Сочинение художественный образ галогенов

метки: Галоген, Использовать, Знание, Написать, Художественный, Атомный, Масса, Электрон

Библиотека Рефераты Курсовые Дипломы Поиск

Химия

Реферат Галогены Содержание Введение Глава I. Свойства галогенов 1.1. Физические свойства А) Фтор Б) Хлор В) Бром Г) Иод Д) Астат 1.2. Химические свойства Глава II. Получение и применение Заключение Литература Введение Галогены (от греч. halos – соль и ge es – рождающий, рождённый) находятся в главной подгруппе VII группы периодической системы химических элементов. К галогенам относят фтор, хлор, бром, иод и астат. Хим. знак Распределение электронов по энергетическим уровням по энергетическим уровням и подуровням по орбиталям F 9F 2ē, 7ē 9F 1s22s22p5 1s2 2s2 2p5 9F Cl 17Cl 2ē, 8ē, 7ē 17Cl 1s22s22p63s23p53d0 3s2 3p5 3d0 17Cl Br 35Br 2ē, 8ē, 18ē, 7ē 35Br 3d0 ׀ 4s24p54d0 4s2 4p5 4d0 35Br I 53I 2ē, 8ē, 18ē, 18ē, 7ē 53I 4d0 ׀ 5s25p55d0 5s2 5p5 5d0 53I На наружном энергетическом уровне атомов галогенов находятся семь электронов: До восьми электронов (октета) на наружном энергетическом уровне, т.е. до устойчивого состояния атомов, характерного для благородных газов, атомам галогенов недостаёт по одному электрону. К тому же атомы галогенов по сравнению с атомами металлов того же периода обладают бόльшим зарядом ядра, меньшим атомным радиусом и имеют по одному неспаренному электрону.

Поэтому атомы всех галогенов энергично присоединяют недостающий электрон. Например, Cl0 ē → Cl–. Фтор в химических реакциях проявляет только окислительные свойства, и для не­го характерна степень окисления –1. Остальные галогены мо­гут проявлять и восстановительные свойства при взаимодейст­вии с более электроотрицательными элементами – фтором, кислородом, азотом, при этом степени их окисления могут принимать значения 1, 3, 5, 7. Восстановительные свой­ства галогенов усиливаются от хлора к йоду, что связано с рос­том радиусов их атомов: атомы хлора примерно вдвое меньше, чем у йода. Глава I. Свойства галогенов 1.1. Физические свойства Вещество Агрегатное состояние при обычных условиях Цвет Запах Температура плавления, °С Температура кипения, °С Фтор F2 Газ Светло-жёлтый Резкий, раздражающий –220 –188 Хлор Cl2 Газ Жёлто-зелёный Резкий, удушливый –101 –34 Бром Br2 Жидкость Буровато-коричневый Резкий, зловонный –7 58 Иод I2 Твёрдое вещество Чёрно-фиолетовый с металлическим блеском Резкий 114 186 А) Фтор Фтор (лат. Fluorum), F – химический элемент VII группы периодической си­стемы Менделеева, относится к галогенам, атомный номер 9, атомная масса 18,998403; при нормаль­ных условиях (0 °С; 0,1 Мн/м2, или 1 кгс/см2) — газ бледно-жёлтого цвета с резким запахом. Природный фтор состоит из одного ста­бильного изотопа 19F. Искусственно полу­чены пять радиоактивных изотопов: 16F с периодом полураспада Т1/2 &l ; 1 сек, 17F(Т1/2 = 70 сек), 18F (Т1/2 = 111 мин), 20F (Т1/2 = 11,4 сек), 21F(Т1/2 = 5 сек).

Среднее содержание фтора в земной коре 6,25 10-2% по массе; в кислых изверженных породах (гра­нитах) оно составляет 8 10-2%, в ос­новных — 3,7 10-2%, в ультраоснов­ных – 10-2%. Фтор присутствует в вулка­нических газах и термальных водах. Важ­нейшие соединения фтора — флюорит, крио­лит и топаз.

Всего известно 86 фторсодержащих мине­ралов. Соединения фтора находятся также в апатитах, фосфоритах и других. Фтор — важный биогенный элемент. В истории Земли источником поступления фтора в био­сферу были продукты извержения вулка­нов (газы и др.).

Газообразный фтор имеет плотность 1,693 г/л (0 °С и 0,1 Мн/м2, или 1 кгс/см2), жидкий — 1,5127 г/см3 (при температуре кипения); пл -219,61 °С; кип -188,13 °С. Молекула фтора состоит из двух атомов (F2); при 1000 °С 50% молекул диссоциирует, энер­гия диссоциации около 155±4 кдж/моль (37±1 ккал/моль).

