Температура плавления галогенов. Галогены — Гипермаркет знаний

ПОДГРУППА VIIA. ГАЛОГЕНЫ
ФТОР, ХЛОР, БРОМ, ИОД, АСТАТ
Галогены и особенно фтор, хлор и бром имеют большое значение для промышленности и лабораторной практики как в свободном состоянии, так и в виде различных органических и неорганических соединений. Фтор бледножелтый высокореакционноспособный газ, вызывающий раздражение дыхательных путей и коррозию материалов. Хлор тоже едкий, химически агрессивный газ темного зеленовато-желтого цвета менее реакционноспособен по сравнению со фтором. Он широко используется в малых концентрациях для дезинфекции воды (хлорирование), а в больших концентрациях ядовит и вызывает сильное раздражение дыхательных путей (газообразный хлор применяли как химическое оружие в Первой мировой войне). Бром тяжелая красно-коричневая жидкость при обычных условиях, но легко испаряется, превращаясь в едкий газ. Иод темнофиолетовое твердое вещество, легко сублимирующееся. Астат радиоактивный элемент, единственный галоген, не имеющий стабильного изотопа.
В семействе этих элементов по сравнению с другими А-подгруппами наиболее выражены неметаллические свойства. Даже тяжелый иод типичный неметалл. Первый член семейства, фтор, проявляет "сверхнеметаллические" свойства. Все галогены акцепторы электронов, и у них сильно выражена тенденция к завершению октета электронов путем принятия одного электрона. Реакционная способность галогенов уменьшается с ростом атомного номера, и в целом свойства галогенов изменяются в соответствии с их положением в периодической таблице. В табл. 8а приведены некоторые физические свойства, позволяющие понять отличия и закономерность изменения свойств в ряду галогенов. Фтор проявляет во многом необычные свойства. Например, установлено, что сродство к электрону у фтора не так высоко, как у хлора, а это свойство должно указывать на способность принимать электрон, т.е. на химическую активность. Фтор же ввиду очень малого радиуса и близости валентной оболочки к ядру должен обладать наивысшим сродством к электрону. Это несоответствие, по крайней мере отчасти, объясняется необычно малой энергией связи FF по сравнению с этой величиной для ClCl (см. энтальпию диссоциации в табл. 8а). Для фтора она равна 159 кДж/моль, а для хлора 243 кДж/моль. Из-за малого ковалентного радиуса фтора близость неподеленных электронных пар в структуре:F:F: определяет легкость разрыва этой связи. Действительно, фтор химически более активен, чем хлор, благодаря легкости образования атомарного фтора. Величина энергии гидратации (см. табл. 8а) указывает на высокую реакционную способность фторид-иона: ион Fгидратируется с большим энергетическим эффектом, чем другие галогены. Маленький радиус и соответственно более высокая зарядовая плотность объясняют большую энергию гидратации. Многие необычные свойства фтора и фторид-иона становятся понятными при учете размера и заряда иона.
Получение. Большое промышленное значение галогенов предъявляет определенные требования к методам их производства. С учетом разнообразия и сложности методов получения существенное значение имеют расход и стоимость электроэнергии, сырья и потребности в побочных продуктах.
Фтор. Из-за химической агрессивности фторид- и хлорид-ионов эти элементы получают электролитическим путем. Фтор получают из флюорита: CaF2 при обработке серной кислотой образует HF (плавиковая кислота); из HF и KF синтезируют KHF2, который и подвергают электролитическому окислению в электролизере с раздельными анодным и катодным пространствами, со стальным катодом и угольным анодом; на аноде выделяется фтор F2, а на катоде побочный продукт водород, который следует изолировать от фтора во избежание взрыва. Для синтеза таких важных соединений, как полифторуглеводороды, в электролизере выделяющимся фтором фторируют органические соединения, благодаря чему не требуются изоляция и накапливание фтора в отдельных емкостях.
