элементов друг от друга. Степень окисления фтора как самого электроотрицательного элемента (4,0 по шкале Полинга) в соединениях -1. В большинстве соединений атом фтора проявляет валентность I. Максимальная валентность атома фтора, согласно теории валентных связей, как и других элементов 2-го перйода, равна четырем.

Фтор образует двухатомные молекулы F2. Поскольку, на связывающих орбиталях имеется на два электрона больше, чем на разрыхляющих, порядок связи в молекуле F2 принимается равным 1:

. . . .

: F - F :

. . . .

Фтор достаточно химически активен и является сильнейшим окислителем. Высокая химическая активность фтора объясняется тем, что его молекула имеет низкую энергию диссоциации (159 кДж/моль), в то время как химическая связь в большинстве соединений фтора отличается большой прочностью (порядка 200-600 кДж/моль). В атмосфере фтора горят такие стойкие вещества, как стекло (в виде стекловаты), вода.

В этих реакциях в качестве одного из продуктов горения образуется кислород, т.е. фтор является более активным окислителем, чем кислород.

История открытия фтора

История открытия фтора связана с минералом флюоритом, или плавиковым шпатом. Состав этого минерала отвечает формуле CaF2, он представляет собой первое содержащее фтор вещество, которое начал использовать человек. В давние времена было отмечено, что если флюорит добавить при выплавке металла к руде, то температура плавления руды и шлаков понижается, что значительно облегчает проведение процесса (отсюда название минерала - от лат. fluo - теку).

В 1771 г. обработкой флюорита серной кислотой шведский химик К. Шееле приготовил кислоту, которую он назвал «плавиковой». Французский ученый А. Лавуазье предположил, что в состав этой кислоты входит новый химический элемент, который он предложил назвать «флуорем» (А. Лавуазье считал, что плавиковая кислота - это соединение флуория с кислородом, ведь, по мнению А. Лавуазье, все кислоты должны содержать кислород). Однако выделить новый элемент он не смог.

За новым элементом укрепилось название «флюор», которое отражено и в его латинском названии. Но длительные попытки выделить этот элемент в свободном виде успеха не имели. Многие ученые, пытавшиеся получить его в свободном виде, погибли при проведении таких опытов или стали инвалидами. Это и английские химики братья Т. и Г. Ноксы, и французы Ж.-Л. Гей-Люссак и Л. Ж. Тенар, и многие другие. Г. Дэви, первым получивший в свободном виде натрий, калий, кальций и другие элементы, в результате экспериментов по получению фтора электролизом отравился и тяжело заболел. Вероятно, под впечатлением всех этих неудач в 1816 г. для нового элемента было предложено хотя и сходное по звучанию, но совершенно другое по смыслу название - фтор (от греч. phtoros - разрушение, гибель). Это название элемента принято только в русском языке, французы и немцы продолжают называть фтор «fluor», англичане - «fluorine».

Получить фтор в свободном виде не смог и такой выдающийся ученый, как М. Фарадей. Только в 1886 г. французский химик А. Муассан, используя электролиз жидкого фтороводорода HF, охлажденного до температуры -23 °C (в жидкости должно содержаться немного фторида калия, который обеспечивает ее электропроводимость), смог на аноде получить первую порцию нового, чрезвычайно реакционноспособного газа. В первых опытах для получения фтора Муассан использовал очень дорогой электролизер, изготовленный из платины и иридия. При этом каждый грамм полученного фтора «съедал» до 6 г платины. Позднее Муассан стал использовать значительно более дешевый медный электролизер. Фтор реагирует с медью, но при реакции образуется тончайшая пленка фторида, которая препятствует дальнейшему разрушению металла.

Распространение фтора в природе.

Фтор относительно широко распространен в Солнечной системе. Согласно космохимической классификации элементов Г. Зюсса (1965 г.), он относится к летучим элементам, являющимся характерными компонентами звездного и солнечного вещества. Фтор входит в группу летучих летофильных элементов, которые сосредоточены преимущественно в верхних оболочках планеты и в их коре. Фтор в значимых количествах присутствует в составе планет и спутников Солнечной системы; он обнаружен в метеоритном веществе.

Содержание в литосфере

Фтор в связанном состоянии составляет 0,078 % земной коры.

Наиболее важный фторсодержащий минерал - плавиковый шпат (или флюорит) CaF2. Обычно он встречается в виде больших бесцветных кристаллов, но известны также и окрашенные разновидности (синяя, желтая и зелёная). Плавиковый шпат довольно широко распространён в природе. Другие простые фториды, встречающиеся в виде минералов - это вильомит (NaF), селлаит (MgF2). Однако в отличие от флюорита эти минералы встречаются редко.

Наиболее важным комплексным фторидом, распространенным в природе, является криолит Na3[AlF6], который образует бесцветные моноклинические призмы (плотность 2,95-2,97). Два фторосиликата, встречающиеся в природе, - калиевая соль K2SiF6 (хиратит) и аммониевая соль (NH4)2SiF6 (малладрит) - были обнаружены в вулканических отложениях.

Другая большая группа редко встречающихся фторосодержащих минералов состоит из фторкарбонатов, фторсульфатов, фторфосфатов, фторарсенатов и фторниобатов. Фторкарбонаты встречаются в виде минерала бастнезита CeFCO3, а также нескольких минералов, содержащих карбонаты щелочноземельных металлов. Многие кальциты и аргониты содержат небольшие количества связанного фтора. Достаточно широко распространен в природе фтороаппатит 3Ca3(PO4)2•Ca(Cl, F)2, который содержит различные количества фтора. Фторапатит - сырьё для производства удобрений и различных соединений фосфора. Редкие фосфатные минералы амблигонит LiAl(F, OH)PO4 и фремонтит (Na, Li)Al(OH, F)PO4 также содержат фтор.

В силикатных минералах может иметь место изоморфное замещение кислорода или гидроксила ионом фтора. В магниевом силикате Mg5(F, OH)2(SiO4)2 (хондрит) и Mg7(F, OH)2(SiO4)2 (хюмит) содержание фтора составляет соответственно 4,76-7,30 % и 3,08-4,58 %. Фтор обычно входит в состав слюд и большого числа других силикатных минералов.

Содержание в гидросфере.

Фтор впервые в морской воде был обнаружен К. Уилсоном в 1850 г. Среднее его содержание в океанской воде 1,3 мг/л, а общее количество растворенного элемента в водах Мирового океана оценивается в 181011 т. Обычно с ростом солености воды в ней увеличивается концентрация фтора. Влияние на содержание фтора в морских отложениях оказывает присутствие фосфатов, апатитов.

Содержание фтора в океанических иловых водах колеблется в пределах 1,6-7,6 мг/л, в глубоководных отложениях - от 0,031 до 0,076 % .

Содержание в атмосфере.

Природными источниками фтора в атмосфере являются вулканы, почвенная пыль, капли морской воды, вносимые в атмосферу ветрами. В атмосфере соединения фтора присутствуют в виде газов и аэрозолей, а также в составе жидких осадков. Типичное содержание фтора в приземном слое атмосферного воздуха находится в пределах 0,02-0,04 мкг/м3 . Фоновой уровень фтора в атмосфере Земли в 0,05 мкг/м3. Фоновые концентрации этого элемента в атмосферных осадках составляют 0,03-0,07 мг/дм3.

Атмосферные осадки прибрежных морских районов обогащены фтором, что обусловлено активным выносом его аэрозольных форм с морской поверхности. Океаны являются наиболее мощными источниками поступления в атмосферу фтора, нежели континенты. Поступление фтора из океана в атмосферу происходит за счет обмена газообразными соединениями, например HF. Аэрозоли, образующиеся над океаном, поставляют в атмосферу 0,05 млн. т/год фтора. В целом в атмосфере единовременно содержится 1,2104 т фтора океанского генезиса. Поток фтора в системе океан - атмосфера - континент - океан оценивается в 2105 т/год.

Содержание в биосфере.

Среднее содержание фтора в верхнем слое почв мира составляет 320 мг/кг. А.П. Виноградов оценивает среднее содержание фтора в почвах в 200 мг/кг. Наиболее низкие уровни его характерны для песчаных почв гумидных районов, а высокие - для тяжелых глинистых почв. Для большинства природных почв содержание фтора колеблется в пределах 150-400 мг/кг.

Физические свойства фтора.

Фтор - чрезвычайно химически активный неметалл и самый сильный окислитель. При обычных условиях фтор представляет собой бесцветный, обладающий резким запахом газ, который в толстых слоях окрашен в зеленовато-желтый цвет. Фтор обладает низкой температурой плавления (-223 °С) и кипения (-187 °С).

Шкала степеней окисления фтора

Химические свойства фтора.

1. Фтор энергично окисляет большинство металлов: щелочные и щелочно-земельные металлы воспламеняются в атмосфере фтора на холоду; Bi, Sn, Ti, Мо, W - при незначительном нагревании; Hg, Pb, U, V реагируют с фтором при комнатной температуре; Pt - при температуре тёмно-красного каления. При взаимодействии металлов с фтором образуются, как правило, высшие фториды, например UF6, MoF6, HgF2. Некоторые металлы (Fe, Сu, Al, Ni, Mg, Zn) реагируют с фтором с образованием защитной плёнки фторидов, препятствующей дальнейшей реакции:

2Na + F2 = 2NaF,

Fe + F2 = FeF2,

2Au + 3F2 = 2AuF3.

2. Фтор окисляет все неметаллы, кроме гелия, неона и аргона, реакции с азотом и кислородом трудноосуществимы:

2F2 + Si = SiF4,

3F2 + 2B = 2BF3,

S + 3F2 = SF6,

Хе + 2F2 = XeF4.

Известно большое число соединений фтора с другими галогенами, например, BrF3, IF7, ClF, ClF3 и другие, причем бром и йод воспламеняются в атмосфере фтора при обычной температуре, а хлор взаимодействует с фтором при нагревании до 200-250° С. Взаимодействие фтора с серой сопровождается выделением тепла и приводит к образованию различных фторидов серы. Селен и теллур образуют высшие фториды SeF6 и TeF6.

3. Фтор окисляет многие сложные вещества:

2F2 + 2Na2O = 4NaF + O2,

SO2 + F2 = SO2F2,

2Н2О + 2F2 = 4HF + О2,

SiO2 + 2F2 = SiF4 + O2.



Получение фтора

Впервые фтор был получен в 1888 г. ученым Муассаном электролизом раствора KHF2 в плавиковой кислоте.

В настоящее время получают электролизом расплава CaF2:

CaF2 > Ca + F2.

Материалом для электролиза обычно служит сталь; электроды - угольный анод и стальной катод. Электролиз ведется при 95-100° С и напряжении 9-11 В; выход фтора по току достигает 90-95 %. Получающийся фтор содержит до 5 % HF, который удаляется вымораживанием с последующим поглощением фторидом натрия. Фтор хранят в газообразном состоянии (под давлением) и в жидком виде (при охлаждении жидким азотом) в аппаратах из никеля и сплавов на его основе, из меди, алюминия и его сплавов, латуни, нержавеющей стали.

Применение фтора.

Газообразный фтор служит для фторирования UF4 в UF6, применяемого для изотопов разделения урана, а также для получения трехфтористого хлора ClF3 (фторирующий агент), шестифтористой серы SF6 (газообразный изолятор в электротехнической промышленности), фторидов металлов (например, W и V). Жидкий фтор применяется в качестве окислителя ракетного топлива.

Широкое применение получили многочисленные соединения фтора - фтористый водород, фторид алюминия, кремнефториды, фторсульфоновая кислота (растворитель, катализатор, реагент для получения органических соединений, содержащих группу - SO2F), BF3 (катализатор), фторорганические соединения и другие. Фтор используют в производстве тефлона, других фторопластов, фторкаучуков, фторсодержащих органических веществ и материалов, которые широко применяют в технике, особенно в тех случаях, когда требуется устойчивость к агрессивным средам, высокой температуре и т. п.

Соединения фтора (-1)

Ионные фториды - кристаллические вещества с высокой температурой плавления. Координационное число фторид-иона 6 (NaF) или 4 (CaF2).

Ковалентные фториды - газы или жидкости.

Фторид водорода при обычных условиях - бесцветный газ с резким запахом (Тпл = -83,4 °С, Ткип = 19,5 °С).

Фторид водорода обычно получают действием серной кислоты на флюорит:

CaF2 + H2SO4 = CaSO4 + 2HF.

Раствор HF (фтороводородная кислота) является слабой кислотой, проявляет все общие свойства кислот.

