Общая характеристика

жүктеу/скачать 96.62 Kb.

Дата	15.07.2016
өлшемі	96.62 Kb.
	#200307

Информационная карта

ОБЩАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА

ЭЛЕМЕНТОВ ПОДГРУППЫ VIIA
НОМЕНКЛАТУРА ЭЛЕМЕНТОВ ПОДГРУППЫ VIIA
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

КЛАССИФИКАЦИЯ ЭЛЕМЕНТОВ ПОДГРУППЫ VIIA

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 рК молекула 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 -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	1
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).

ФИЗИЧЕСКИЕ ПАРАМЕТРЫ ЭЛЕМЕНТОВ ПОДГРУППЫ VIIA

Таблица 4. Физические свойства элементов подгруппы VIIА 29 с.40

		F	Cl	Br	I
Энергия ионизации первого электрона	I, кДж/моль	1682	1255	1143	1009
Сродство к первому электрону	А, кДж/моль	333	349	325	295
Электроотрицательность	χ	4,10	2,83	2,74	2,21

В ряду F  Cl  Br  I – I, A, 

ХАРАКТЕРИСТИЧЕСКИЕ СОЕДИНЕНИЯ ЭЛЕМЕНТОВ ПОДГРУППЫ VIIA

Таблица 5. Характеристические соединения элементов подгруппы VIIА

1	0	+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

НАХОЖДЕНИЕ В ПРИРОДЕ ЭЛЕМЕНТОВ ПОДГРУППЫ VIIA

At – синтетический элемент.
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

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.

1 В скобках приведены редкие, малохарактерные степени окисления. Жирным выделены часто встречающиеся.

жүктеу/скачать 96.62 Kb.

Достарыңызбен бөлісу: