Сравнительная характеристика простых веществ галогенов

Характеристика	F2	Cl2	Br2	I2
Тип связи	Ковалентная неполярная
Тип кристаллической решетки	Молекулярная
Длина связи в Г2, нм	0,141	0,199	0,228	0,267
увеличение
Энергия связи в Г2, кДж/моль	158,78	242,58	192,81	151,09
Увеличение от фтора к хлору и от иода к хлору
Температура плавления, оС	–219,66	–101,5	–7,2	113,7
Увеличение
Температура кипения, оС	–188,12	–34,04	58,8	184,4
Увеличение
Агрегатное состояние	Газы	Жидкость	Твердое вещество
Стандартный электродный потенциал , В	2,866	1,358	1,066	0,536
Ослабление окислительных свойств

В невозбужденном состоянии на внешнем электронном уровне атомов присутствует по одному неспаренному электрону.

По методу валентных связей (ВС) в молекуле фтора оба атома предоставляют для образования ковалентной связи по одному неспаренному электрону. Электронная пара в равной мере принадлежит обоим атомам. В соответствии с методом молекулярных орбиталей (МО) в молекуле фтора порядок связи также равен 1 (рис. 1.1):

Рис. 1.1. Строение молекулы F₂ по методу МО

В молекулах Cl₂ , Br₂ , I₂ в соответствии с методом ВС образуется дополнительная дативная связь, за счет спаренных p -электронов одного атома и вакантных d -орбиталей другого:

Самой прочной является молекула Cl₂. Уменьшение энергии связи от Cl₂ к I₂ объясняется увеличением длины связи (рис. 1.2):

Рис. 1.2. Изменение энергии связи в молекулах Г₂

Между молекулами галогенов в конденсированном состоянии осуществляется слабое ван-дер-ваальсово взаимодействие (межмолекулярное взаимодействие между неполярными молекулами называется дисперсионным), поэтому у простых веществ низкие температуры плавления и кипения. Внешние электронные оболочки атомов фтора и хлора находятся на более коротком расстоянии от ядра, чем внешние электронные оболочки атомов брома и иода. Чем ближе к ядру находится внешняя электронная оболочка, тем она более жесткая и менее склонна к деформации. Электронные оболочки брома и иода более рыхлые, в меньшей степени взаимодействуют с ядром. С увеличением размеров атомов возрастает поляризуемость молекул и усиливается способность к межмолекулярному взаимодействию, что приводит к повышению температур плавления и кипения. Для твердого состояния галогенов характерна молекулярная кристаллическая решетка. Например, в узлах кристаллической решетки иода находятся молекулы I₂ (рис.1.3).

При обычных условиях F₂ – зеленовато-желтый, трудно сжижаемый газ с резким запахом. Фтор крайне токсичен, при попадании в организм человека вызывает отек легких, разрушение зубов, ногтей, ломкость кровеносных сосудов, повышает хрупкость костей. Cl₂ – газ желто-зеленого цвета, легко сжижается. Br₂ – красно-коричневая густая жидкость со зловонным запахом, ядовит (единственный жидкий при обычных условиях неметалл). I₂ – фиолетовые кристаллы. Для человека смертельная доза – 2-3 г иода, но в форме иодид-ионов относительно безвреден.

Нахождение в природе. Вследствие высокой химической активности в природе галогены встречаются в виде соединений.

F: CaF₂ – плавиковый шпат;

Na₃[AlF₆] – криолит;

Ca₅(PO₄)₃F – фторапатит.

Cl: NaCl – поваренная (каменная) соль;

KCl ∙ NaCl – сильвинит;

KCl ∙ MgCl₂ ∙ 6H₂O – карналлит.

Br: в нефтяных скважинах, в морской воде, в отложениях хлоридов (в виде бромидов NaBr, KBr, MgBr₂).

I: в подземных буровых водах, в воде океанов, в морских водорослях, в залежах селитры (иодиды и иодаты).