Читайте также: |
|
Таблица 1. Номенклатура элементов подгруппы VIIА
F | Cl | Br | I | |
Русские названия | Фтор | Хлор | Бром | Иод |
Латинские названия | Ftorum (Фторум) | Chlorum (Хлорум) | Bromum (Бромум) | Iodum (Иодум) |
Русские написания корней латинских названий | Фтор | Хлор | Бром | Иод |
P-элементы, типические, неметаллы (астат - полуметалл), галогены.
СТРОЕНИЕ ЭЛЕМЕНТОВ ПОДГРУППЫ VIIA
1. Строение атомов элементов подгруппы VIIА:
В состав подгруппы входят атомы галогенов, общая электронная формула внешнего валентного уровня, у которых - ns2np5. У фтора отсутствует внешний nd0 подуровень, который есть у остальных галогенов. Результат этого - низкая валентность фтора (только 1) и способность проявлять более высокие валентные возможности у атомов других галогенов (3, 5, 7). У брома, йода, астата - добавляется (n - 1)d10 подуровень, у астата - (n - 2)f14 подуровень. Так как у брома заполненный 3d10 подуровень проявился впервые, он очень сильно экранирует внешнюю 4s2 электронную пару, что приводит к её повышенной устойчивости, трудности окисления брома до брома (VII). Аналогичная картина наблюдается для астата из-за экранировки 6s2 пары 4f14 электронами. Атомы галогенов могут проявлять и нетипичные валентности и степени окисления в молекулярных радикалах и промежуточных частицах (см. ниже).
Электронная диаграмма нейтрального атома элемента Hal (Hal ≠ F)*:
![]() |
Рис.1. Электронная диаграмма нейтрального атома элемента Hal
* У F нет nd° подуровня.Отсюда следует, что фтор только окислитель, а восстановителем быть не может. Поэтому для фтора неизвестны соединения с положительной степенью окисления.Прочность молекулы фтора, несмотря на наименьшее межъядерное расстояние, относительно других галогенов, намного меньше по сравнению с молекулами хлора и брома. По величинам энтальпии и рКмолекула фтора сравнима с молекулой иода. Химическая связь в молекуле фтора менее прочна, но более жестка. Сравнительно невысокая прочность молекулы фтора, которая является одним из факторов его высокой химической активности, обусловлена отсутствием у фтора d-орбиталей. В молекулах остальных галогенов имеет место дополнительное p-связывание за счет р-электронов и d - орбиталей.Сродство к электрону у атома фтора также меньше, чем у хлора. Фтор является менее электрофильным элементом по сравнению с хлором. Это объясняется кайносимметричностью 2р-электронов атома фтора и связанным с ней эффектом обратного экранирования. Дело в том, что 2р-орбитали в атоме фтора сильнее притянуты к ядру и лежат глубже полностью заполненной электронами некайносимметричной 2s-орбитали. Последняя, будучи полностью заселенной, отталкивает присоединяемый атомом фтора электрон, уменьшая электронное сродство и увеличивая энергии ионизации [49 с.457-458].В ряду F ® Cl ® Br ® I разница энергии 2s - и 2p -орбиталей увеличивается. Эффект экранирования приводит к увеличению энергии 3s- и 3p-, 4s- и 4p -орбиталей и т.д., а главное, к уменьшению их разности по сравнению с 2s- и 2p -орбиталями: если для фтора разница в энергии орбиталей составляет 27,7 эВ, то для хлора – 11,6 эВ [16].
2. Для элементов подгруппы VIIA характерны следующие валентности:
Таблица 2. Валентность элементов подгруппы VIIА
Элемент | Валентности |
F | |
Cl | 1; 3; 5; 7 |
Br | 1; 3; 5; 7 |
I | 1; 3; 5; 7 |
At | 1; 3; 5 |
3. Для элементов подгруппы VIIA характерны следующие степени окисления:
Таблица 3. Степени окисления элементов подгруппы VIIА [1]
Атом | Устойчивые степени окисления |
9F | -1; 0 |
17Cl | -1; 0; +1; +3; (+4); +5; (+6); +7 |
35Br | -1; 0; +1; (+3); (+4); +5; +7 |
53I | -1; 0; +1; (+3); +5; +7 |
85At | -1, 0,+ 1, +3, +5 |
4. Координационные числа:
Координационные числа атомов галогенов зависят как от природы галогена, так и от типа связи и природы ближайшего окружения. В молекулярных соединениях атомы галогенов проявляют низкие координационные числа (1-2). Например, один в HCl, два за счёт водородной связи в ассоциатах фтороводорода и образованных им ионах (H-F…H-F, K[F….H-F]) и за счёт мостиковых связей в димерах хлорида алюминия (Al2Cl6). Координационное число центрального иода в иодате K2(I2) также равно двум. В ионных соединениях координационные числа выше. Атомы хлора в LiCl проявляют невысокое координационное число 4 (Li4Cl4), в хлориде натрия координационное число уже шесть (Na6Cl6).
Таблица 4. Физические свойства элементов подгруппы VIIА [29 с.40]
F | Cl | Br | I | ||
Энергия ионизации первого электрона | I, кДж/моль | ||||
Сродство к первому электрону | А, кДж/моль | ||||
Электроотрицательность | χ | 4,10 | 2,83 | 2,74 | 2,21 |
В ряду F ® Cl ® Br ® I – I¯, A¯, c¯
Таблица 5. Характеристические соединения элементов подгруппы VIIА
-1 | +1 | +3 | +4 | +5 | +6 | +7 | |
HF | F2 | ||||||
HCl | Cl2 | Cl2O | ClO2 | ClO3 | Cl2O7 | ||
HClO | HClO2 | HClO3 | HClO4 | ||||
NaClO | NaClO2 | KClO3 | KClO4 | ||||
Ca(ClO)2 | Ba(ClO3)2 | Mg(ClO4)2 | |||||
HBr | Br2 | HBrO | HBrO3 | HBrO4 | |||
NaBrO3 | KBrO4 | ||||||
HI | I2 | HIO | I2O5 | H5IO6 | |||
HIO3 | K5IO6 | ||||||
KIO3 | KH4IO6 |
Таблица 6. Нахождение в природе элементов подгруппы VIIА
В природе: | ||||
F | Cl | Br | I | |
Сколько: кора, w % | 8∙10-2 | 4,5∙10−2 | 3∙10−5 | »1∙10−4 |
Степень конц-ии: | Рудообразующие | Рассеянные | ||
Состояние: | Связанные в земной коре, водных растворах и нижних слоях атмосферы. | |||
В вулканических газах, верхних слоях атмосферы можно обнаружить свободные атомы и молекулы. |
Таблица 7. Минеральные формы элементов подгруппы VIIА
Минеральные формы | |||
F | Cl | Br | I |
CaF2 Плавиковый шпат; 3Ca3(PO4)∙CaF2 Фторапатит. | NaCl галит, каменная соль; KCl сильвин; NaCl∙KCl сильвинит; KCl∙MgCl2∙6H2O карналлит. | Вода скважин; Морская вода; Вода соленых озер; Морские водоросли; Морепродукты. |
Дата добавления: 2015-04-22; просмотров: 102 | Поможем написать вашу работу | Нарушение авторских прав |