Все элементы периодической таблицы Менделеева объединяют в группы, в зависимости от их химических свойств. В данной статье мы разберем, что такое галогены (или галоиды).

Значение понятия галогены

Галогены - это элементы из периодической таблицы Менделеева 17 группы, а по устаревшей классификации - 7 главной подгруппы. К галогенам относится всего 5 химических элементов, среди которых фтор, хлор, иод, астат и бром. Все они являются неметаллами. Галогены - очень активные окислители, а на внешнем уровне данные элементы имеют по 7 электронов.

Что такое галогены, почему они получили такое название? Слово «галоген» образовалось от двух греческих слов, которые в совокупности означают «рождение соли». Один из элементов этой группы - хлор, вместе с натрием образует соль.

Физические свойства группы галогенов

Схожи, но по физическим характеристикам элементы отличаются друг от друга.

Фтор - это газообразное вещество желтого цвета, с очень неприятным и резким запахом. Хлор - газ зелено-желтого цвета, имеет тяжелый и отталкивающий аромат. Бром - жидкость коричневого цвета. Астат - иссиня-чёрное твердое вещество с резким запахом. Йод - серое Резюмируя вышеозначенную информацию, можно ответить на вопрос: «Что такое галогены?». Это и газы, и жидкости, и твердые тела.

Химические свойства группы галогенов

Основным общим свойством всех галогенов является то, что они все очень активные окислители. Самым активным галоидом является фтор, который реагирует со всеми металлами, а самый неактивный - астат.

Взаимодействие с галогенами у простых веществ (исключение составляют некоторые неметаллы) проходит легко. В природе они встречаются только в виде соединений.

Фтор

Такой как фтор был получен лишь в конце XIX века французским ученым по имени Анри Муассан. Фтор - это газ бледно-желтого цвета. Галогены являются типичными неметаллами и окислителями, а фтор из всех галогенов - самый активный. Сейчас этот галоген незаменим в промышленности ведь его используют при изготовлении труб, изоленты, различных тканевых покрытий, антипригарных поверхностей для сковородок и форм, а в медицине при изготовлении искусственных артерий и вен. В промышленности этот галоген разбавляют азотом.

Хлор

Хлор - знаменитый химический элемент, относится к группе галогенов. Что такое галогены, мы разобрали выше. Хлор сохраняет основные свойства элементов своей группы.

Название он получил от греческого слова «хлорос», что переводится как бледно-зеленый. Этот газ очень широко распространен в природе, он в больших количествах содержится в морской воде. Хлор - очень важный химический элемент, он практически незаменим при отбеливании, дезинфекции бассейнов, а также обеззараживанию питьевой воды.

Но хлор также известен и тем, что является опаснейшим смертельным оружием. В 1915 году немецкие войска использовали против французской армии порядка 6 тыс. баллонов с этим галогеном. Это смертельное оружие было придумано известным немецким химиком Фрицом Хабером.

Йод

Йод, или иод, - еще один химический элемент, который относится к группе галогенов. На самом деле в таблице Менделеева этот элемент называется не иначе как иод, но его тривиальным названием принято считать йод. Наименование элемента произошло от греческого слова, что в переводе на русский означает «фиалковый». Этот химический элемент в повседневной жизни встречается довольно часто. При взаимодействии с другими галогенами в основном с хлором получается отличное средство для дезинфекции ран и царапин. Сейчас иод применяют в медицине для профилактики болезней щитовидной железы.

Астат

Астат интересен тем, что никогда не был получен химиками в таком количестве, чтобы его можно было увидеть невооруженным глазом. И скорее всего, эта возможность никогда им не представится. Если бы специалисты и смогли получить большое количество этого химического элемента, он тут же и испарился бы, по причине возникновения высокой температуры, которая появляется в результате радиоактивного излучения этого элемента. Астат - самый редкий химический элемент, а небольшое его количество содержится в земной коре.

Среди галогенов астат - довольно бесполезный элемент, потому что на данный момент никакого применения ему не найдено.

Применение и значение

Несмотря на то что все галогены имеют схожие химические свойства, применяются они совершенно в разных сферах. Например, фтор очень полезен для зубов, именно поэтому его добавляют в зубные пасты. Применение лечебных и профилактических средств, в составе которых присутствует химический элемент фтор, предотвращает появление кариеса. Хлор используют для получения соляной кислоты, которая незаменима в промышленности и медицине. Хлор используют для изготовления каучука, пластмассы, растворителей, красителей, а также синтетических волокон. Соединения, в которых содержится этот элемент, используют в сельском хозяйстве для борьбы с вредителями. Галоген хлор незаменим для отбеливания бумаги и тканей. Считается, что применение хлора для обработки питьевой воды небезопасно. Бром, который является галогеном, а также иод часто используют в медицине.