Хлор производят в основном из рассола NaCl в электролизерах с отделенным анодным пространством для предотвращения реакции хлора с другими продуктами электролиза: NaOH и H2; таким образом, в результате электролиза получается три важных промышленных продукта хлор, водород и щелочь. Для осуществления этого процесса используют различные модификации электролизеров. Хлор получается и как побочный продукт при электролитическом производстве магния из MgCl2. Большая часть хлора используется для синтеза HCl по реакции с природным газом, а HCl расходуется для получения MgCl2 из MgO. Хлор образуется и в металлургии натрия из NaCl, однако метод электролиза из рассола дешевле. В лабораториях промышленно развитых стран производят многие тысячи тонн хлора по реакции 4HCl + MnO2 = MnCl2 + 2H2O + Cl2.
Бром получают из скважин с рассолом, которые содержат больше бромид-ионов, чем морская вода, являющаяся вторым по значимости источником брома. Бромид-ион легче превращается в бром, чем фторид- и хлорид-ионы в аналогичных реакциях. Поэтому для получения брома используют, в частности, хлор в качестве окислителя, так как активность галогенов в группе убывает сверху вниз и каждый ранее стоящий галоген вытесняет последующий. В производстве брома рассолы или морскую воду предварительно подкисляют серной кислотой, а затем обрабатывают хлором по реакции
2Br+ Cl2 -> Br2 + 2Cl
Бром выделяют из раствора выпариванием или продувкой с последующим его поглощением разными реагентами в зависимости от дальнейшего применения. Например, при реакции с нагретым раствором карбоната натрия получают кристаллические NaBr и NaBrO3; при подкислении смеси кристаллов бром регенерируется, обеспечивая не прямой, но удобный метод накопления (хранения) этой коррозионно-активной с неприятным запахом ядовитой жидкости. Бром можно также поглощать раствором SO2, в котором образуется HBr. Из этого раствора бром легко выделить, пропуская хлор (например, с целью проведения реакции брома с этиленом C2H4 для получения дибромэтилена C2H4Br2, который используется как антидетонатор бензинов). Мировое производство брома составляет свыше 300 000 т/год.
Иод получают из золы морских водорослей, обрабатывая ее смесью MnO2 + H2SO4, и очищают возгонкой. Иодиды в значительных количествах содержатся в подземных буровых водах. Иод получают окислением иодид-иона (например, нитрит-ионом NO2или хлором). Иод можно также осаждать в виде AgI, из которого серебро регенерируют взаимодействием с железом, при этом образуется FeI2. Из FeI2 иод вытесняют хлором. Чилийская селитра, в которой содержится примесь NaIO3, перерабатывают для получения иода. Иодид-ион важный компонент пищи человека, так как он необходим для образования иодсодержащего гормона тироксина, контролирующего рост и другие функции организма.
Реакционная способность и соединения. Все галогены реагируют с металлами непосредственно, образуя соли, ионный характер которых зависит и от галогена, и от металла. Так, фториды металлов, особенно металлов подгрупп IA и IIA, являются ионными соединениями. Степень ионности связи убывает с увеличением атомной массы галогена и уменьшением реакционной способности металла. Галогениды с ионным типом связи кристаллизуются в трехмерных кристаллических решетках. Например, NaCl (столовая соль) имеет кубическую решетку. С увеличением ковалентности связи возрастает доля слоистых структур (как у CdCl2, CuCl2, CuBr2, PbCl2, PdCl2, FeCl2 и др.). В газообразном состоянии ковалентные галогениды часто образуют димеры, например Al2Cl6 (димер AlCl3). С неметаллами галогены образуют соединения с почти чисто ковалентной связью, например галогениды углерода, фосфора и серы (CCl4 и др.). Максимальные степени окисления неметаллы и металлы проявляют в реакциях со фтором, например SF6, PF5, CuF3, CoF3. Попытки получить иодиды аналогичного состава не удаются из-за большого атомного радиуса иода (стерический фактор) и из-за сильной тенденции элементов в высокой степени окисления к окислению Iдо I2. Кроме прямого синтеза галогениды можно получать и другими методами. Оксиды металлов в присутствии углерода реагируют с галогенами с образованием галогенидов (например, Cr2O3 превращается в CrCl3). Из CrCl3Ч6H2O дегидратацией нельзя получить CrCl3, а лишь основной хлорид (или гидроксохлорид). Галогениды получаются также при обработке оксидов парами HX, например:

Хорошим хлорирующим агентом является CCl4, например для превращения BeO в BeCl2. Для фторирования хлоридов часто применяют SbF3 (см. выше SO2ClF).
Полигалогениды. Галогены реагируют со многими галогенидами металлов с образованием полигалогенидов соединений, содержащих крупные анионные частицы Xn1. Например:

Первая реакция дает удобный метод получения высококонцентрированного раствора I2 путем добавления иода к концентрированному раствору KI. Полииодиды сохраняют свойства I2. Возможно также получение смешанных полигалогенидов: RbI + Br2 -> RbIBr2 RbIСl2 + Cl2 -> RbICl4
Растворимость. Галогены обладают некоторой растворимостью в воде, однако, как и следовало ожидать, из-за ковалентного характера связи XX и малого заряда растворимость их невелика. Фтор настолько активен, что оттягивает электронную пару от кислорода воды, при этом выделяется свободный O2 и образуются OF2 и HF. Хлор менее активен, но в реакции с водой получается некоторое количество HOCl и HCl. Гидраты хлора (например, Cl2*8H2O) могут быть выделены из раствора при охлаждении.
Иод проявляет необычные свойства при растворении в различных растворителях. При растворении небольших количеств иода в воде, спиртах, кетонах и других кислородсодержащих растворителях образуется раствор коричневого цвета (1%-ный раствор I2 в спирте обычный медицинский антисептик). Раствор иода в CCl4 или других бескислородных растворителях имеет фиолетовую окраску. Можно полагать, что в таком растворителе молекулы иода ведут себя подобно их состоянию в газовой фазе, которая имеет такую же окраску. В кислородсодержащих растворителях происходит оттягивание электронной пары кислорода на валентные орбитали иода.
Оксиды. Галогены образуют оксиды. Никакой систематической закономерности или периодичности в свойствах этих оксидов не наблюдается. Сходство и различия, а также основные способы получения оксидов галогенов указаны в табл. 8б.
Оксокислоты галогенов. При образовании оксокислот более четко проявляется систематичность галогенов. Галогены образуют галогеноватистые кислоты HOX, галогенистые кислоты HOXO, галогеноватые кислоты HOXO2 и галогеновые кислоты HOXO3, где X галоген. Но только хлор образует кислоты всех указанных составов, а фтор вообще не образует оксокислот, бром не образует HBrO4. Составы кислот и основные способы их получения указаны в табл. 8в.

Все кислоты галогенов неустойчивы, однако чистая HOClO3 наиболее стабильна (в отсутствие любых восстановителей). Все оксокислоты являются сильными окислителями, но скорость окисления необязательно зависит от степени окисления галогена. Так, HOCl (ClI) быстрый и эффективный окислитель, а разбавленная HOClO3 (ClVII) нет. В целом, чем выше степень окисления галогена в оксокислоте, тем сильнее кислота, поэтому HClO4 (ClVII) наиболее сильная из известных оксокислот в водном растворе. Ион ClO4, образующийся при диссоциации кислоты в воде, наиболее слабый из отрицательных ионов донор электронной пары. Гипохлориты Na и Ca находят промышленное применение при отбеливании и водоочистке. Межгалогенные соединения соединения различных галогенов друг с другом. Галоген с большим радиусом всегда имеет в таком соединении положительную степень окисления (подвергается окислению), а с меньшим радиусом более отрицательную (подвергается восстановлению). Этот факт вытекает из общей тенденции изменения активности в ряду галогенов. В табл. 8г приведены составы известных межгалогенных соединений (А галоген с более положительной степенью окисления).
Межгалогенные соединения образуются прямым синтезом из элементов. Необычная для иода степень окисления 7 реализуется в соединении IF7, а другие галогены не могут координировать 7 атомов фтора. Прикладное значение имеют BrF3 и ClF3 жидкие вещества, химически аналогичные фтору, но более удобные при фторировании. При этом более эффективен BrF3. Поскольку трифториды сильные окислители и находятся в жидком состоянии, их используют как окислители ракетного топлива.
Водородные соединения. Галогены реагируют с водородом, образуя HX, причем со фтором и хлором реакция протекает со взрывом при небольшой активации ее. Медленнее идет взаимодействие c Br2 и I2. Для протекания реакции с водородом достаточно активировать небольшую долю реагентов с помощью освещения или нагревания. Активированные частицы взаимодействуют с неактивированными, образуя HX и новые активированные частицы, которые продолжают процесс, а реакция двух активированных частиц по главной реакции заканчивается образованием продукта. Например, образование HCl из H2 и Cl2:

Более удобные методы получения галоиодоводородов, чем прямой синтез, дают, например, следующие реакции:

В газообразном состоянии HX являются ковалентными соединениями, однако в водном растворе они (за исключением HF) становятся сильными кислотами. Объясняется это тем, что молекулы воды эффективно оттягивают водород от галогена. Все кислоты хорошо растворимы в воде благодаря гидратации: HX + H2O -> H3O+ + X
HF более склонен к комплексообразованию, чем другие галогеноводороды. Заряды на H и F так велики, а эти атомы так малы, что происходит образование HX-ассоциатов типа полимеров состава (HF)x, где x і 3. В таком растворе диссоциация под действием молекулы воды идет не более чем на несколько процентов от общего количества ионов водорода. В отличие от других галогеноводородов фтороводород активно реагирует с SiO2 и силикатами, выделяя газообразный SiF4. Поэтому водный раствор HF (плавиковая кислота) используют в травлении стекла и хранят не в стеклянной, а в парафиновой или полиэтиленовой посуде. Чистый HF кипит чуть ниже комнатной температуры (19,52° С), поэтому его хранят в виде жидкости в стальных цилиндрах. Водный раствор HCl называют соляной кислотой. Насыщенный раствор, содержащий 36% (масс.) HCl, широко используют в химической промышленности и лабораториях (см. также ВОДОРОД).
Астат. Этот химический элемент семейства галогенов имеет символ At и атомный номер 85, он существует только в следовых количествах в некоторых минералах. Еще в 1869 Д.И.Менделеев предсказал его существование и возможность открытия в будущем. Астат был открыт Д.Корсоном, К.Маккензи и Э.Сегре в 1940. Известно более 20 изотопов, из которых наиболее долгоживущие 210At и 211At. По некоторым данным, при бомбардировке 20983Bi ядрами гелия образуется изотоп астат-211; сообщалось, что астат растворим в ковалентных растворителях, может образовывать At, как и другие галогены, и, вероятно, возможно получение иона AtO4. (Эти данные удалось получить на растворах с концентрацией 1010 моль/л.)