Фтор плохо раство­рим в жидком фтористом водороде; раст­воримость 2,5 10-3 г в 100 г НF при -70 °С и 0,4 10-3 г при -20 °С; в жидком виде неограниченно растворим в жидком кислороде и озоне. Конфигурация внешних электронов атома фтора 2s2 2р5. В соеди­нениях проявляет степень окисления -1. Ковалентный радиус атома 0,72А, ион­ный радиус 1,33А. Сродство к электрону 3,62 эв, энергия ионизации (F ® F ) 17,418 эв. Высокими значениями сродства к электрону и энергии ионизации объяс­няется сильная электроотрицательность атома фтора, наибольшая среди всех других элементов. Высокая реакционная спо­собность фтора обусловливает экзотермичность фторирования, которая, в свою очередь, определяется аномально малой ве­личиной энергии диссоциации молекулы фтора и большими величинами энергии связей атома фтора с другими атомами. Б) Хлор Хлор (лат. Chlorum), Cl — химический элемент VII группы периодической системы Менде­леева, атомный номер 17, атомная масса 35,453; относится к семейству галогенов. При нормальных условиях (0 °С, 0,1 Мн/м2) жёлто-зелёный газ с резким раздражающим запахом. Природный хлор состоит из двух стабильных изотопов: 35Cl (75,77%) и 37Cl (24,23%).

Искусственно получены радиоактивные изотопы с массовыми чис­лами 32, 33, 34, 36, 38, 39, 40 и периодами полураспада Т1/2 соответственно 0,31; 2,5; 1,56 сек; 3,1 105 лет; 37,3; 55,5 и 1,4 мин. 36Cl и 38Cl используются как изотопные индикаторы. Xлор встречается в природе только в виде соединений. Среднее содержание хлора в земной коре 1,7 10-2% по массе, в кислых изверженных поро­дах — гранитах 2,4 10-2, в основ­ных и ультраосновных 5 10-3. Основную роль в истории хлора в земной коре играет вод­ная миграция. В виде иона Cl- он содер­жится в Мировом океане (1,93%), под­земных рассолах и соляных озерах. Число собственных минералов (преимущественно природных хлоридов) 97, главный из них — галит аCl. Изве­стны также крупные месторождения хлоридов калия и магния и смешанных хлоридов: сильвин КCl, сильвинит ( а, К) Cl, карналлит КCl МgCl2 6Н2О, каинит КCl МgSO4 ЗН2О, бишофит МgCl2 6Н2О. В истории Земли большое значение имело поступление содержаще­гося в вулканических газах НCl в верхние ча­сти земной коры. Xлор имеет кип — 34,05 °С, пл — 101 °С. Плотность газообразного хлора при нормальных условиях 3,214 г/л; насыщенного пара при 0 °С 12,21 г/л; жид­кого хлора при температуре кипения 1,557 г/см3; твёрдого хлора при -102 °С 1,9 г/см3. Давление насыщенных паров хлора при 0 °С 0,369; при 25 °С 0,772; при 100 °С 3,814 Мн/м2 или соответственно 3,69; 7,72; 38,14 кгс/см2.

Те­плота плавления 90,3 кдж/кг (21,5 кал/г); теплота испарения 288 кдж/кг (68,8 кал/г); теплоёмкость газа при постоянном давле­нии 0,48 кдж/(кг К) . Xлор хорошо растворяется в ТiСl4, SiCl4, S Cl4 и некоторых органических растворителях (особенно в гексане и четырёххлористом углероде).

Мо­лекула хлора двухатомна (Cl2).

Степень термической диссоциации Cl2 243 кдж Ы 2Cl при 1000 К равна 2,07 10-4%, при 2500 К 0.909%. Внешняя электронная конфигурация атома Сl Зs2 3р5. В соответствии с этим хлор в соединениях проявляет степени окис­ления -1, 1, 3, 4, 5, 6 и 7. Ковалентный радиус атома 0,99А, ионный радиус Сl- 1,82А, сродство атома хлора к электрону 3,65 эв, энергия ионизации 12,97 эв. В) Бром Бром (лат. Bromum), Br — химический эле­мент VII группы периодической системы Мен­делеева, относится к галогенам, атомный номер 35, атомная масса 79,904; красно-бурая жид­кость с сильным неприятным запа­хом. Бром открыт в 1826 французским химиком А. Ж. Баларом при изучении рассолов средиземноморских соляных промыслов; назван от греческого bromos – зловоние. При­родный бром состоит из 2 стабильных изо­топов 79Br (50,34%) и 81Br (49,46%).