Характерная особенность фтороводородной кислоты ее способность взаимодействовать с диоксидом кремния:

SiO2(к) + 4HF(ж) = SiF4(к) + 2Н2О(ж).

Поэтому ее обычно хранят не в стеклянной посуде, а в сосудах из свинца, каучука, полиэтилена или парафина. Она токсична, при попадании на кожу вызывает плохо заживающие болезненные язвы.

Плавиковая кислота, в отличие от остальных галогеноводородных кислот, образует кислые соли:

KOH +2HF = KHF2 + H2O.

Фтороводородная кислота применяется для травления стекла, удаления песка с металлического литья, получения фторидов и т.д. Фторид водорода в основном используется в органическом синтезе.

Особое место занимают фториды кислорода. Дифторид кислорода (ОF2) - ядовитый газ бледно желтого цвета. Молекула имеет структуру равнобедренного треугольника, валентный угол 103. Дифторид кислорода может быть получен пропусканием фтора в 2 % раствор гидроксида натрия:

2F2 + 2NaOH = 2NaF + OF2 + H2O.

Более сильный окислитель, чем кислород, реагирует с неметаллами, различными органическими и неорганическими веществами:

OF2 + 2NaOH = 2NaF + O2 + H2O,

OF2 + 4HI = 2HF + 2I2 + H2O.

Фторид кислорода О2F2 - твердое вещество оранжево-желтого цвета, крайне неусточив. Структура молекулы аналогична структуре молекулы пероксида водорода, диамагнитна. Может быть получен прямым взаимодействием простых веществ:

О2 + F2 = О2F2.

При температуре электрической дуги или под действием ионизирующего излучения можно получить полимерные фториды состава: О4F2, О5F2, О6F2. Такие фториды существуют при низких температурах.

Промежуточное положение между ионными и ковалентными фторидами занимают фториды с высокой степенью полярности связи, которые можно назвать ионно-ковалентными соединениями. К последним относятся, например, кристаллические ZnF2, MnF2, CoF2, NiF2, в которых эффективные заряды металлических элементов составляют 1,56; 1,63; 1,46; 1,40 соответственно.

Многие фториды металлов в низких степенях окисления получают действием раствора HF на оксиды, гидроксиды, карбонаты. Например:

3HF + Al(ОН)3 = AlF3 + 3H2O

Фториды неметаллов и металлов в высоких степенях окисления получают фторированием простых веществ или низших фторидов, например:

ClF + F2 = ClF3

Большинство кристаллических фторидов нерастворимо в воде. Хорошо растворяются лишь фториды s-элементов I группы (кроме LiF), а также AgF, HgF2, SnF2 и некоторые другие.

По химической природе ионные фториды являются основными соединениями, а ковалентные фториды - кислотными. Так, в реакции

2NaF + SiF 4 = Na2[SiF6]

NaF выступает в качестве донора, а ковалентный SiF4 - в качестве акцептора электронных пар, носителем которых является фторид-ион F-.

Основные фториды при гидролизе создают щелочную среду, а кислотные фториды - кислотную:

SiF4 + 3Н2О = H2SiO3 + 4HF.

Амфотерные фториды взаимодействуют как с основными, так и с кислотными фторидами:

2KF + BeF2 = K2[BeF4] (как кислотное соединение),

BeF2 + SiF4 = Be[SiF6] (как основное соединение).



3. Хлор

Хлор - это элемент третьего перйода VIIА группы. Электронное строение атома: 1s22s22p63s23p5. Атом хлора, также как и атом фтора имеет 7 валентных электронов, один из которых, неспаренный. Но у хлора, по сравнению с фтором, больше размер валентных орбиталей, гораздо меньше значение энергии ионизации, заметно больше сродство к электрону, большая поляризуемость атома:

roрб Iион Fсрод

F 0,036 17,42 3,45

Сl 0,072 12,07 3,61

В отличие от фтора хлор может проявлять в соединениях валентность равную номеру группы VII. В большинстве соединений хлор как сильно электроотрицательный элемент (ЭО = 3,0) выступает в отрицательной степени окисления -1. В соединениях же с более электроотрицательными фтором, кислородом и азотом он проявляет положительные степени окисления. Особо разнообразны соединения хлора с кислородом, в которых степени окисления хлора +1, +3, +5, +7, а также +4 и +6.

Хлор - типичный неметаллический элемент. Следовательно, для него наиболее характерна тенденция при химических превращениях образовывать простые и сложные анионы.

Молекула хлора, подобно молекуле фтора, двухатомна. Большую устойчивость молекулы Сl2 по сравнению с F2 можно объяснить тем, что в молекуле F2 несвязывающие электроны отталкиваются друг от друга сильнее, чем в более крупной по размерам молекуле Сl2.

Согласно другой точке зрения в молекуле Сl2, в отличие от молекулы F2, имеется р-дативное связывание. Последнее возникает по донорно-акцепторному механизму за счет неподеленных электронных пар одного атома и свободных 3d-орбиталей другого. Считается, что порядок связи в молекуле Сl2 составляет 1,12.

История открытия хлора.

Соединения хлора (англ. Chlorine, франц. Chlore, нем. Chlor), прежде всего поваренная соль и нашатырь, известны очень давно. К более позднему времени относится знакомство с соляной кислотой. В конце XVI в. (1595 г.) о ней упоминает в своей «Алхимии» Либавиус, в XVII в. Василий Валентин. Тогда соляную кислоту в небольших количествах получали для алхимических и ремесленных целей путем перегонки смеси поваренной соли, железного купороса, квасцов и т. д. Более подробно соляная кислота описана И.Р. Глаубером, разработавшим способ получения чистой кислоты из смеси поваренной соли с серной кислотой. Глаубер дает рекомендации по применению соляной кислоты, в частности, в качестве приправы вместо уксуса. Свободный хлор, возможно, был получен тоже Глаубером, а затем Я.Б. ван Гельмонтом и Р. Бойлем, однако официальное открытие хлора принадлежит К.В. Шееле:

4HCl + MnO2 = Cl2 + MnCl2 + 2H2O.