Ядерных исследований Дубны. Фтор представляет собой ядовитый и реакционноспособный бледно-желтый газ. Хлор – тяжелый ядовитый с неприятным запахом хлорки светло-зеленый газ. Бром – ядовитая красно-бурая жидкость, способная поражать обонятельный нерв, содержится в ампулах, т.к. имеет свойство летучести. Йод – легко возгоняющиеся ядовитые фиолетово-черные кристаллы. Астат – радиоактивные сине-черные кристаллы, период самого долгого изотопа равен 8,1 часа.Все галогены реагируют практически со всеми простыми веществами, за исключением нескольких . Являются энергичными окислителями, поэтому их можно встретить только в виде соединений. Химическая активность галогенов с увеличением порядкового номера уменьшается.Галогены имеют высокую активность окисления, уменьшающуюся при переходе от фтора к иоду. Самый активный – фтор, реагирующий со всеми металлами. Многие из металлов в атмосфере этого элемента самовоспламеняются и выделяют большое количество теплоты. Без нагревания фтор может реагировать и со многими неметаллами, при этом все реакции – . Фтор реагирует с благородными () газами при облучении.Свободный хлор, несмотря на то, что его активность меньше, чем у фтора, тоже очень реакционноспособен. Хлор может реагировать со всеми простыми веществами, кроме кислорода, азота и инертных газов. Этот элемент вступает в реакцию и со многими сложными веществами, замещения и присоединения с углеводородами. При нагревании хлор вытесняет бром, а также йод, из их соединений с металлами или водородом.Химическая активность также достаточно велика, хотя и меньше, чем у фтора или хлора, поэтому бром в основном используется в жидком состоянии и его исходные концентрации при остальных равных условиях больше, чем у хлора. Этот элемент, аналогично , растворяется в воде и, частично реагируя с ней, создает «бромную воду».Йод отличается по химической активности от остальных галогенов. Он не может реагировать с большинством неметаллов, а с металлами реагирует только при нагревании и очень медленно. Реакция является сильно обратимой и эндотермической. Йод же в воде нерастворим и даже при нагревании не сможет ее окислить, поэтому «йодной воды» не существует. Йод может растворяться в растворах йодидов с образованием комплексных анионов.Астат реагирует с водородом и металлами.Химическая активность галогенов от фтора к йоду последовательно уменьшается. Каждый галоген вытесняет последующий из его соединений с металлами или водородом, т.е. каждый галоген в виде простого вещества может окислить галоген-ион любого из следующих галогенов.

Атом водорода имеет электронную формулу внешнего (и единственного) электронного уровня 1s 1 . С одной стороны, по наличию одного электрона на внешнем электронном уровне атом водорода похож на атомы щелочных металлов. Однако, ему, так же как и галогенам не хватает до заполнения внешнего электронного уровня всего одного электрона, поскольку на первом электронном уровне может располагаться не более 2-х электронов. Выходит, что водород можно поместить одновременно как в первую, так и в предпоследнюю (седьмую) группу таблицы Менделеева, что иногда и делается в различных вариантах периодической системы:

С точки зрения свойств водорода как простого вещества, он, все-таки, имеет больше общего с галогенами. Водород, также как и галогены, является неметаллом и образует аналогично им двухатомные молекулы (H 2).

В обычных условиях водород представляет собой газообразное, малоактивное вещество. Невысокая активность водорода объясняется высокой прочностью связи между атомами водорода в молекуле, для разрыва которой требуется либо сильное нагревание, либо применение катализаторов, либо и то и другое одновременно.

Взаимодействие водорода с простыми веществами

с металлами

Из металлов водород реагирует только с щелочными и щелочноземельными! К щелочным металлам относятся металлы главной подгруппы I-й группы (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr), а к щелочно-земельным — металлы главной подгруппы II-й группы, кроме бериллия и магния (Ca, Sr, Ba, Ra)

При взаимодействии с активными металлами водород проявляет окислительные свойства, т.е. понижает свою степень окисления. При этом образуются гидриды щелочных и щелочноземельных металлов, которые имеют ионное строение. Реакция протекает при нагревании:

Следует отметить, что взаимодействие с активными металлами является единственным случаем, когда молекулярный водород Н 2 является окислителем.