Значение галогенов в жизни человека огромно. Если представить существование человечества без галоидов, то мы были бы лишены таких вещей, как фотографии, антисептические и дезинфицирующие средства, каучук, пластик, линолеум и многих других. Помимо этого, данные вещества необходимы организму человека, чтобы нормально функционировать, то есть играют важную биологическую роль. Хоть свойства галогенов и схожи, их роль в промышленности и медицине разная.

ОБЩАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА

Галогены (от греч. halos - соль и genes - образующий) - элементы главной подгруппы VII группы периодической системы: фтор, хлор, бром, йод, астат.

Таблица. Электронное строение и некоторые свойства атомов и молекул галогенов

1) Общая электронная конфигурация внешнего энергетического уровня - nS2nP5.
2) С возрастанием порядкового номера элементов увеличиваются радиусы атомов, уменьшается электроотрицательность, ослабевают неметаллические свойства (увеличиваются металлические свойства); галогены - сильные окислители, окислительная способность элементов уменьшается с увеличением атомной массы.
3) Молекулы галогенов состоят из двух атомов.
4) С увеличением атомной массы окраска становится более темной, возрастают температуры плавления и кипения, а также плотность.
5) Сила галогеноводородных кислот возрастает с увеличением атомной массы.
6) Галогены могут образовывать соединения друг с другом (например, BrCl)

ФТОР И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ

Фтор F2 - открыл А. Муассан в 1886 г.

Физические свойства

Газ светло-желтого цвета; t°пл.= -219°C, t°кип.= -183°C.

Получение

Электролиз расплава гидрофторида калия KHF2:

Химические свойства

F2 - самый сильный окислитель из всех веществ:

1. 2F2 + 2H2O ® 4HF + O2
2. H2 + F2 ® 2HF (со взрывом)
3. Cl2 + F2 ® 2ClF

Фтористый водород

Физические свойства

Бесцветный газ, хорошо растворим в воде t°пл. = - 83,5°C; t°кип. = 19,5°C;

Получение

CaF2 + H2SO4(конц.) ® CaSO4 + 2HF­

Химические свойства

1) Раствор HF в воде - слабая кислота (плавиковая):

HF « H+ + F-

Соли плавиковой кислоты - фториды

2) Плавиковая кислота растворяет стекло:

SiO2 + 4HF ® SiF4­+ 2H2O

SiF4 + 2HF ® H2 гексафторкремниевая кислота

ХЛОР И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ

Хлор Cl2 - открыт К. Шееле в 1774 г.

Физические свойства

Газ желто-зеленого цвета, t°пл. = -101°C, t°кип. = -34°С.

Получение

Окисление ионов Cl- сильными окислителями или электрическим током:

MnO2 + 4HCl ® MnCl2 + Cl2­ + 2H2O
2KMnO4 + 16HCl ® 2MnCl2 + 5Cl2­ + 2KCl + 8H2O
K2Cr2O7 + 14HCl ® 2CrCl3 + 2KCl + 3Cl2­ + 7H2O

электролиз раствора NaCl (промышленный способ):

2NaCl + 2H2O ® H2­ + Cl2­ + 2NaOH

Химические свойства

Хлор - сильный окислитель.

1) Реакции с металлами:

2Na + Cl2 ® 2NaCl
Ni + Cl2 ® NiCl2
2Fe + 3Cl2 ® 2FeCl3

2) Реакции с неметаллами:

H2 + Cl2 –hn® 2HCl
2P + 3Cl2 ® 2PClЗ

3) Реакция с водой:

Cl2 + H2O « HCl + HClO

4) Реакции со щелочами:

Cl2 + 2KOH –5°C® KCl + KClO + H2O
3Cl2 + 6KOH –40°C® 5KCl + KClOЗ + 3H2O
Cl2 + Ca(OH)2 ® CaOCl2(хлорная известь) + H2O

5) Вытесняет бром и йод из галогеноводородных кислот и их солей.

Cl2 + 2KI ® 2KCl + I2
Cl2 + 2HBr ® 2HCl + Br2

Соединения хлора
Хлористый водород

Физические свойства

Бесцветный газ с резким запахом, ядовитый, тяжелее воздуха, хорошо растворим в воде (1: 400).
t°пл. = -114°C, t°кип. = -85°С.