Исследуя в 1774 г. черную магнезию (Magnesia nigra - пиролюзит), которую считали тогда разновидностью белой магнезии, содержащей тяжелые примеси, например бария, Шееле обнаружил, что она растворяется в соляной кислоте на холоду с образованием темно-коричневого раствора. Шееле предполагал, что при этом должен получаться «воспламеняемый воздух» (водород), как это происходит при действии кислот на металлы, но выделившийся газ совершенно не походил на водород. Шееле собрал газ в пузырь и, наблюдая за ним, заметил, что газ разъедает пробку, обесцвечивает живые цветы, действует на все, за исключением золота, образует дым в смеси с аммиаком, а при его соединении с содой получается обыкновенная соль. Так как флогистики считали, что черная магнезия при растворении в кислоте поглощает много флогистона, отнимая его и у других тел, в первую очередь от кислоты, Шееле назвал новый газ дефлогистированной соляной (Dephlogistierte Salzsaure) или муриевой кислотой (muria - рассол, соленая вода). Разрабатывая свою кислородную теорию, Лавуазье дал этой «кислоте» новое название - оксигенированная или окисленная соляная кислота, т. е. соединение кислорода с соляной кислотой (Acide marin dephlogistique, Acide muriatique oxygene). Согласно положениям антифлогистической химии, она должна была содержать кислород в соединении с каким-либо элементом, в данном случае мурием (Murium, Muriaticum); именно поэтому в списке простых тел Лавуазье фигурирует особый муриевый радикал (radical muriatique). В конце XVIII - начале XIX в. многие ученые стремились получить мурий в свободном состоянии с тем, чтобы определить его степень окисления в различных соединениях; естественно, что их поиски были безуспешными. В 1809 г., спустя 15 лет после смерти Лавуазье, Гей-Люссак и Тенар, пытаясь обнаружить кислород в окисленной соляной кислоте (т. е. хлоре), пропускали ее над углем в раскаленной фарфоровой трубе. Однако по выходе из трубки газ оставался неизменным, так же как и уголь. Дэви повторил эти опыты и, кроме того, пытался разложить окисленную соляную кислоту электролитически, но в обоих случаях «кислота» не обнаруживала каких-либо изменений. Исследуя действие «кислоты» на металлы и их оксиды, Дэви установил образование хлористых солей. Отсюда следовало, что окисленная соляная кислота представляет собой элементарное вещество, и Дэви решил дать ей новое название - хлорин или хлорный газ (Chlorine и Chloriс gas). При выборе названия он исходил из принципа номенклатурной комиссии Парижской академии наук - именовать новые вещества по их свойствам. Газ имел желто-зеленый цвет, отсюда его название от греческого - желто-зеленый. Доводы Дэви были приняты большинством химиков. В 1812 г. Гей-Люссак предложил изменить название газ на «хлор», оно стало общепринятым во всех странах, кроме Англии и США. Свойство хлора легко соединяться со щелочными металлами с образованием хлоридов дало повод Швейгеру предложить в 1811 г. название галоген, т. е. солеобразователь, солетвор. В русской химической литературе начала XIX в. имеется чрезвычайное разнообразие в наименовании хлора: газ пресыщенной соляной кислоты, пресыщенная соляная кислота, обезгорюченная соляная кислота, окисленный солянокислый газ, солеперекислый газ, солетвор, хлор, соляная окисленная кислота, хлорин. Кроме того, встречаются названия оксимуриевая кислота, солетворная окись, хлорина, соляной спирт, окисленный галоген, галогенит, газовидная соляная кислота, галогений и др.

Распространение в природе.

Хлора в земной коре не очень много - всего 0,017 %, причем в свободном состоянии он встречается лишь в небольших количествах в вулканических газах. В списке самых распространенных элементов хлор находится в конце второго десятка. Хлора меньше, чем даже ванадия и циркония (но больше, чем хрома, никеля, цинка, меди). При этом хлор очень сильно распылен: небольшие количества этого элемента входят в состав множества различных минералов и горных пород. Очень высокая химическая активность хлора приводит к тому, что в природе он встречается, как правило, в виде соединений, в сочетании с натрием, калием, магнием, кальцием.

Хлор образует около ста минералов; главным образом это хлориды легких металлов - щелочных и щелочноземельных. Самый распространенный среди них - галит NaCl (поваренная или каменная соль). Реже встречаются хлориды калия, кальция, магния. Из них наиболее распространены бишофит MgCl2·6H2O, применяется в производстве искусственного камня (плитка, блоки), сельском хозяйстве (предпосевная обработка семян растений в перйод вегетации), в нефтедобыче для приготовления тампонажных и твердеющих смесей, в химической промышленности для получения соединений магния повышенной чистоты. Важное значение имеет применение бишофита в медицине, санаторно-курортном оздоровлении и оздоровительном спа. Бишофит применяется в качестве наружного средства и оказывает противовоспалительное, регенерирующее и болеутоляющее действие.

Карналлит KCl·MgCl2·6H2O - сырье для производства калийных удобрений; кроме того, используется в химической промышленности для приготовления солей калия и магния, оксида магния и металлического магния, которые употребляются в фотографии, медицине, парфюмерии, пиротехнике, при очистке и отбелке шерсти и тканей, в производстве мыла, в стекольной, бумажной и лакокрасочной промышленности. Из отходов производства получают техническую соль. Хлористый магний и магнезия применяются для изготовления цемента и строительных материалов (фибролит, ксилолит). Карналлит - руда для получения металлического магния.

Сильвин KCl, в природе отлагается в осадочных соленосных толщах вместе с галитом, карналлитом, образуя иногда крупные толщи промышленных месторождений калийных солей. Встречается также в возгонах вулканов. Прозрачные кристаллы (искусственные) применяются в оптических системах спектрографов и других приборах.

Сильвинит NaCl·KCl, осадочная горная порода, состоящая из чередования тонких прослоев галита и сильвина. Сильвинит образуется главным образом хемогенным путём в результате выпадения KCl и NaCl в осадок из бассейнов повышенной солёности (как правило, прибрежно-морского или лагунного типа) в условиях аридного климата.

Каинит KCl·MgSO4·3H2O, используют для получения калийных удобрений, металлического магния.

Тахигидрит CaCl2·2MgCl2·12H2O образует желтые, просвечивающие, расплывающиеся массы в ангидрите.

В виде таких соединений хлор содержится в соляных пластах, образовавшихся при высыхании древних морей. Особенно мощные залежи образует галит и калийные соли; их запасы оцениваются гигантским числом более 10 триллионов тонн.

