Общая характеристика



жүктеу 96.62 Kb.
Дата15.07.2016
өлшемі96.62 Kb.
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 VIIА1

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∙102


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.





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


©dereksiz.org 2016
әкімшілігінің қараңыз

    Басты бет