Получение

1) Синтетический способ (промышленный):

H2 + Cl2 ® 2HCl

2) Гидросульфатный способ (лабораторный):

NaCl(тв.) + H2SO4(конц.) ® NaHSO4 + HCl­

Химические свойства

1) Раствор HCl в воде - соляная кислота - сильная кислота:

HCl « H+ + Cl-

2) Реагирует с металлами, стоящими в ряду напряжений до водорода:

2Al + 6HCl ® 2AlCl3 + 3H2­

3) с оксидами металлов:

MgO + 2HCl ® MgCl2 + H2O

4) с основаниями и аммиаком:

HCl + KOH ® KCl + H2O
3HCl + Al(OH)3 ® AlCl3 + 3H2O
HCl + NH3 ® NH4Cl

5) с солями:

CaCO3 + 2HCl ® CaCl2 + H2O + CO2­
HCl + AgNO3 ® AgCl¯ + HNO3

Образование белого осадка хлорида серебра, нерастворимого в минеральных кислотах используется в качестве качественной реакции для обнаружения анионов Cl- в растворе.
Хлориды металлов - соли соляной кислоты, их получают взаимодействием металлов с хлором или реакциями соляной кислоты с металлами, их оксидами и гидроксидами; путем обмена с некоторыми солями

2Fe + 3Cl2 ® 2FeCl3
Mg + 2HCl ® MgCl2 + H2­
CaO + 2HCl ® CaCl2 + H2O
Ba(OH)2 + 2HCl ® BaCl2 + 2H2O
Pb(NO3)2 + 2HCl ® PbCl2¯ + 2HNO3

Большинство хлоридов растворимы в воде (за исключением хлоридов серебра, свинца и одновалентной ртути).

Хлорноватистая кислота HCl+1O
H–O–Cl

Физические свойства

Существует только в виде разбавленных водных растворов.

Получение

Cl2 + H2O « HCl + HClO

Химические свойства

HClO - слабая кислота и сильный окислитель:

1) Разлагается, выделяя атомарный кислород

HClO –на свету® HCl + O­

2) Со щелочами дает соли - гипохлориты

HClO + KOH ® KClO + H2O

2HI + HClO ® I2¯ + HCl + H2O

Хлористая кислота HCl+3O2
H–O–Cl=O

Физические свойства

Существует только в водных растворах.

Получение

Образуется при взаимодействии пероксида водорода с оксидом хлора (IV), который получают из бертоллетовой соли и щавелевой кислоты в среде H2SO4:

2KClO3 + H2C2O4 + H2SO4 ® K2SO4 + 2CO2­ + 2СlO2­ + 2H2O
2ClO2 + H2O2 ® 2HClO2 + O2­

Химические свойства

HClO2 - слабая кислота и сильный окислитель; соли хлористой кислоты - хлориты:

HClO2 + KOH ® KClO2 + H2O

2) Неустойчива, при хранении разлагается

4HClO2 ® HCl + HClO3 + 2ClO2­ + H2O

Хлорноватая кислота HCl+5O3

Физические свойства

Устойчива только в водных растворах.

Получение

Ba (ClO3)2 + H2SO4 ® 2HClO3 + BaSO4¯

Химические свойства

HClO3 - Сильная кислота и сильный окислитель; соли хлорноватой кислоты - хлораты:

6P + 5HClO3 ® 3P2O5 + 5HCl
HClO3 + KOH ® KClO3 + H2O

KClO3 - Бертоллетова соль; ее получают при пропускании хлора через подогретый (40°C) раствор KOH:

3Cl2 + 6KOH ® 5KCl + KClO3 + 3H2O

Бертоллетову соль используют в качестве окислителя; при нагревании она разлагается:

4KClO3 –без кат® KCl + 3KClO4
2KClO3 –MnO2 кат® 2KCl + 3O2­

Хлорная кислота HCl+7O4

Физические свойства

Бесцветная жидкость, t°кип. = 25°C, t°пл.= -101°C.

Получение

KClO4 + H2SO4 ® KHSO4 + HClO4

Химические свойства

HClO4 - очень сильная кислота и очень сильный окислитель; соли хлорной кислоты - перхлораты.

HClO4 + KOH ® KClO4 + H2O

2) При нагревании хлорная кислота и ее соли разлагаются:

4HClO4 –t°® 4ClO2­ + 3O2­ + 2H2O
KClO4 –t°® KCl + 2O2­

БРОМ И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ

Бром Br2 - открыт Ж. Баларом в 1826 г.

Физические свойства

Бурая жидкость с тяжелыми ядовитыми парами; имеет неприятный запах; r= 3,14 г/см3; t°пл. = -8°C; t°кип. = 58°C.

