Галогены
| Категория реферата: Рефераты по науке и технике
| Теги реферата: бесплатные курсовые работы, характеристика реферата
| Добавил(а) на сайт: Агапия.
Предыдущая страница реферата | 1 2 3 4 | Следующая страница реферата
Все галогены - токсичные вещества.
Отравление хлором. Жидкий хлор вызывает серьезные ожоги кожи. Газообразный хлор оказывает сильное раздражающее действие, особенно на глаза и дыхательную систему. Он реагирует с водой, содержащейся в глазах, легких и слизистых оболочках органов дыхания, образуя соляную кислоту и хлорноватистую кислоту (см. ниже «Реакции с водой и щелочами»). Симптомами отравления хлором являются жжение глаз и органов дыхания, непрекращающийся кашель и, в тяжелых случаях, кровавая мокрота. В легких, отравленных хлором, может развиваться бронхиальная пневмония. Предельно допустимая концентрация хлора в воздухе составляет 0,005 мг/дм3. Уровень 0,2 мг/дм3 считается опасным, а концентрация 2 мг/дм3 может вызвать быструю смерть. Однако случаи отравления хлором со смертельным исходом в аварийной обстановке нечасты, поскольку людей, надышавшихся этим газом, обычно удается вовремя удалить из отравленной зоны.
Галогены имеют характерный резкий запах, хорошо знакомый тем, кто посещает плавательные бассейны.
Все галогены имеют большую летучесть. Она объясняется тем, что их молекулы удерживаются вместе лишь слабыми вандерваальсовыми силами. Хотя вандерваальсовы силы постепенно возрастают при перемещении к нижней части группы галогенов, они остаются очень слабыми даже в кристаллах иода, которые поэтому легко возгоняются при нагревании. При этом образуются фиолетовые пары иода. Температуры плавления и кипения галогенов указаны в табл. 2.
Таблица 2. Физические свойства галогенов
| Элемент | Температура плавления, °С | Температура кипения, °С | Агрегатное состояние и внешний вид при 20°С |
| Фтор | -220 | -188 | Бледно-желтый газ |
| Хлор | -101 | -34 | Желто-зеленый газ |
| Бром | -7 | 58 | Коричневая жидкость с тяжелыми коричневыми парами |
| Иод | 114 | 183 | Блестящие серо-черные кристаллы |
Все галогены - окрашенные вещества. Интенсивность их окраски возрастает по мере перемещения к нижней части группы.
Галогены обладают небольшой растворимостью в воде. Раствор хлора в воде называется хлорной водой. Галогены хорошо растворяются в органических растворителях, образуя окрашенные растворы. Например, хлор растворяется в тетрахлоро-метане, образуя желтый раствор, бром образует красный раствор, а иод-фиолетовый.
РЕАКЦИОННАЯ СПОСОБНОСТЬ ГАЛОГЕНОВ
Галогены представляют собой наиболее реакционноспособную группу элементов в периодической системе. Они состоят из молекул с очень низкими энергиями диссоциации связи (см. табл. 1), а их атомы имеют во внешней оболочке семь электронов и поэтому очень электроотрицательны. Фтор-наиболее электроотрицательный и наиболее реакционноспособный неметаллический элемент в периодической системе. Реакционная способность галогенов постепенно уменьшается при перемещении к нижней части группы. В следующем разделе будет рассмотрена способность галогенов окислять металлы и неметаллы и показано, как эта способность уменьшается в направлении от фтора к иоду.
ГАЛОГЕНЫ КАК ОКИСЛИТЕЛИ
При пропускании газообразного сероводорода через хлорную воду происходит осаждение серы. Реакция протекает по уравнению
В этой реакции хлор окисляет сероводород, отнимая у него водород. Хлор окисляет также железо (II) до железа (III). Например, если перемешивать встряхиванием хлор с водным раствором сульфата железа (II), образуется сульфат железа (III):
Происходящая при этом окислительная полуреакция описывается уравнением
В качестве другого примера окислительного действия хлора приведем синтез хлорида натрия при сжигании натрия в хлоре:
В этой реакции происходит окисление натрия, поскольку каждый атом натрия теряет электрон, образуя ион натрия:
Хлор присоединяет эти электроны, образуя хлорид-ионы:
Таблица 3. Стандартные электродные потенциалы галогенов
| Электродная реакция | Стандартный электродный потенциал Е°, В |
| F2 (г.)+2e–«2F– (водн.) | +2,87 |
| Cl2 (г.)+2e–«2Cl– (водн.) | +1,36 |
| Br2 (ж.)+2e–«2Br– (водн.) | +1,09 |
| I2 (тв.)+2e–«2I– (водн.) | +0,54 |
Таблица 4. Стандартные энтальпии образования галогенидов натрия
| Галогенид | Стандартная энтальпия образования, DH°обр, m, кДж/моль |
| NaF | -573 |
| NaCl | -414 |
| NaBr | -361 |
| Nal | -288 |
Окислителями являются все галогены, из них фтор-самый сильный окислитель. В табл. 3 указаны стандартные электродные потенциалы галогенов. Из этой таблицы видно, что окислительная способность галогенов постепенно уменьшается в направлении к нижней части группы. Эту закономерность можно продемонстрировать, добавляя раствор бромида калия в сосуд с газообразным хлором. Хлор окисляет бромид-ионы, в результате чего образуется бром; это приводит к появлению окраски у прежде бесцветного раствора:
Рекомендуем скачать другие рефераты по теме: русский язык 9 класс изложения, реферат современная россия.
Категории:
Предыдущая страница реферата | 1 2 3 4 | Следующая страница реферата
Главная