Очень много хлора содержится в морской воде - в среднем 1,9 %. Происходит это потому, что хлор, вымываемый из пород, нигде не может задержаться (почти все хлориды металлов растворимы) и выносится реками в моря и океаны. Но не следует думать, что попавший в морскую воду хлор уже не может вернуться на материки. В обратной миграции хлора большую роль играет ветер, уносящий соленую пыль с поверхности океанов, морей и соленых озер. Так хлор участвует в круговороте веществ. Но в засушливых и пустынных районах в результате интенсивного испарения воды концентрация хлора в грунтовых водах сильно повышается. Так образуются солончаки. Из различных источников ежегодно в мире добывают сотни миллионов тонн хлора.

Физические свойства хлора.

При обычных условиях хлор - газ желто-зеленого цвета с резким запахом, ядовит. Он в 2,5 раза тяжелее воздуха. В 1 объеме воды при 20 C растворяется около 2 объемов хлора. Такой раствор называется хлорной водой.

При атмосферном давлении хлор при -34 C переходит в жидкое состояние, а при - 101 C затвердевает. При комнатной температуре он переходит в жидкое состоянии только при давлении 600 кПа (6 атм). Хлор хорошо растворим во многих органических растворителях, особенно в тетрахлориде углерода, с которым не взаимодействует.



Размещено на http://www.allbest.ru/

Размещено на http://www.allbest.ru/

Химические свойства хлора

Хлор - активный окислитель.

1. Окисляет металлы:

2Na + Cl2 = 2NaCl (хлорид натрия),

2Al + 3Cl2 = 2AlCl3 (хлорид алюминия).

2. Окисляет неметаллы с меньшей электроотрицательностью:

H2 + Cl2 = 2HCl,

S + Cl2 = SCl2,

2P + 3Cl2 = 2PCl3.

3. Легко окисляет многие сложные соединения:

H2S + 4Cl2 + 4H2O = H2SO4 + 8HCl.

4. Диспропорционирует в воде:

Cl2 + HOH = HCl + HClO (хлорная вода).

Хлорная вода является сильнейшим окислителем за счет атомарного кислорода, образующегося при распаде хлорноватистой кислоты.

5. Окисляет предельные и непредельные органические соединения:

CH2=CH2 + Cl2 > CH2Cl-CH2Cl,

CH4 + Cl2 > CH3Cl + HCl.

6. Окисляет бромиды, йодиды, астатиды:

Cl2 + 2HBr = 2HCl + Br2,

Cl2 + 2HI = 2HCl + I2.

7. Восстановительные свойства хлор проявляет с неметаллами с большей электроотрицательностью (с кислородом и азотом реакции трудноосуществимы):



F2 + Сl2 = 2ClF.

Получение хлора

Получают свободный хлор окислением хлоридов:

а) в лаборатории - химическим окислением концентрированной соляной кислоты:

2KMnO4 + 16HCl(конц) = 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H2O,

MnO2 + 4HCl(конц) = MnCl2 + Cl2 + 2H2O,

KClO3 + 6HCl(конц) = KCl + 3Cl2 + 3H2O;

б) в промышленности - электролизом водного раствора NaCl или как побочный продукт, при получении натрия электролизом расплава NaCl:

2NaCl > 2Na + Cl2,

2NaCl + 2H2O > H2 + Cl2 + 2NaOH.

Соединения хлора (-1)

Характер химической связи, а, следовательно, и свойства хлоридов, как и фторидов, закономерно изменяются по группам и перйодам элементов. Так, в ряду хлоридов элементов данного перйода, тип химической связи изменяется от преимущественно ионной в хлоридах типичных металлов до ковалентной в хлоридах неметаллов.

Ионные хлориды - твердые кристаллические вещества с высокими температурами плавления, ковалентные хлориды - газы, жидкости или же легкоплавкие твердые вещества. Промежуточное положение занимают ионно-ковалентные хлориды. Ионные хлориды (хлориды металлов) проявляют основные свойства, ковалентные хлориды (хлориды неметаллов) - кислотные. Основные хлориды гидролизу практически не подвергаются, а кислотные гидролизуются полностью и необратимо с образованием кислот:

SiCl4 + 3НОН = H2SiО3 + 4НСl.

Различие свойств хлоридов разного типа проявляется также в реакциях между собой, например:

KСl + АlСl3 = K[АlСl4].

При этом основные хлориды (за счет хлорид-ионов Сl-) являются донорами электронных пар, а кислотные - акцепторами. Амфотерные хлориды взаимодействуют как с кислотными, так и с основными соединениями.

Большинство хлоридов металлов хорошо растворимо в воде (за исключением AgCl, CuCl, AuCl, ТlСl и РbСl2).

Хлориды получают:

- хлорированием простых веществ хлором или сухим хлоридом водорода:

2Fe + 3Сl2 = 2FeCl3,

Fe + 2НСl(г) = FeCl2 + Н2;

- взаимодействием оксидов с хлором (либо с хлоридами, часто с ССl4) в присутствии угля:

ТiO2 + 2Сl2 + С = TiCl4 + СО2.

Большое применение в технике имеет хлорид водорода НСl. В обычных условиях НСl - бесцветный газ (Тпл = -114,2 °С, Ткип = -84,9 °С). В промышленности его получают синтезом из простых веществ:

Н2(г) + Сl2(г) = 2НСl(г).

В лаборатории хлороводород получают взаимодействием концентрированной серной кислоты и кристаллического хлорида натрия, реакция идет при нагревании:

Н2SO4(к) + 2NaСl(т) = 2НСl + Na2SO4.

Хлорид водорода очень хорошо поглощается водой (1 объем Н2O при 20 °С поглощает около 450 объемов НСl). Водный раствор НСl - сильная кислота (рKа ~ 7,1), называемая соляной. Как сильная кислота HC1 находит широкое применение в технике, медицине, лабораторной практике. Хлороводородная кислота входит в состав желудочного сока.

Соляная (хлороводородная кислота) проявляет все общие свойства сильных кислот. Кроме этого, при действии сильных окислителей или при электролизе проявляет восстановительные свойства:

МnО2 + 4НСl = МnСl2 + Сl2 + 2Н2О.

Этой реакцией пользуются в лаборатории для получения хлора.

При нагревании хлорид водорода окисляется кислородом (катализатор - СuСl2):

4НСl(г) + О2(г) = 2Н2О(г) + 2Сl2(г).