Получение

Окисление ионов Br - сильными окислителями:

MnO2 + 4HBr ® MnBr2 + Br2 + 2H2O
Cl2 + 2KBr ® 2KCl + Br2

Химические свойства

В свободном состоянии бром - сильный окислитель; а его водный раствор - "бромная вода" (содержащий 3,58% брома) обычно используется в качестве слабого окислителя.

1) Реагирует с металлами:

2Al + 3Br2 ® 2AlBr3

2) Реагирует с неметаллами:

H2 + Br2 « 2HBr
2P + 5Br2 ® 2PBr5

3) Реагирует с водой и щелочами:

Br2 + H2O « HBr + HBrO
Br2 + 2KOH ® KBr + KBrO + H2O

4) Реагирует с сильными восстановителями:

Br2 + 2HI ® I2 + 2HBr
Br2 + H2S ® S + 2HBr

Бромистый водород HBr

Физические свойства

Бесцветный газ, хорошо растворим в воде; t°кип. = -67°С; t°пл. = -87°С.

Получение

2NaBr + H3PO4 –t°® Na2HPO4 + 2HBr­

PBr3 + 3H2O ® H3PO3 + 3HBr­

Химические свойства

Водный раствор бромистого водорода - бромистоводородная кислота еще более сильная, чем соляная. Она вступает в те же реакции, что и HCl:

1) Диссоциация:

HBr « H+ + Br -

2) С металлами, стоящими в ряду напряжения до водорода:

Mg + 2HBr ® MgBr2 + H2­

3) с оксидами металлов:

CaO + 2HBr ® CaBr2 + H2O

4) с основаниями и аммиаком:

NaOH + HBr ® NaBr + H2O
Fe(OH)3 + 3HBr ® FeBr3 + 3H2O
NH3 + HBr ® NH4Br

5) с солями:

MgCO3 + 2HBr ® MgBr2 + H2O + CO2­
AgNO3 + HBr ® AgBr¯ + HNO3

Соли бромистоводородной кислоты называются бромидами. Последняя реакция - образование желтого, нерастворимого в кислотах осадка бромида серебра служит для обнаружения аниона Br - в растворе.

6) HBr - сильный восстановитель:

2HBr + H2SO4(конц.) ® Br2 + SO2­ + 2H2O
2HBr + Cl2 ® 2HCl + Br2

Из кислородных кислот брома известны слабая бромноватистая HBr+1O и сильная бромноватая HBr+5O3.
ИОД И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ

Йод I2 - открыт Б. Куртуа в 1811 г.

Физические свойства

Кристаллическое вещество темно-фиолетового цвета с металлическим блеском.
r= 4,9 г/см3; t°пл.= 114°C; t°кип.= 185°C. Хорошо растворим в органических растворителях (спирте, CCl4).

Получение

Окисление ионов I- сильными окислителями:

Cl2 + 2KI ® 2KCl + I2
2KI + MnO2 + 2H2SO4 ® I2 + K2SO4 + MnSO4 + 2H2O

Химические свойства

1) c металлами:

2Al + 3I2 ® 2AlI3

2) c водородом:

3) с сильными восстановителями:

I2 + SO2 + 2H2O ® H2SO4 + 2HI
I2 + H2S ® S + 2HI

4) со щелочами:

3I2 + 6NaOH ® 5NaI + NaIO3 + 3H2O

Иодистый водород

Физические свойства

Бесцветный газ с резким запахом, хорошо растворим в воде, t°кип. = -35°С; t°пл. = -51°С.

Получение

I2 + H2S ® S + 2HI

2P + 3I2 + 6H2O ® 2H3PO3 + 6HI­

Химические свойства

1) Раствор HI в воде - сильная йодистоводородная кислота:

HI « H+ + I-
2HI + Ba(OH)2 ® BaI2 + 2H2O

Соли йодистоводородной кислоты - йодиды (др. реакции HI см. св-ва HCl и HBr)

2) HI - очень сильный восстановитель:

2HI + Cl2 ® 2HCl + I2
8HI + H2SO4(конц.) ® 4I2 + H2S + 4H2O
5HI + 6KMnO4 + 9H2SO4 ® 5HIO3 + 6MnSO4 + 3K2SO4 + 9H2O

3) Идентификация анионов I- в растворе:

NaI + AgNO3 ® AgI¯ + NaNO3
HI + AgNO3 ® AgI¯ + HNO3

Образуется темно-желтый осадок йодида серебра, нерастворимый в кислотах.

Кислородные кислоты йода

Йодноватая кислота HI+5O3

Бесцветное кристаллическое вещество, t°пл.= 110°С, хорошо растворимое в воде.