с неметаллами

Из неметаллов водород реагирует только c углеродом, азотом, кислородом, серой, селеном и галогенами!

Под углеродом следует понимать графит или аморфный углерод, поскольку алмаз — крайне инертная аллотропная модификация углерода.

При взаимодействии с неметаллами водород может выполнять только функцию восстановителя, то есть только повышать свою степень окисления:

Взаимодействие водорода со сложными веществами

с оксидами металлов

Водород не реагирует с оксидами металлов, находящихся в ряду активности металлов до алюминия (включительно), однако, способен восстанавливать многие оксиды металлов правее алюминия при нагревании:

c оксидами неметаллов

Из оксидов неметаллов водород реагирует при нагревании с оксидами азота, галогенов и углерода. Из всех взаимодействий водорода с оксидами неметаллов особенно следует отметить его реакцию с угарным газом CO.

Смесь CO и H 2 даже имеет свое собственное название – «синтез-газ», поскольку из нее в зависимости от условий могут быть получены такие востребованные продукты промышленности как метанол, формальдегид и даже синтетические углеводороды:

c кислотами

С неорганическими кислотами водород не реагирует!

Из органических кислот водород реагирует только с непредельными, а также с кислотами, содержащими функциональные группы способные к восстановлению водородом, в частности альдегидные, кето- или нитрогруппы.

c солями

В случае водных растворов солей их взаимодействие с водородом не протекает. Однако при пропускании водорода над твердыми солями некоторых металлов средней и низкой активности возможно их частичное или полное восстановление, например:

Химические свойства галогенов

Галогенами называют химические элементы VIIA группы (F, Cl, Br, I, At), а также образуемые ими простые вещества. Здесь и далее по тексту, если не сказано иное, под галогенами будут пониматься именно простые вещества.

Все галогены имеют молекулярное строение, что обусловливает низкие температуры плавления и кипения данных веществ. Молекулы галогенов двухатомны, т.е. их формулу можно записать в общем виде как Hal 2 .

Следует отметить такое специфическое физическое свойство йода, как его способность к сублимации или, иначе говоря, возгонке . Возгонкой , называют явление, при котором вещество, находящееся в твердом состоянии, при нагревании не плавится, а, минуя жидкую фазу, сразу же переходит в газообразное состояние.

Электронное строение внешнего энергетического уровня атома любого галогена имеет вид ns 2 np 5 , где n – номер периода таблицы Менделеева, в котором расположен галоген. Как можно заметить, до восьмиэлектронной внешней оболочки атомам галогенов не хватает всего одного электрона. Из этого логично предположить преимущественно окисляющие свойства свободных галогенов, что подтверждается и на практике. Как известно, электроотрицательность неметаллов при движении вниз по подгруппе снижается, в связи с чем активность галогенов уменьшается в ряду:

F 2 > Cl 2 > Br 2 > I 2

Взаимодействие галогенов с простыми веществами

Все галогены являются высокоактивными веществами и реагируют с большинством простых веществ. Однако, следует отметить, что фтор из-за своей чрезвычайно высокой реакционной способности может реагировать даже с теми простыми веществами, с которыми не могут реагировать остальные галогены. К таким простым веществам относятся кислород, углерод (алмаз), азот, платина, золото и некоторые благородные газы (ксенон и криптон). Т.е. фактически, фтор не реагирует лишь с некоторыми благородными газами.

Остальные галогены, т.е. хлор, бром и йод, также являются активными веществами, однако менее активными, чем фтор. Они реагируют практически со всеми простыми веществами, кроме кислорода, азота, углерода в виде алмаза, платины, золота и благородных газов.

Взаимодействие галогенов с неметаллами

водородом

При взаимодействии всех галогенов с водородом образуются галогеноводороды с общей формулой HHal. При этом, реакция фтора с водородом начинается самопроизвольно даже в темноте и протекает со взрывом в соответствии с уравнением:

Реакция хлора с водородом может быть инициирована интенсивным ультрафиолетовым облучением или нагреванием. Также протекает со взрывом:

Бром и йод реагируют с водородом только при нагревании и при этом, реакция с йодом является обратимой:

фосфором

Взаимодействие фтора с фосфором приводит к окислению фосфора до высшей степени окисления (+5). При этом происходит образование пентафторида фосфора:

При взаимодействии хлора и брома с фосфором возможно получение галогенидов фосфора как в степени окисления + 3, так и в степени окисления +5, что зависит от пропорций реагирующих веществ:

При этом в случае белого фосфора в атмосфере фтора, хлора или жидком броме реакция начинается самопроизвольно.