Соединения хлора (+1)

Степень окисления хлора +1 проявляется во фториде ClF, оксиде Сl2О и нитриде Cl3N, а также в соответствующих им анионах [ClF2]-, [СlO]- и [ClN]2-.

ClF - ядовитый бесцветный газ. Экзотермическое соединение. Молекула имеет линейное строение.

Cl2O - желто-коричневый газ, ядовит. Молекула имеет угловое строение. Экзотермическое соединение.

Cl3N - темно-желтое летучее вещество. Структура молекулы тригонально-пирамидальная.

Бинарные соединения хлора (I) имеют кислотный характер, что подтверждается, например, их отношением к воде:

Сl2О + НОН = 2НСlO,

ClF + НОН = НСlO + HF,

Cl3N + 3НОН = 3НСlO + H3N.

Оксид хлора (I) Сl2О - желто-коричневый газ. Молекула имеет угловое строение с валентным углом 170. Это эндотермическое соединение, очень неустойчивое и даже при незначительном нагревании подвергается распаду со взрывом:

2Сl2О = 2Сl2 + O2.

Получить оксид хлора (I) можно при взаимодействии хлора с оксидом ртути:

2Сl2 + HgO = Cl2O + HgCl2.

Производные оксохлорат (1) аниона [С1O]-, называемые гипохлоритами, неустойчивы. Их растворы получают, пропуская хлор в охлаждаемые растворы щелочей:

2OН- + Сl2 = Сl- + СlO- + Н2O,

2КOН + Cl2 = КСl + КСlO + Н2O.

Оксохлорат (I) водорода НСlO известен только в разбавленных растворах. Это хлорноватистая кислота. Образуется она, наряду с соляной, при взаимодействии хлора с водой:

Cl2 + HOH = HCl + HСlO.

Хлорноватистая кислота слабая, проявляет в растворе все общие свойства слабых кислот.

В растворе хлорноватистой кислоты происходят следующие процессы:

НСlО = НСl + O0,

НСlО + О2 = НСlO3,

3НСlO = НСlO3 + 2НСl.

Производные хлора (+1) проявляют окислительно-восстановительную двойственность с преобладанием сильных окислительных свойств:

3Сl2O + 6AgNO3 + 3H2O = 4AgCl + 2AgClO3 + 6HNO3,

NaСlO + 2HCl = NaСl + Cl2 + H2O.

Особенно агрессивен ClF, который реагирует с веществами еще более энергично, чем свободный фтор. На этом основано его применение в качестве фторирующего агента.

Соли хлорноватистой кислоты называются гипохлориты:

Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H2O,

Лаборраковая вода

Cl2 + 2КOH = КCl + КСlO + H2O.



Жавелевая вода

Гипохлориты применяются в качестве отбеливающего средства.

Наибольший практический интерес (как отбеливающее средство, средство для дегазации, дешевый окислитель) представляет гипохлорит кальция Са(СlO)2. Получается он при взаимодействии хлора с гидроксидом кальция:

2Са(ОН)2 + 2Сl2 = Са(СlO)2 + СаСl2 + 2Н2О.

Как видно из приведенного уравнения реакции, одновременно с Са(СlO)2 образуется СаС12. Поэтому получаемый в технике продукт - белильная или хлорная известь - можно рассматривать как смешанную соль Са(СlO)Сl, т.е. гипохлорит-хлорид кальция. На воздухе карбонизируется:

2Ca(ClO)Cl + CO2 + H2O = CaCO3 + CaCl2 + 2HClO,

HClO = HCl + O0.

Выделение атомарного кислорода обусловливает сильные окислительные свойства. За счет Сl+1 хлорная известь также проявляет окислительные свойства:

Ca(ClO)Cl + PbO = PbO2 + CaCl2.

Гипохлориты более мягкие окислители, чем раствор хлорноватистой кислоты.

Соединения хлора (+3)

Степень окисления хлора +3 проявляется в трифториде ClF3 и тетрафторохлорат(III)-анионе [ClF4]-, а также в диоксохлорат(III)-анионе [ClO2]-.

Трифторид хлора - газ бледно-зеленого цвета, может быть получен при нагревании C1F с избытком фтора. По химической природе ClF3 - соединение кислотное:

ClF3 + KF = KClF4.

Оксид хлора (III) Cl2O3 и диоксохлорат (III) водорода НСlO2 в индивидуальном состоянии не выделены.

Производные аниона называются хлоритами. Хлориты щелочных металлов представляют собой белые кристаллические вещества. Раствор НСlO2 - кислота средней силы называемая хлористой. При нагревании хлориты диспропорционируют:

3NaClO2 = NaCl + 2NaClO3

и разлагаются с выделением кислорода:

NaClO2 = NaCl + O2.

Степень окисления +3 для хлора - это промежуточная степень окисления, поэтому соединения обладают окислительно-восстановительной двойственностью:

5HClO2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 5HClO3 + 2MnSO4 + K2SO4 + 3H2O,

KClO2 + 2H2S = KCl + 2S + 2H2O.

В присутствии органических веществ твердые оксо- и фторохлораты (III) взрываются от удара.

Трифторид хлора и тетрафторохлораты (III) применяются как фторирующие агенты. Из хлоритов наибольшее значение имеет NaClO2, применяемый при отбелке тканей и бумажной массы.

Cоединения хлора (+4)

Диоксид хлора ClO2 - зеленовато-желтый газ с резким запахом хлора. Молекула имеет угловую форму с валентным углом 118о, полярна, обладает парамагнитными свойствами. Диоксид хлора постепенно разлагается на свету:

2ClO2 = Cl2 + 2O2.

При небольшом нагревании, ударе или соприкосновении с горючими веществами разлагается со взрывом.

Один из технических методов получения СlО2 основан на реакции восстановления NaClO3 диоксидом серы в растворе серной кислоты при нагревании:

2NaClO3 + SO2 + H2SO4 = 2NaHSO4 + 2ClO2.

Диоксид хлора является смешанным ангидридом 2-х кислот: хлоритой и хлорноватой:

2ClO2 + H2O = HClO2 + HClO3.

Аналогично диспропорционирование идет в щелочах:

2ClO2 + 2NaОH = NaClO2 + NaClO3 + Н2О.