Получают:

3I2 + 10HNO3 ® 6HIO3 + 10NO­ + 2H2O

HIO3 - сильная кислота (соли - йодаты) и сильный окислитель.

Йодная кислота H5I+7O6

Кристаллическое гигроскопичное вещество, хорошо растворимое в воде, t°пл.= 130°С.
Слабая кислота (соли - перйодаты); сильный окислитель.

Химия Элементов

Неметаллы VIIА-подгруппы

Элементы VIIА-подгруппы являются типичными неметаллами с высокой

электротрицательностью, они имеют групповое название – «галогены».

Основные вопросы, рассматриваемые в лекции

Общая характеристика неметаллов VIIА-подгруппы. Электронное строение, важнейшие характеристики атомов. Наиболее характерные сте-

пени окисления. Особенности химии галогенов.

Простые вещества.

Природные соединения.

Соединения галогенов

Галогенводородные кислоты и их соли. Соляная и плавиковая ки-

слота, получение и применение.

Галогенидные комплексы.

Бинарные кислородные соединения галогенов. Неустойчивость ок-

Окислительно-восстановительные свойства простых веществ и со-

единений. Реакции диспропорционирования. Диаграммы Латимера.

Химия элементов VIIA-подгруппы

Общая характеристика

VIIА-группу образуют р-элементы: фтор F, хлор

Cl, бром Br, иод I и астат At.

Общая формула валентных электронов – ns 2 np 5 .

Все элементы VIIА-группы – типичные неметаллы.

для формирования устойчивой восьмиэлектронной обо-

лочки, поэтому у них сильно выражена тенденция к

присоединению электрона.

Все элементы легко образуют простые однозаряд-

ные анионы Г – .

В форме простых анионов элементы VIIА-группы находятся в природной воде и в кристаллах природных солей, например, галита NaCl, сильвина KCl, флюорита

CaF2 .

Общее групповое название элементов VIIА-

группы «галогены» , т. е. «рождающие соли», связано с тем, что большинство их соединений с металлами пред-

ставляет собой типичные соли (CaF2 , NaCl, MgBr2 , KI), ко-

торые могут быть получены при непосредственном взаи-

модействии металла с галогеном. Свободные галогены получают из природных солей, поэтому название «галогены» также переводят, как «рожденные из солей».

Минимальная степень окисления (–1) является наиболее устойчивой

у всех галогенов.

Некоторые характеристики атомов элементов VIIА-группы приведены в

Важнейшие характеристики атомов элементов VIIА-группы

Галогены отличаются высоким сродством к электрону (максимальным у

Cl) и очень большой энергией ионизации (максимальной у F) и максимально

возможной в каждом из периодов электроотрицательностью. Фтор – самый

электроотрицательный из всех химических элементов.

Наличие одного неспаренного электрона в атомах галогенов обуславли-

вает объединение атомов в простых веществах в двухатомные молекулы Г2 .

Для простых веществ галогенов наиболее характерны окислитель-

ные свойства , наиболее сильные у F2 и ослабевающие при переходе к I2 .

Галогены характеризуются наибольшей реакционной способностью из всех неметаллических элементов. Фтор даже среди галогенов выделя-

ется чрезвычайно высокой активностью.

Элемент второго периода – фтор наиболее сильно отличается от дру-

гих элементов подгруппы . Это общая закономерность для всех неметаллов.

Фтор , как самый электроотрицательный элемент,не проявляет поло-

жительных степеней окисления . В любых соединениях, в том числе с ки-

слородом, фтор находится в степени окисления (-1).

Все остальные галогены проявляют положительные степени окис-

ления вплоть до максимальной +7.

Наиболее характерные степени окисления галогенов:

F : -1, 0;

Cl, Br, I: -1, 0, +1, +3, +5, +7.

У Cl известны оксиды, в которых он находится в степенях окисления: +4 и +6.

Наиболее важными соединениями галогенов, в положительных сте-

пенях окисления, являются кислородсодержащие кислоты и их соли.

Все соединения галогенов в положительных степенях окисления яв-

ляются сильными окислителями.

жуточную степень окисления. Диспропорционированию способствует щелочная среда.

Практическое применение простых веществ и кислородных соедине-

ний галогенов связано главным образом с их окислительным действием.

