ПОСІБНИК З ХІМІЇ ДЛЯ ВСТУПНИКІВ ДО ВИЩИХ НАВЧАЛЬНИХ ЗАКЛАДІВ

Частина II. НЕОРГАНІЧНА ХІМІЯ

Розділ 8. ВОДЕНЬ. ГАЛОГЕНИ

§ 8.5. Загальна характеристика підгрупи галогенів

Під час розгляду хімії елементів за підгрупами винятково важливо вміти використовувати прогнозуючу роль періодичного закону і періодичної системи елементів Д.І. Менделєєва. Тоді багато властивостей елементів і їх сполук можна описати, не користуючись підручниками. Так, за положенням елемента в періодичній системі можна описати будову атома — заряд і склад його ядра й електронну конфігурацію, за останньою

— визначити ступені окиснення елемента у сполуках, можливість утворення молекули за звичайних умов, тип кристалічної решітки простої речовини у твердому стані. Нарешті, можна визначити формули вищих оксидів і гідроксидів елементів, зміну їх кислотно-основних властивостей по горизонталі і вертикалі періодичної системи, а також формули різних бінарних сполук з оцінкою характеру хімічних зв’язків. Це значно полегшує вивчення властивостей елементів, простих речовин і їх сполук. Розпочинати слід із розгляду загальної характеристики кожної підгрупи.

До підгрупи галогенів входять флуор, хлор, бром, йод і астат (астат — радіоактивний елемент, вивчений мало). Це p -елементи VII групи періодичної системи Д. І. Менделєєва. На зовнішньому енергетичному рівні їх атоми мають по 7 електронів ns² nр⁵ (табл. 8.1). Цим пояснюється подібність їх властивостей.

Вони легко приєднують по одному електрону, виявляючи ступінь окиснення — 1. Такий ступінь окиснення галогени виявляють у сполуках з гідрогеном і металами.

Таблиця 8.1. Властивості елементів підгрупи галогенів

Однак атоми галогенів, крім флуору, можуть виявляти і позитивні ступені окиснення: +1, +3, +5, +7. Можливі значення ступенів окиснення пояснюються електронною будовою атомів, яку в атома флуору можна зобразити схемою:

Як найбільш електронегативний елемент, флуор може приєднати тільки один електрон на 2р-підрівень. У нього один неспарений електрон, тому флуор буває тільки одновалентним, а його ступінь окиснення завжди —1.

Електронна будова атома хлору зображується схемою:

В атома хлору один неспарений електрон на 3р-підрівні, і в звичайному (незбудженому) стані хлор одновалентний. Але оскільки хлор розташований в третьому періоді, то в нього є ще п’ять орбіталей 3d - підрівня, на яких можуть розташуватися 10 електронів.

У збудженому стані атома хлору електрони переходять з 3р- і Зs -підрівнів на 3d - підрівень (на схемі зображено стрілками). Роз’єднання (розпаровування) електронів, що перебувають на одній орбіталі, збільшує валентність на дві одиниці. Очевидно, хлор і його аналоги (крім флуору) можуть виявляти лише непарну змінну валентність 1, 3, 5, 7 і відповідні позитивні ступені окиснення. У флуору немає вільних орбіталей, а отже, під час хімічних реакцій не відбувається роз’єднання спарених електронів в атомі (див. електронну будову атома флуору). Тому, розглядаючи властивості галогенів, завжди слід враховувати особливості флуору і його сполук.

Водні розчини водневих сполук галогенів є кислотами: HF — фтороводнева, або фторидна плавикова), НСl — хлороводнева (соляна), або хлоридна, НВr — бромоводнева, або бромідна, Нl — йодоводнева, або йодидна.

Слід мати на увазі, що крім спільних властивостей галогени мають і відмінності. Це особливо характерно для флуору і його сполук. Сила кислот у ряду зростає, що пояснюється зменшенням у цьому самому напрямку енергії зв’язку HR (де R — елемент). Плавикова кислота найслабкіша у цьому ряду, оскільки енергія зв’язку Н — F тут найбільша. В такій самій послідовності зменшується і міцність молекули НГ (де Г — галоген), що зумовлено збільшенням між’ядерної відстані (див. табл. 8.1, п. 6). Розчинність малорозчинних солей зменшується в ряду АgСl — АgВr — Аgl; на відміну від них сіль AgF добре розчиняється у воді.

Флуор найміцніше утримує електрони (див. табл. 8.1, п. З, 4), у нього один ступінь окиснення (—1) (див. табл. 8.1, п. 5). Фтор інакше взаємодіє з водою, ніж хлор: розкладає воду з утворенням фтороводню, фториду оксигену(ІІ), пероксиду гідрогену, кисню й озону:

F₂ + Н₂О = 2HF + О; 2O = О₂; 3О = О₃;

O + F₂ = F₂O; Н₂O + О = Н₂О₂.

Рівняння реакції взаємодії хлору з водою див. § 8.6.

Пункти 3 і 6 табл. 8.1 характеризують неметалічні властивості елементів. Оскільки радіус атома зростає, а енергія іонізації зменшується, то в ряду F — At послаблюються неметалічні властивості. Найсильніше вони виражені у флуору.

Реакційна здатність галогенів послаблюється в ряду F —Сl — Вr — l. Тому попередній елемент здатний витісняти наступний з кислот типу НГ (Г — галоген) і їх солей. В цьому випадку активність

F₂ > Сl₂ > Вr₂ > l₂.

Закономірно змінюються фізичні властивості галогенів із зростанням порядкового номера: фтор — газ, що важко зріджується, хлор — газ, що легко зріджується, бром — рідина, йод — тверда речовина.