Взаимодействие же фосфора с йодом может привести к образованию только триодида фосфора из-за существенно меньшей, чем у остальных галогенов окисляющей способности:

серой

Фтор окисляет серу до высшей степени окисления +6, образуя гексафторид серы:

Хлор и бром реагируют с серой, образуя соединения, содержащие серу в крайне не свойственных ей степенях окисления +1 и +2. Данные взаимодействия являются весьма специфичными, и для сдачи ЕГЭ по химии умение записывать уравнения этих взаимодействий не обязательно. Поэтому три нижеследующих уравнения даны скорее для ознакомления:

Взаимодействие галогенов с металлами

Как уже было сказано выше, фтор способен реагировать со всеми металлами, даже такими малоактивными как платина и золото:

Остальные галогены реагируют со всеми металлами кроме платины и золота:

Реакции галогенов со сложными веществами

Реакции замещения с галогенами

Более активные галогены, т.е. химические элементы которых расположены выше в таблице Менделеева, способны вытеснять менее активные галогены из образуемых ими галогеноводородных кислот и галогенидов металлов:

Аналогичным образом, бром и йод вытесняют серу из растворов сульфидов и или сероводорода:

Хлор является более сильным окислителем и окисляет сероводород в его водном растворе не до серы, а до серной кислоты:

Взаимодействие галогенов с водой

Вода горит во фторе синим пламенем в соответствии с уравнением реакции:

Бром и хлор реагируют с водой иначе, чем фтор. Если фтор выступал в роли окислителя, то хлор и бром диспропорционируют в воде, образуя смесь кислот. При этом реакции обратимы:

Взаимодействие йода с водой протекает в настолько ничтожно малой степени, что им можно пренебречь и считать, что реакция не протекает вовсе.

Взаимодействие галогенов с растворами щелочей

Фтор при взаимодействии с водным раствором щелочи опять же выступает в роли окислителя:

Умение записывать данное уравнение не требуется для сдачи ЕГЭ. Достаточно знать факт о возможности такого взаимодействия и окислительной роли фтора в этой реакции.

В отличие от фтора, остальные галогены в растворах щелочей диспропорционируют, то есть одновременно и повышают и понижают свою степень окисления. При этом, в случае хлора и брома в зависимости от температуры возможно протекание по двум разным направлениям. В частности, на холоду реакции протекают следующим образом:

а при нагревании:

Йод реагирует с щелочами исключительно по второму варианту, т.е. с образованием йодата, т.к. гипоиодит не устойчив не только при нагревании, но также при обычной температуре и даже на холоду.

Из учебника химии многие знают, что к галогенам относятся химические элементы периодической системы Менделеева из 17 группы в таблице.

С греческого переводится как рождение, происхождение. Практически все они высокоактивны, благодаря чему бурно реагируют с простыми веществами за исключением нескольких неметаллов. Что же такое галогены и каковы их свойства?

Перечень галогенов

Галогены являются хорошими окислителями, по этой причине в природе их можно встретить только в каких-либо соединениях. Чем выше порядковый номер, тем химическая активность элементов этой группы меньше. К группе галогенов относятся нижеперечисленные элементы:

• хлор (Cl);
• фтор (F);
• иод (I);
• бром (Br);
• астат (At).

Последний разработан в институте ядерных исследований, который расположен в городе Дубна. Фтор относится к ядовитым газам бледно-жёлтого цвета. Хлор также ядовит. Это газ, имеющий довольно резкий и неприятный запах светло-зелёного цвета. Бром имеет красно-бурый окрас, это ядовитая жидкость, которая может даже поражать обоняние. Он очень летуч, поэтому его хранят в ампулах. Йод – кристаллическое легко возгоняющееся вещество тёмно-фиолетового цвета. Астат радиоактивен, цвет кристаллов: чёрный с синевой, период полураспада составляет 8,1 часа.

Высокая активность окисления галогенов падает от фтора к иоду. Самым активным из собратьев является фтор, который имеет свойство вступать в реакцию с любыми металлами, образуя соли , некоторые из них при этом самовоспламеняются, при этом выделяется огромное количество тепла. Без нагрева этот элемент реагирует почти со всеми неметаллами , реакции сопровождаются выделением некоторого количества теплоты (экзотермические).

С инертными газами фтор вступает во взаимодействие, при этом облучаясь (Хе + F 2 = XeF 2 + 152 кДж). Нагреваясь, фтор влияет на другие галогены, окисляя их. Имеет место формула: Hal 2 + F 2 = 2НalF, где Hal = Cl, Br, I, At, в случае, когда HalF степени окисления хлора, брома, иода и астата равны + 1.

Со сложными веществами фтор также взаимодействует довольно энергично. Следствием является окисление воды. При этом происходит взрывная реакция, которая коротко записывается формулой: 3F 2 + ЗН 2 О = OF 2 + 4HF + Н 2 О 2.