Самое широкое практическое применение находят простые вещества Cl2

и F2 . Наибольшее количество хлора и фтора расходуется в промышленном ор-

ганическом синтезе: в производстве пластмасс, хладоагентов, растворителей,

ядохимикатов, лекарств. Значительное количество хлора и йода используется для получения металлов и для их рафинирования. Хлор используется также

для отбеливания целлюлозы, для обеззараживания питьевой воды и в произ-

водстве хлорной извести и соляной кислоты. Соли оксокислот используются в производстве взрывчатых веществ.

Широкое практическое применение находят кислоты – соляная и плави-

Фтор и хлор принадлежат к двадцати самым распространенным элемен-

там, значительно меньше в природе брома и иода. Все галогены находятся в природе в степени окисления (–1). Лишь йод встречается в виде соли KIO3 ,

которая как примесь входит в чилийскую селитру (KNO3 ).

Астат – искусственно полученный радиоактивный элемент (его нет в природе). Неустойчивость At отражается в названии, которое происходит от греч. «астатос» – «неустойчивый». Астат является удобным –излучателем для радиотерапии раковых опухолей.

Простые вещества

Простые вещества галогенов образованы двухатомными молекулами Г2 .

В простых веществах при переходе от F2 к I2 с увеличением числа элек-

тронных слоев и возрастанием поляризуемости атомов происходит усиление

межмолекулярного взаимодействия, приводящее к изменению агрегатного со-

стояния при стандартных условиях.

Фтор (при обычных условиях) – желтый газ, при –181о С переходит в

жидкое состояние.

Хлор – желто-зеленый газ, переходит в жидкость при –34о С. С цветом га-

за связано название Cl, оно происходит от греческого «хлорос» – «желто–

зеленый». Резкое повышение температуры кипения у Cl2 по сравнению с F2 ,

указывает на усиление межмолекулярного взаимодействия.

Бром – темно-красная, очень летучая жидкость, кипит при 58,8о С. На-

звание элемента связано с резким неприятным запахом газа и образовано от

«бромос» – «зловонный».

Йод – темно-фиолетовые кристаллы, со слабым «металлическим» бле-

ском, которые при нагревании легко возгоняется, образуя фиолетовые пары;

кипения йода равна 183о С. От цвета паров йода происходит его название –

«иодос» – «фиолетовый».

Все простые вещества имеют резкий запах и являются ядовитыми.

Вдыхание их паров вызывает раздражение слизистых оболочек и дыхательных органов, а при больших концентрациях – удушье. Во время первой мировой войны хлор применяли в качестве отравляющего вещества.

Газообразный фтор и жидкий бром вызывают ожоги кожи. Работая с га-

логенами, следует соблюдать меры предосторожности.

Поскольку простые вещества галогенов образованы неполярными моле-

кулами, они хорошо растворяются в неполярных органических растворителях:

спирте, бензоле, четыреххлористом углероде и т. п. В воде хлор, бром и иод ограниченно растворимы, их водные растворы называют хлорной, бромной и иодной водой. Лучше других растворяется Br2 , концентрация брома в насы-

щенном растворе достигает 0,2 моль/л, а хлора – 0,1 моль/л.

Фтор разлагает воду:

2F2 + 2H2 O = O2 + 4HF

Галогены проявляют высокую окислительную активность и перехо-

дят в галогенидные анионы.

Г2 + 2e–  2Г–

Особенно высокой окислительной активностью обладает фтор. Фтор окисляет благородные металлы (Au, Pt).

Pt + 3F2 = PtF6

Взаимодействует даже с некоторыми инертными газами (криптоном,

ксеноном и радоном), например,

Xe + 2F2 = XeF4

В атмосфере F2 горят многие очень устойчивые соединения, например,

вода, кварц (SiO2 ).

SiO2 + 2F2 = SiF4 + O2

В реакциях с фтором даже такие сильные окислители, как азотная и сер-

ная кислота, выступают в роли восстановителей, при этом фтор окисляет вхо-

дящий в их состав О(–2).

2HNO3 + 4F2 = 2NF3 + 2HF + 3O2 H2 SO4 + 4F2 = SF6 + 2HF + 2O2

Высокая реакционная способность F2 создает трудности с выбором кон-

струкционных материалов для работы с ним. Обычно для этих целей использу-

ют никель и медь, которые, окисляясь, образуют на своей поверхности плотные защитные пленки фторидов. Название F связано с его агрессивным действи-

ем, оно происходит от греч. «фторос» – «разрушающий».

В ряду F2 , Cl2 , Br2 , I2 окислительная способность ослабевает из-за уве-

личения размера атомов и уменьшения электроотрицательности.

В водных растворах окислительные и восстановительные свойства ве-

ществ обычно характеризуют с помощью электродных потенциалов. В таблице приведены стандартные электродные потенциалы (Ео , В) для полуреакций вос-

становления галогенов. Для сравнения также приведено значение Ео для ки-

слорода – самого распространенного окислителя.