При окислительно-восстановительной двойственности преобладают окислительные свойства:

2ClO2 + 10FeSO4 + 5H2SO4 = 5Fe2(SO4)3 + 2HCl + 4H2O,

PbO + 2ClO2 + 2NaOH = PbO2 + 2NaClO2 + H2O.

Применяется для отбелки бумажной массы и в некоторых других технологических процессах.

Соединения хлора (+5)

Из соединений, в которых хлор проявляет степень окисления +5, известны пентафторид ClF5, оксотрифторид ClOF3, диоксофторид ClO2F и производные триоксохлорат (V)-аниона [СlOз]-, триоксофторохлорат(V)-аниона [ClO3F]2-, оксотетрафторохлорат (V)-аниона [ClOF4]-.

Молекула ClF5 имеет формулу тетрагональной пирамиды. Пентафторид хлора это малодиосоциирующая жидкость, устойчив до 200°С. Его получают фторированием ClF3:

ClF3 + F2 = ClF5.

Оксотрифторид хлора ClOF3 образуется при действии на смесь ClF3 и OF2 ультрафиолетовых лучей:

2ClF3 + OF2 = ClF5 + ClOF3.

Это соединение легко разлагается на ClF3 и O2. Является кислотным соединением.

Диоксофторид хлора ClO2F (хлорилфторид) - бесцветный довольно устойчивый газ. Получают его фторированием СlO2. Хлорилфторид - кислотное соединение; его гидролиз идет по схеме:

ClO2F + Н2O = НСlO3 + HF.

Оксид хлора (V) неизвестен. Производные [СlO3]- называют хлоратами. Наибольшее практическое значение имеет хлорат калия КСlO3 (бертолетова соль). Его получают пропусканием хлора через горячий раствор КОН:

6KОН + 3Сl2 = 5KСl + KСlO3 + 3Н2O

или электролизом горячего раствора KСl. Поскольку KСlO3 мало растворим в воде, его легко отделяют от KСl охлаждением раствора.

Триоксохлорат (V) водорода НСlO3 в свободном состоянии не выделен. В отличие от НСlO и НСlO2 известны его концентрированные растворы (до 40 %). В водных растворах НСlO3 - сильная кислота, называемая хлорноватой. Ее обычно получают обменной реакцией:

Ва(СlO3)2(р) + H2SО4(p) = BaSО4(т) + 2НСlO3(р).

Хлорноватая кислота по свойствам напоминает азотную кислоту, в частности, ее смесь с соляной кислотой - сильный окислитель, напоминающий по свойствам «царскую водку».

При нагревании хлораты диспропорционируют:

4KСlO3 = 3KСlO4 + KСl,

а в присутствии катализатора (MnO2) распадаются с выделением кислорода:

2KСlO3 = 2КСl + 3O2.

При нагревании триоксохлораты (V) - сильные окислители. В смеси с восстановителями они образуют легко взрывающиеся составы. Бертолетову соль используют в производстве спичек и смеси для фейерверков. Хлорат натрия NaClO3 применяется в качестве средства для борьбы с сорняками.

Cоединения хлора (+6)

Триоксид хлора ClO3 - неустойчивый короткоживущий радикал, который самопроизвольно димеризуется в Cl2O6.

Оксид Cl2O6 в обычных условиях - темно-красная маслообразная жидкость, замерзающая при +3 С.

При обычных условиях Сl2О6 постепенно разлагается. Энергично взаимодействует с водой, образуя за счет дисропорционирования хлорноватую и хлорную кислоты:

Сl2О6 + Н2О = НСlО3 + HClO4.

Аналогично взаимодействует со щелочами:

Сl2О6 + 2NaОH = NaСlО3 + NaClO4 + H2O.

При соприкосновении с органическими веществами Cl2O6 взрывается.

Соединения хлора (+7)

Высшая степень окисления хлора +7 проявляется в его оксиде, ряде оксофторидов и отвечающих им анионных комплексах:

Cl2O7 ClO3F ClO2F3 ClOF5 ClF7

[ClO4]- [ClO3F2]- [ClO2F4]- - -

Оксид хлора (VII) C12O7 - бесцветная жидкость

Получается при нагревании смеси оксохлората (VII) водорода и оксида фосфора (V):

2НСlO4 + Р2O5 = Сl2O7 + 2Н3РO4.

Молекула С12O7 полярна. В ней согласно электронографическому исследованию два тетраэдра объединены посредством атома кислорода:

Оксид Сl2O7 относительно устойчив, но при нагревании (выше 120° С) разлагается со взрывом.

Тетраоксохлорат (VII)-ион имеет тетраэдрическое строение, что в рамках теории валентных связей соответствует sр3-гибридизации валентных орбиталей атома хлора, стабилизированной за счет р-связей.

Тетраоксохлораты (VII) (перхлораты) весьма многочисленны. Большинство их хорошо растворимо в воде. Тетраоксохлорат (VII) водорода НСlO4 - бесцветная жидкость, способная взрываться. Строение молекулы НСlO4 приведено ниже:

Тетраоксохлорат (VII) водорода хорошо растворим в воде. Раствор является хлорной кислотой.

Хлорная кислота - одна из наиболее сильных кислот. Ее получают действием концентрированной H2SO4 на KСlO4:

KСlO4 + H2SO4(к) = НСlO4 + KHSO4.



Известны многочисленные оксохлораты (VII). В частности, кристаллогидрат НСlO4•Н2О является перхлоратом оксония [Н3O]СlO4. Его получают электролизом раствора KClO3. Перхлораты в основном применяются в производстве взрывчатых веществ.

Молекула ClO3F имеет форму несколько искаженного тетраэдра. В обычных условиях триоксофторид хлора (перхлорил фторид) - бесцветный газ, в отличие от Cl2O7 обладает высокой термической и гидролитической стойкостью: устойчив до 500 °С и не гидролизуется даже при 260 °С. Кислотная природа его проявляется при взаимодействии с концентрированными растворами щелочей:

ClO3F + 2NaOH = NaC1O4 + NaF + Н2O.

ClO3F, как и Cl2 O7 - сильный окислитель.

Другие оксофториды хлора (VII) - ClO2F3 и ClOF5 - малоустойчивые газы. Получают их окислением фторидами кислорода низших фторидов хлора:

ClF + O2F2 = ClO2F3,

ClF3 + OF2 = ClOF5.