Из искусственно полученных радиоактив­ных изотопов брома наиболее интересен 80Вr, на примере которого И. В. Курчатовым открыто явление изомерии атомных ядер. Содержание брома в земной коре (1,6 l0-4% по массе) оценивается в 1015-1016 т. В главной своей массе бром находится в рас­сеянном состоянии в магматических породах, а также в широко распространённых галогенидах. Бром — постоянный спутник хлора. Бромистые соли ( aBr, KBr, MgBr2) встречаются в отложениях хлористых солей (в поваренной соли до 0,03% Br, в калийных солях — сильвине и карналлите — до 0,3% Вr), а также в морской воде (0,065% Br), рапе соляных озёр (до 0,2% Br) и подземных рассолах, обычно связанных с соляными и нефтя­ными месторождениями (до 0,1% Br).

Благодаря хорошей растворимости в воде бромистые соли накопляются в остаточ­ных рассолах морских и озёрных водоё­мов. Бром мигрирует в виде легко раство­римых соединений, очень редко образуя твёрдые минеральные формы, представ­ленные бромиритом AgBr, эмболитом Ag (Сl, Br) и иодэмболитом Ag (Сl, Вr, I).

Образование минералов происходит в зонах окисления сульфидных серебро-содержащих месторождений, формирую­щихся в засушливых пустынных облас­тях. При -7,2°С жид­кий бром застывает, превращаясь в красно-коричневые игольчатые кристаллы со слабым металлическим блеском. Пары брома жёлто-бурого цвета, кип 58,78°С. Плот­ность жидкого брома (при 20°С) 3,1 г/см3. В воде бром растворим ограниченно, но лучше других галогенов (3,58 г брома в 100 г Н2О при 20°С).

Ниже 5,84°С из воды осаждаются гранатово-красные кристаллы Br2 8H2O. Особенно хорошо растворим бром во многих органических раство­рителях, чем пользуются для извлечения его из водных растворов. Бром в твердом, жидком и газообразном состоянии состо­ит из 2-атомных молекул. Заметная диссоциация на атомы начинается при температуре около 800°С; диссоциация наблю­дается и при действии света. Г) Иод Иод (лат. Iodium), I — химический элемент VII группы периодической системы Менделе­ева, относится к галогенам (в литературе встречается также символ J); атомный номер 53, атомная масса 126,9045; кри­сталлы черно-серого цвета с металлическим блеском.

Многократные попытки учёных разных стран открыть элемент № 85 всевозможными химическими и физическими способами в природных объектах были неудачны. В 1940 Э. Сегре, Т. Корсон и У. Мак-Кензи получили на циклотроне в Беркли (США) первый изотоп 211At, бомбардируя висмут a-частицами. Название «А.» дано от греч. astatos — неустойчивый. Лишь после этого искусственного получения А. было показано, что 4 его изотопа (215At, 216At, 218At и 219At) образуются в очень маловероятных (5 10-5—0,02%) ответвлениях трёх природных рядов радиоактивного распада урана и тория (см. Радиоактивные ряды).

А. хорошо адсорбируется на металлах (Ag, Au, Pt), легко испаряется в обычных условиях и в вакууме. Благодаря этому удаётся выделить А. (до 85%) из продуктов облучения висмута путём их вакуумной дистилляции с поглощением А. серебром или платиной. Химические свойства А. очень интересны и своеобразны; он близок как к иоду, так и к полонию, т. е. проявляет свойства и неметалла (галогена) и металла. Такое сочетание свойств обусловлено положением А. в периодической системе: он является наиболее тяжёлым (и следовательно, наиболее «металлическим») элементом группы галогенов. Подобно галогенам А. даёт нерастворимую соль AgAt; подобно иоду окисляется до 5-валентного состояния (соль AgAtO3 аналогична AgJO3)

1.

2.

3.

4.

5.

9.

10.

11.

12.

13.

14.

15.

16.

17.

18.

19.

20.

21.

25.

26.

27.

28.

29.

30.

31.

32.

33.

34.

35.

36.

37.

41.

42.

43.

44.

45.

46.

47.

48.

49.

50.

51.

52.

53.

57.

58.

59.

60.

61.

62.

63.

64.

65.

66.

67.

68.

69.

73.

74.

75.

76.

77.

78.

79.

80.

81.

82.

83.

84.

85.

89.

90.

91.

92.

93.

94.

95.

96.

97.

98.

99.

100.