Стандартные электродные потенциалы для простых веществ галогенов

Уменьшение окислительной активности

Как видно из таблицы, F2 – окислитель значительно более сильный,

чем О2 , поэтому F2 в водных растворах не существует, он окисляет воду,

восстанавливаясь до F– . Судя по значению Eо окислительная способность Cl2

также выше, чем у О2 . Действительно при длительном хранении хлорной воды происходит ее разложение с выделением кислорода и с образованием HCl. Но реакция идет медленно (молекула Cl2 заметно прочнее, чем молекула F2 и

энергия активации для реакций с хлором выше), быстрее происходит диспро-

порционирование:

Cl2 + H2 O HCl + HOCl

В воде оно не доходит до конца (К = 3,9 . 10–4 ), поэтому Cl2 существует в водных растворах. Еще большей устойчивостью в воде характеризуются Br2 и I2 .

Диспропорционирование это очень характерная окислительно-

восстановительная реакция для галогенов. Диспропорционирование уси-

ливается в щелочной среде.

Диспропорционирование Cl2 в щелочи приводит к образованию анионов

Cl– и ClO– . Константа диспропорционирования равна 7,5. 1015 .

Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H2 O

При диспропорционировании йода в щелочи образуются I– и IO3 – . Ана-

логично йоду диспропорционирует Br2 . Изменение продукта диспропорцио-

нирования обусловлено тем, что анионы ГО– и ГО2 – у Br и I неустойчивы.

Реакция диспропорционирования хлора используется в промышленно-

сти для получения сильного и быстро действующего окислителя гипохлорита,

белильной извести, бертолетовой соли.

3Cl2 + 6 KOH = 5KCl + KClO3 + 3H2 O

Взаимодействие галогенов с металлами

Галогены энергично взаимодействуют со многими металлами, например:

Mg + Cl2 = MgCl2 Ti + 2I2  TiI4

ГалогенидыNa + , в которых металл имеет низкую степень окисления (+1, +2),

– это солеобразные соединения с преимущественно ионной связью. Как прави-

ло, ионные галогениды – это твердые вещества с высокой температурой плав-

Галогениды металлов, в которых металл имеет высокую степень окисле-

ния, – это соединения с преимущественно ковалентной связью.

Многие из них при обычных условиях являются газами, жидкостями или легкоплавкими твердыми веществами. Например, WF6 – газ, MoF6 – жидкость,

TiCl4 – жидкость.

Взаимодействие галогенов с неметаллами

Галогены непосредственно взаимодействуют со многими неметаллами:

водородом, фосфором, серой и др. Например:

H2 + Cl2 = 2HCl 2P + 3Br2 = 2PBr3 S + 3F2 = SF6

Связь в галогенидах неметаллов преимущественно ковалентная.

Обычно эти соединения имеют невысокие температуры плавления и кипения.

При переходе от фтора к йоду ковалентный характер галогенидов усиливается.

Ковалентные галогениды типичных неметаллов являются кислотными соединениями; при взаимодействии с водой они гидролизуются с образованием кислот. Например:

PBr3 + 3H2 O = 3HBr + H3 PO3

PI3 + 3H2 O = 3HI + H3 PO3

PCl5 + 4H2 O = 5HCl + H3 POинтерга-

лиды . В этих соединениях более легкий и более электроотрицательный галоген находится в степени окисления (–1), а более тяжелый – в положительной сте-

пени окисления.

За счет непосредственного взаимодействия галогенов при нагревании получаются: ClF, BrF, BrCl, ICl. Существуют и более сложные интергалиды:

ClF3 , BrF3 , BrF5 , IF5 , IF7 , ICl3 .

Все интергалиды при обычных условиях – жидкие вещества с низкими температурами кипения. Интергалиды имеют высокую окислительную ак-

тивность . Например, в парах ClF3 горят такие химически устойчивые вещества, как SiO2 , Al2 O3 , MgO и др.

2Al2 O3 + 4ClF3 = 4 AlF3 + 3O2 + 2Cl2

Фторид ClF 3 – агрессивный фторирующий реагент, действующий быст-

рее F2 . Его применяют в органических синтезах и для получения защитных пленок на поверхности никелевой аппаратуры для работы с фтором.

В воде интергалиды гидролизуются с образованием кислот. Например,

ClF5 + 3H2 O = HClO3 + 5HF

Галогены в природе. Получение простых веществ

В промышленности галогены получают из их природных соединений. Все

процессы получения свободных галогенов основаны на окислении галоге-

нид-ионов.

