Свойства р элементов

Скачать файл - Свойства р элементов

Федеральное агентство по образованию. Методические рекомендации к лабораторным работам по курсу. Методические рекомендации содержат основные сведения по физическим и химическим свойствам p-элементов и их соединений, а также описание методики и правил проведения лабораторной работы по свойствам р-элементов. Рассмотрены и одобрены на заседании. Все многообразие окружающей нас природы состоит из сочетаний сравнительно небольшого числа химических элементов. Химические элементы систематизированы в периодической таблице Д. По вертикали периодическая система подразделяется на восемь групп. Периодическая система содержит восемь групп элементов, каждая из которых условно подразделяется на подгруппу А главную и подгруппу Б побочную. Элементы одной группы имеют одинаковое строение внешних электронных оболочек атомов и проявляют определенное химическое сходство — электронные аналоги. Р-элементами называют химические элементы, в атомах которых электрон с наивысшей энергией занимает р-орбиталь. Каждый последующий р-элемент в группах в большей мере проявляет свойства неметалла, а его металлические свойства ослабевают. Орбитальные радиусы атомов с увеличением порядкового номера р-элемента в периоде уменьшаются, а энергия ионизации в общем возрастает. Свойства р-элементов каждой подгруппы близки — все они являются электронными аналогами. В подгруппах с возрастанием порядкового номера р-элемента размеры атомов в общем увеличиваются, а энергия ионизации уменьшается. Электроотрицательность элементов при переходе в периоде от группы III к VII увеличивается, а в подгруппах сверху вниз уменьшается. Таковы общие тенденции изменения рассматриваемых констант. Элементы фтор F , хлор С1 , бром В r , йод I и астат At составляют группу VIIA Периодической системы Д. Групповое название этих р-элементов — галогены. Первые четыре элемента в виде соединений встречаются в природе. Астат получен только искусственным путем и неустойчив радиоактивен. На внешнем энергетическом уровне их атомы имеют по семь электронов ns 2 np 5. Этим объясняется общность их свойств. Ниже приведены электронные конфигурации атомов галогенов:. F Is 2 2s 2 2p 5 второй период ;. Внутри подгруппы галогенов переход от фтора к йоду сопровождается увеличением радиуса атома, наибольшее значение которого наблюдается у йода. Поскольку у галогенов до образования восьми-электронной оболочки не достает по одному электрону, они характеризуются наибольшими среди всех элементов значениями сродства к электрону. Самой устойчивой у галогенов является степень окисления минус 1. Для фтора степень окисления минус 1 является единственно возможной в его сложных соединениях. Другие галогены в своих кислородных соединениях и в соединениях со фтором способны проявлять и положительные степени окисления от плюс 1 до плюс 7. Эти степени окисления менее характерны для галогенов, что объясняет неустойчивость их кислородных соединений. Простые вещества и соединения галогенов в положительных степенях окисления отчетливо проявляют окислительные свойства. В отличие от фтора у хлора, брома и йода на внешнем уровне имеются свободные ячейки d -подуровня. В зависимости от числа образовавшихся неспаренных электронов галогены С l , В r и I могут проявлять валентность 1, 3, 5 и 7. В качестве примера может служить атом хлора рисунок 1. Рисунок 1 — Основное и возбужденные состояния атомов галогенов. Окислительно-восстановительные свойства галогенов и различия в химическом поведении галогенов легко понять, сравнивая эти свойства в зависимости от изменения величины заряда ядра при переходе от фтора к йоду. Так, в ряду F , С1, В r , I наибольшим радиусом атома и, следовательно, наименьшим сродством к электрону обладает йод, поэтому он обладает менее выраженными окислительными свойствами, чем бром, хлор и фтор. Следовательно, окислительные свойства в подгруппе галогенов уменьшаются от фтора к йоду, а восстановительные усиливаются фтор вообще не обладает восстановительными свойствами:. Молекулы простых веществ, образуемых галогенами, состоят, как и у водорода, из двух атомов, связанных друг с другом ковалентной связью. В природе галогены находятся обычно:. Йод встречается и в положительной степени окисления NaIO 3. Из галогенов наиболее распространен хлор. Следующим по распространенности является фтор. Фтор встречается только в состояниях: Фтор встречается чаще в виде плавикового шпата — CaF 2 флюорит , а также в минералах криолита Na 3 AlF 6. Бромиды всегда сопутствуют соединениям хлора, а также содержатся в морской воде. Йод встречается совместно с хлоридами и бромидами, однако в значительно меньших количествах. Наиболее богатыми источниками йода являются морские водоросли и воды нефтяных скважин. За счет неспаренных электронов атомы галогенов объединяются в двухатомные молекулы F 2 , Cl 2 , Br 2 , I 2. Между молекулами в простых веществах возникают межмолекулярные взаимодействия. Эти взаимодействия усиливаются от фтора к йоду, что приводит к изменению агрегатного состояния простых веществ. Фтор — бледно-желтый газ, хлор — газ желто-зеленого цвета. Бром — жидкость темно-бурого цвета. С увеличением заряда ядра от фтора к йоду постепенно возрастают температуры плавления, кипения, электропроводность таблица 1. Неполярные молекулы галогенов плохо растворяются в воде, но хорошо растворяются в неполярных органических растворителях, поэтому