В ряду ClO- - СlO2- - СlO3- - СlO4- по мере увеличения степени окисления хлора устойчивость анионов возрастает. Это можно объяснить тем, что при переходе от ClO- к ClO4- увеличивается число электронов, принимающих участие в образовании связей.

Полагают, что в ряду СlO- - СlO2- - СlO3- - СlO4- возрастает роль р-связывания. Так, если в СlO- порядок связи равен 1, то в ионе ClO4- он составляет 1,5. Повышение порядка связи в анионах соответствует увеличению средней энергии связи и уменьшает межъядерное расстояние.

Вследствие повышения устойчивости в ряду ClO- - СlO2- - СlO3- - СlO4- уменьшается окислительная активность. Так, гипохлориты вступают в окислительно-восстановительное взаимодействие в любой среде. Хлораты в растворах окисляют только в сильнокислой среде:

СlO3- + I- + Н2О > реакция не идет,

СlO3 - + 6I- + 6Н+ = Сl- + 3I2 + 3Н2O.

Окислительная же способность иона СlO4- в растворах практически не проявляется.

По мере увеличения степени окисления хлора в ряду кислородсодержащих кислот НСlO - НСlO2 - HClO3 - HClO4 сила кислот возрастает. Этот факт можно объяснить тем, что по мере увеличения числа атомов кислорода в анионах прочность связи О-Н с определенным атомом кислорода ослабевает.

Применение хлора.

Одной из важных отраслей химической промышленности является хлорная промышленность. Основные количества хлора перерабатываются на месте его производства в хлорсодержащие соединения. Хранят и перевозят хлор в жидком виде в баллонах, бочках, железнодорожных цистернах или в специально оборудованных судах. Для индустриальных стран характерно следующее примерное потребление хлора: на производство хлорсодержащих органических соединений идет 60-75 %, для производства неорганических соединений, содержащих хлор, 10-20 %, на отбелку целлюлозы и тканей - 5-15 %, на санитарные нужды и хлорирование воды идет 2-6 % от общей выработки.

Хлор применяется также для хлорирования некоторых руд с целью извлечения титана, ниобия, циркония и некоторых других металлов.

Биологическая роль хлора.

Хлор - один из биогенных элементов, постоянный компонент тканей растений и животных. Содержание хлора в растениях колеблется от тысячных долей процента до целых процентов (большим содержанием хлора характеризуются галофиты), в организме животных - десятые и сотые доли процента. Суточная потребность взрослого человека в хлоре составляет 2-4 г покрывается за счёт пищевых продуктов. С пищей хлор поступает обычно в избытке в виде хлорида натрия и хлорида калия. Особенно богаты хлором хлеб, мясные и молочные продукты. В организме животных хлор - основное осмотически активное вещество плазмы крови, лимфы, спинномозговой жидкости и некоторых тканей. Играет роль в водно-солевом обмене, способствуя удержанию тканями воды. Регуляция кислотно-щелочного равновесия в тканях осуществляется наряду с другими процессами путём изменения в распределении хлора между кровью и другими тканями.

Хлор участвует в энергетическом обмене у растений, активируя как окислительное фосфорилирование, так и фотофосфорилирование. Хлор положительно влияет на поглощение корнями растений кислорода, а также необходим для образования кислорода в процессе фотосинтеза изолированными хлоропластами. В состав большинства питательных сред для искусственного культивирования растений хлор не входит. Возможно, для развития растений достаточны весьма малые концентрации хлора.

4. Общая характеристика подгруппы брома

Атомы брома (Вr), йода (I) и астата (At) являются электронными аналогами атомов фтора и хлора (ns2np5), поэтому они проявляют большое сходство с типическими элементами. Однако, при высоких степенях окисления химия элементов подгруппы брома существенно отличаются от химии фтора и хлора.

Элементы подгруппы брома проявляют степени окисления -1, +1, +3, +5 и +7, из которых наиболее устойчивы -1 и +5. Бром и его аналоги - неметаллические элементы. С увеличением числа заполняемых электронных слоев атомов металлические признаки элементов в ряду Br - I - At усиливаются. Об этом, в частности, свидетельствует уменьшение энергии ионизации и сродства к электрону.

Бром был открыт в 1825 г. французским химиком Антуаном Жеромом Баларом. Вплотную к открытию брома подошел и знаменитый немецкий химик Юстус Любих.

Конец XVII - начало XVIII века были отмечены в Европе непрекращающимися войнами. Требовалось много пороха и, следовательно, много селитры. Производство селитры приняло невиданные масштабы, наряду с обыкновенным растительным сырьём в дело шли и морские водоросли. В них и обнаружили новый химический элемент.

Йод был открыт французским химиком Бернаром Куртуа в 1811 г. Название новому элементу присвоил в 1813 г. французский химик Жозеф-Луи Гей-Люссак за фиолетовый цвет его паров («йодос» по-гречески значит фиолетовый).

В 1940 г. Э. Сегре, Т. Корсон и У. Мак-Кензи получили в Беркли (США) первый изотоп 211At, бомбардируя изотоп висмута б-частицами, ускоренными на циклотроне:

209Bi + 4He = 211At + 2n.

Астат получил свое название от греческого astatos, что в переводе означает - неустойчивый. Однако к такому короткому названию пришли сравнительно недавно, а ранее его называли астатий, или астатин.

Стабильных изотопов у астата нет; известно не менее 20 радиоактивных изотопов астата, из которых наиболее долгоживущий 210At имеет перйод полураспада T1/2 = 8,3 ч. Астат хорошо адсорбируется на металлах (Ag, Au, Pt), легко испаряется при обычных условиях и в вакууме. Благодаря этому удается выделить астат (до 85 %) из продуктов облучения висмута путем их вакуумной дистилляции с поглощением астата серебром или платиной. Химические свойства астата очень интересны и своеобразны; он близок как к йоду, так и к полонию, т. е. проявляет свойства и неметалла (галогена) и металла. Такое сочетание свойств обусловлено положением астата в перйодической системе: он является наиболее тяжелым (и, следовательно, наиболее «металлическим») элементом группы галогенов. Подобно галогенам астат дает нерастворимую соль AgAt; подобно йоду окисляется до степени окисления +5 (соль AgAtO3 аналогична AgIO3). Однако, как и типичные металлы, астат осаждается сероводородом даже из сильнокислых растворов, вытесняется цинком из сернокислых растворов, а при электролизе осаждается на катоде. Присутствие астата определяют по характерному б-излучению.

...