Хлор

Активность свободного хлора несколько меньше, в сравнении со фтором, но он также имеет хорошую способность вступать в реакцию. Это может происходить при взаимодействии со многими простыми веществами, за редким исключением в виде кислорода, азота, инертных газов. Он может бурно реагировать со сложными веществами , создавая реакции замещения, свойство присоединения углеводородов – это тоже присуще хлору. При нагреве происходит вытеснение брома или йода из соединений с водородом или металлами.

Своеобразные отношения у этого элемента с водородом. При комнатной температуре и без попадания света, хлор никак не реагирует на этот газ, но стоит его лишь нагреть или направить свет, произойдёт взрывная цепная реакция. Формула приведена ниже:

Cl 2 + h ν → 2Cl , Cl + Н 2 → HCl + Н, Н + Cl 2 → HCl + Cl , Cl + Н 2 → HCl + Н и т. д.

Фотоны, возбуждаясь, вызывают разложение на атомы молекул Cl 2, при этом возникает цепная реакция, вызывая появление новых частиц, которые инициируют начало следующей стадии. В истории химии это явление было исследовано. Русский химик и лауреат Нобелевской премии Семёнов Н.Н. в 1956 году занимался изучением цепной фотохимической реакции и внёс тем самым большой вклад в науку.

Хлор реагирует со многими сложными веществами, это реакции замещения и присоединения. Он хорошо растворяется в воде.

Cl 2 + Н 2 О = HCl + HClO - 25 кДж.

Со щелочами при нагреве хлор может диспропорционировать .

Бром, йод и астат

Химическая активность брома чуть меньше, чем у вышеназванных фтора или хлора, однако она тоже довольно велика. Бром часто применяют в жидком виде. Он, как и хлор, очень хорошо растворяется в воде. Происходит частичная реакция с ней, позволяющая получать «бромную воду».

Химическая активность йода заметно отличается от остальных представителей этого ряда. Он почти не взаимодействует с неметаллами, а с металлами реакция идёт очень медленно и только при нагреве . При этом происходит большое поглощение тепла (эндотермическая реакция), которая сильно обратима. К тому же йод нельзя никаким образом растворить в воде , этого не достичь даже при нагреве, поэтому в природе не бывает «йодной воды». Йод можно растворить только в растворе йодида. При этом образуются комплексные анионы . В медицине такое соединение называется раствором Люголя.

Астат реагирует с металлами и водородом. В ряду галогенов химическая активность уменьшается по направлению от фтора к астату. Каждый галоген в ряду F - At способен вытеснять после­дующие элементы из соединений с металлами или водородом. Астат – самый пассивный среди этих элементов. Но ему присуще взаимодействие с металлами.

Применение

Химия прочно входит в нашу жизнь, внедряясь во все сферы. Человек научился применять галогены, а также его соединения на своё благо. Биологическое значение галогенов неоспоримо. Области применения их различны:

• медицина;
• фармакология;
• производство различных пластмасс, красителей и т. д.;
• сельское хозяйство.

Из природного соединение криолита, химическая формула которого выглядит следующим образом: Na3AlF6, получают алюминий . Соединения фтора нашли широкое распространение при производстве зубных паст . Фтор, как известно, служит для профилактики кариеса. Спиртовую настойку йода применяют для дезинфекции и обеззараживания ран .

Наиболее широкое применение в нашей жизни нашёл хлор. Область его применения довольно многообразна. Примеры использования:

1. Производство пластмасс.
2. Получение соляной кислоты.
3. Производство синтетического волокна, растворителей, каучуков и др.
4. Отбеливание тканей (льняных и хлопчатобумажных), бумаги.
5. Обеззараживание питьевой воды. Но всё чаще для этой цели используется озон, так как применение хлора вредно для организма человека.
6. Дезинфекция помещений

Нужно помнить, что галогены – очень токсичные вещества. Особенно ярко это свойство выражено у фтора. Галогены могут оказывать удушающее и воздействие на органы дыхания и поражать биологические ткани.

Огромную опасность могут иметь пары хлора, а также аэрозоль фтора, имеющий слабый запах, он может ощутиться при большой концентрации. Человек может получить эффект удушья. При работе с такими соединениями нужно соблюдать меры предосторожности.

Методы производства галогенов сложные и многообразные. В промышленности к этому подходят с определёнными требованиями, соблюдение которых неукоснительно соблюдаются.

Поговорим о том, что такое галогены. Они находятся в седьмой группе (главной подгруппе) таблицы Менделеева. В переводе с греческого языка "галоген" означает "рождающий соль". В статье пойдет речь о том, что собой представляет химический галоген, какие вещества объединены под этим термином, каковы их свойства и особенности получения.

Особенности

Рассуждая о том, что такое галогены, отметим специфику строения их атомов. У всех элементов на внешнем энергетическом уровне располагается по семь электронов, причем один из них является неспаренным (свободным). Поэтому ярко выражены окислительные свойства галогенов, то есть присоединение одного электрона во время взаимодействия с различными веществами, что приводит к полному завершению внешнего энергетического уровня, образованию устойчивых конфигураций галогенидов. С металлами они образуют прочную связь ионного характера.