они легко экстрагируются этими растворителями из водных растворов. Фтор растворим в жидком водороде и кислороде. Хлор растворяется в воде хлорная вода , спирте, эфире, четыреххлористом углероде. Бром растворяется в воде бромная вода в меньшей степени, чем хлор, но в большинстве органических растворителей растворяется легко. Все галогены обладают резким запахом и ядовиты. Вдыхание их даже в небольших количествах вызывает сильное раздражение дыхательных путей и воспаление слизистых оболочек. Более значительные количества галогенов вызывают тяжелые отравления. Таблица 1 — Физические свойства галогенов. Фтор получен в свободном состоянии в г. Первые упоминания о флюорите под названием плавиковый шпат относятся к XVI в. Единственно возможным способом получения фтора является электролиз расплава фторидов и гидрофторидов щелочных металлов, где фтор выделяется на аноде:. Соединения хлора, прежде всего поваренная соль и нашатырь, известны очень давно. К более позднему времени относится знакомство с соляной кислотой. В конце XVI в. Свободный хлор , возможно, был получен И. Глаубером, а затем Ван Гельмонтом и Р. Бойлем, однако честь официального открытия хлора несомненно принадлежит К. Шееле в г. В промышленности хлор получают электролизом растворов или расплавов поваренной соли — NaCl. Реакцию электролиза раствора NaCl можно представить следующим уравнением:. Хлор в лабораторных условиях обычно получают нагреванием смеси соляной кислоты с различными окислителями. В качестве окислителей могут быть использованы М n О 2 , Na М n О 4 , Na С1О 3. Реакции протекают по схеме:. Бром brome от греческого — зловонный впервые был получен в г. Он выделил бром из воды источника, воздействуя на нее хлором. В промышленности для получения брома применяют реакцию окисления бромидов хлором. Для этого через насыщенный раствор бромида пропускают хлор:. Йод был открыт фабрикантом мыла и селитры Куртуа в г. Основным промышленным источником получения йода являются морские водоросли и нефтяные буровые воды. В нашей стране был разработан метод получения йода из йодоносных буровых вод нефтяных скважин. В лабораторных условиях бром и йод получают одним и тем же способом, а именно действием оксида марганца IV на бромиды или йодиды в кислой среде:. Все галогены относятся к неметаллам и являются наиболее типичными представителями этого класса. Чаще всего галогены проявляют окислительные свойства, которые с увеличением заряда ядра понижаются от фтора к йоду. Эта взаимосвязь может быть выражена следующими уравнениями:. Из этих реакций видно, что любой предыдущий галоген окисляет отрицательный ион каждого последующего галогена. Свободные галогены, являясь исключительно активными, вступают во взаимодействие почти со всеми простыми веществами. Фтор может быть только окислителем! Такие свойства фтора вытекают прежде всего из его положения в Периодической системе химических элементов Д. При нагревании фтор реагирует со всеми металлами в том числе с золотом и платиной , многие из них в атмосфере фтора самовоспламеняются, выделяя большое количество теплоты, например:. С такими металлами, как медь и никель, реакция на холоде не протекает ввиду того, что на поверхности металла образуется защитный слой фторидов меди CuF 2 или никелея NiF 2 , предохраняющий металл от дальнейшего окисления. Галогены взаимодействуют и со многими неметаллами. Так, фтор реагирует с водородом в темноте со взрывом:. Взаимодействие хлора с водородом протекают на ярком солнечном свету, а также при нагревании. С такими неметаллами, как сера, фосфор и кремний, фтор взаимодействует с образованием соответствующих фторидов. Реакции протекают, как правило, с выделением теплоты:. Непосредственно фтор не взаимодействует с кислородом, азотом и алмазом. Наконец, при облучении фтор реагирует даже с инертными благородными газами:. Непосредственно фтор не взаимодействует лишь с гелием, неоном и аргоном. Ковалентные фториды — газы или жидкости. Многие фториды металлов в низких степенях окисления получают действием раствора Н F на оксиды, гидроксиды, карбонаты и пр. Большинство кристаллических фторидов нерастворимо в воде. Хорошо растворяются лишь фториды s-элементов группы I кроме фторида лития LiF , а также фториды серебра А gF , ртути Н gF 2 , олова SnF 2 и некоторые другие. Комплексные фториды весьма разнообразны: Производные фторокомплексов представляют собой преимущественно ионные соединения либо относятся к смешанным полимерным фторидам например, Ве SiF 6. Взаимодействие фтора со сложными веществами также протекает очень энергично. Отличаясь чрезвычайно высокой химической активностью, фтор энергично реагирует с водой, разлагая её:. В атмосфере фтора окисляются даже такие устойчивые вещества, как диоксид кремния SiO Хлор энергично взаимодействует с расплавленными щелочными металлами, а с медью, железом и оловом реакция протекает при нагревании. Химические свойства спиртов Урок Содержание урока Номер учебного элемента Учебный материал с указанием заданий Руководство Однако по химическим свойствам они абсолютно сходны, Это позволило бы изучить химические свойства го элемента - экарения. Физические, и химические свойства простых веществ. Физические и химические свойства соединений элементов в степени Редкоземельные элементы обнаруживают подобие химических свойств , потому что электроны Редкоземельные элементы обнаруживают подобие химических свойств , потому что