Загальна характеристика елементів VII-A групи. Поширення їх у природі.

Загальна характеристика галогенів

Елементи VII групи головної підгрупи називають галогенами  (грец. hals — сіль і… genes — народжений,) — ті, що народжують солі.

На зовнішньому енергетичному рівні атомів галогенів є 7 електронів, електронна конфігурація – ns2np5. До завершення р підрівня і набуття стійкої електронної конфігурації благородного газу атомам галогенів не вистачає одного електрона, тому усі галогени є сильними окисниками. Найбільш характерний ступінь окиснення галогенів в сполуках ‑1.

Закономірності зміни будови атомів та їх властивостей показані в таблиці 1.

 Таблиця 1.

Електронна будова і властивості галогенів

Символ елемента
Електронна формула зовнішнього шару

Радіус атома

Електронегативність

Окисні властивості

F

2s 22p5

збільшується

послаблюється


послаблюються


Cl

3s 23p5

Br



4s 24p5

I

5s 25p5

 Розглянемо електронну конфігурацію атомів Флуору і Хлору (Рис. 1)

 

Рис 1. Електронно-графічні формули Флуору і Хлору.

Із усіх галогенів лише Флуор, у атомів якого лише 2 енергетичних рівня, не має незаповненого d-підрівня, тому він не може мати більше одного неспареного електрона і проявляє сталу валентність І.

В атомах Хлору і решти галогенів d-підрівень незаповнений, що дозволяє їм переходити в збуджений стан і мати різну кількість неспарених електронів, відповідно проявляти валентність І, ІІІ, V та VII (Рис. 2).

Рис 2. Електронна будова атомів Галогенів у збудженому стані.

Найменший радіус атома в підгрупі – у Флуору, у решти елементів він зростає. В ряду F < Cl < Br < І радіус відповідно становить (нм): 0,039; 0,073; 0,085; 0,104.

При переході від Флуору до Йоду зменшуються електронегативність та окисні властивості елементів.

Флуор є найбільш електронегативним не тільки серед галогенів, а й взагалі серед усіх елементів періодичної системи, тому у сполуках він має ступінь окиснення лише ‑1.

Інші галогени в Оксигенвмісних сполуках проявляють позитивні ступені окиснення +1, +3, +5 та +7.

 Поширення галогенів у природі

 У зв’язку з високою хімічною активністю галогени в природі зустрічаються винятково у хімічно зв’язаному стані, головним чином у вигляді солей (галогенідів). Більш поширеними у земній корі є сполуки Флуору та Хлору, а Бром та Йод належать до розсіяних елементів.

Дані про склад мінералів галогенів наведені в таблиці 2.

 Таблиця 2.

Поширення галогенів у природі

Галогени

Назва мінералу

Формула

F

Флюорит (плавиковий шпат)

CaF2

Кріоліт

Na3AlF6

Cl

Кам’яна сіль (галіт)

NaCl

Карналіт

KCl·MgCl2·6H2O

Сильвін

KCl

Сильвініт

KCl·NaCl

Br

Морські води

Домішки до мінералів хлору

Бурові води нафтопромислових районів

I

Водорості («морська капуста»).

Води бурових свердловин

ВИСНОВКИ

Галогени — елементи VII-А  групи.
На зовнішньому енергетичному рівні атомів галогенів — 7 електронів, електронна конфігурація – ns2np5.
Флуор проявляє сталу валентність І.
 Атоми решти галогенів можуть переходити в збуджений стан і відповідно проявляти валентність І, ІІІ, V та VII.
Найбільш характерний ступінь окиснення галогенів в сполуках ‑1.
В ряду F < Cl < Br < І радіус атомів збільшується, а електронегативність та окисні властивості послаблюються.
Хлор, Бром і Йод в Оксигенвмісних сполуках проявляють позитивні ступені окиснення: +1, +3, +5 та +7.

Питання для закріплення знань.

  1. Порівняйте будову атомів Флуору і Хлору.
  2. Як змінюються електронегативність і окисні властивості галогенів зі збільшенням їхньої атомної маси? Чому?
  3. Які ступені окиснення можуть проявляти галогени в сполуках?
  4. Визначте ступені окиснення Хлору в сполуках, що мають формули: NaClО, KClО3, HClO2, KClO4. Поясніть, в якому стані знаходиться атом Хлору в кожному випадку?