Представители галогенов

К ним относятся следующие элементы: фтор, хлор, бром, йод. Формальное отношение к ним имеют астат и теннесин. Для того чтобы понять, что такое галогены, необходимо отметить, что у хлора, брома, йода есть свободная орбиталь. Именно она объясняет различные степени окисления у данных элементов. Например, хлор имеет следующие величины: -1, +1,+3, +5, +7. При сообщении атому хлора дополнительной энергии, происходит постепенный переход электронов, который и объясняет изменения в степенях окисления. Среди самых устойчивых конфигураций хлора выделяют его соединения, в которых проявляется степень окисления -1, а также +7.

Нахождение в природе

Особенности строения объясняют их распространенность в природе. Соединения галогенов в природе представлены в виде галогенидов, хорошо растворимых в воде. С увеличением атомного радиуса галогена происходит снижение их количественного содержания в земной коре. Например, некоторые соединения брома, хлора, фтора используют в промышленных объемах.

В качестве основного соединения фтора, представленного в природе, можно отметить фторид кальция (флюорит).

Особенности получения

Для того чтобы понять, что такое галогены, необходимо выяснить способы их получения. Основным вариантом выделения чистых галогенов из солей является электролиз расплавов солей. Например, при воздействии на хлорид натрия постоянного электрического тока в качестве продуктов реакции можно рассматривать не только газообразный хлор, но и металлический натрий. На катоде происходит восстановление металла, а галоген образуется на аноде. Для получения брома используют морскую воду, проводя электролиз этого раствора.

Физические свойства

Остановимся на физических свойствах представителей седьмой группы главной подгруппы. Фтор при обычных условиях является газообразным веществом, имеющим светло-желтый цвет, резкий и раздражающий запах. Газообразен и желто-зеленый хлор, имеющий резкое удушливое амбре. Бром является коричневой тяжелой жидкостью. Из всех галогенов только йод - кристаллическое вещество фиолетового цвета.

Самым сильным окислителем является фтор. В группе способность присоединять электрон во время химической реакции постепенно снижается от фтора к астату. Причина ослабления этого свойства заключается в увеличении атомного радиуса.

Особенности химических свойств

Фтор, являясь самым сильным окислителем, способен вступать без дополнительного нагревания во взаимодействие практически со всеми неметаллами. Процесс сопровождается выделением большого количества теплоты. С металлами процесс характеризуется самовоспламенением фтора.

Поскольку данный галоген отличается высокой химической активностью, он способен взаимодействовать при облучении с благородными газами.

Фтор вступает во взаимодействие и со сложными веществами. У брома активность существенно ниже. В основном он используется в органической химии для проведения качественных реакций на непредельные соединения.

Йод вступает во взаимодействие с металлами только при нагревании, причем процесс характеризуется поглощением энергии (экзотермическая реакция).

Особенности использования

Каково значение галогенов? Для того чтобы ответить на этот вопрос, рассмотрим основные области их применения. Например, природный минерал криолит, являющийся соединением алюминия, фтора, натрия, используется в качестве добавки в зубную пасту, способствует предотвращению кариеса.

Хлор в больших количествах применяют в производстве соляной кислоты. Кроме того, этот галоген востребован в изготовлении пластических масс, растворителей, красителей, каучуков, синтетических волокон. Большое количество хлорсодержащих соединений применяется для эффективной борьбы с различными вредителями сельскохозяйственных культур. Хлор, а также его соединения необходимы и для процесса отбеливания хлопчатобумажных и льняных тканей, бумаги, обеззараживания питьевой воды. Бром и йод используют в химической и фармацевтической промышленности.

В последнее время вместо хлора для очистки питьевой воды стали использовать озон.

Биологическое действие

Высокая реакционная способность галогенов объясняет тот факт, что все эти соединения являются ядами, имеющими удушающее действие, способными поражать органические ткани. Несмотря на такие характеристики, данные элементы необходимы для процессов жизнедеятельности человеческого организма.

Например, фтор участвует в обменных процессах в нервных клетках, мышцах, железах. В быту все чаще встречается тефлоновая посуда, одним из компонентов которой является именно фтор.

Хлор способствует росту волос, стимулирует обменные процессы, дает организму силы и бодрость. Максимальное количество его в виде хлорида натрия входит в состав плазмы крови. Среди соединений данного элемента особый интерес с биологической точки зрения представляет соляная кислота.

Именно она является основой желудочного сока, участвует в процессах расщепления пищи. Для того чтобы организм функционировал нормально, в сутки человек должен употреблять не меньше двадцати граммов поваренной соли.

Все галогены необходимы человеку для жизнедеятельности, а также используются им в разных сферах деятельности.