2Г –  Г2 + 2e–

Значительное количество галогенов находится в природных водах в виде анионов: Cl– , F– , Br – , I– . В морской воде может содержаться до 2,5 % NaCl.

Бром и иод получают из воды нефтяных скважин и морской воды.

ОБЩАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА

Галогены (от греч. halos - соль и genes - образующий) - элементы главной подгруппы VII группы периодической системы: фтор, хлор, бром, йод, астат.

Таблица. Электронное строение и некоторые свойства атомов и молекул галогенов

1) Общая электронная конфигурация внешнего энергетического уровня - nS2nP5.
2) С возрастанием порядкового номера элементов увеличиваются радиусы атомов, уменьшается электроотрицательность, ослабевают неметаллические свойства (увеличиваются металлические свойства); галогены - сильные окислители, окислительная способность элементов уменьшается с увеличением атомной массы.
3) Молекулы галогенов состоят из двух атомов.
4) С увеличением атомной массы окраска становится более темной, возрастают температуры плавления и кипения, а также плотность.
5) Сила галогеноводородных кислот возрастает с увеличением атомной массы.
6) Галогены могут образовывать соединения друг с другом (например, BrCl)

ФТОР И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ

Фтор F2 - открыл А. Муассан в 1886 г.

Физические свойства

Газ светло-желтого цвета; t°пл.= -219°C, t°кип.= -183°C.

Получение

Электролиз расплава гидрофторида калия KHF2:

Химические свойства

F2 - самый сильный окислитель из всех веществ:

1. 2F2 + 2H2O ® 4HF + O2
2. H2 + F2 ® 2HF (со взрывом)
3. Cl2 + F2 ® 2ClF

Фтористый водород

Физические свойства

Бесцветный газ, хорошо растворим в воде t°пл. = - 83,5°C; t°кип. = 19,5°C;

Получение

CaF2 + H2SO4(конц.) ® CaSO4 + 2HF­

Химические свойства

1) Раствор HF в воде - слабая кислота (плавиковая):

HF « H+ + F-

Соли плавиковой кислоты - фториды

2) Плавиковая кислота растворяет стекло:

SiO2 + 4HF ® SiF4­+ 2H2O

SiF4 + 2HF ® H2 гексафторкремниевая кислота

ХЛОР И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ

Хлор Cl2 - открыт К. Шееле в 1774 г.

Физические свойства

Газ желто-зеленого цвета, t°пл. = -101°C, t°кип. = -34°С.

Получение

Окисление ионов Cl- сильными окислителями или электрическим током:

MnO2 + 4HCl ® MnCl2 + Cl2­ + 2H2O
2KMnO4 + 16HCl ® 2MnCl2 + 5Cl2­ + 2KCl + 8H2O
K2Cr2O7 + 14HCl ® 2CrCl3 + 2KCl + 3Cl2­ + 7H2O

электролиз раствора NaCl (промышленный способ):

2NaCl + 2H2O ® H2­ + Cl2­ + 2NaOH

Химические свойства

Хлор - сильный окислитель.

1) Реакции с металлами:

2Na + Cl2 ® 2NaCl
Ni + Cl2 ® NiCl2
2Fe + 3Cl2 ® 2FeCl3

2) Реакции с неметаллами:

H2 + Cl2 –hn® 2HCl
2P + 3Cl2 ® 2PClЗ

3) Реакция с водой:

Cl2 + H2O « HCl + HClO

4) Реакции со щелочами:

Cl2 + 2KOH –5°C® KCl + KClO + H2O
3Cl2 + 6KOH –40°C® 5KCl + KClOЗ + 3H2O
Cl2 + Ca(OH)2 ® CaOCl2(хлорная известь) + H2O

5) Вытесняет бром и йод из галогеноводородных кислот и их солей.

Cl2 + 2KI ® 2KCl + I2
Cl2 + 2HBr ® 2HCl + Br2

Соединения хлора
Хлористый водород

Физические свойства

Бесцветный газ с резким запахом, ядовитый, тяжелее воздуха, хорошо растворим в воде (1: 400).
t°пл. = -114°C, t°кип. = -85°С.

Получение

1) Синтетический способ (промышленный):

H2 + Cl2 ® 2HCl

2) Гидросульфатный способ (лабораторный):

NaCl(тв.) + H2SO4(конц.) ® NaHSO4 + HCl­

Химические свойства

1) Раствор HCl в воде - соляная кислота - сильная кислота:

HCl « H+ + Cl-

2) Реагирует с металлами, стоящими в ряду напряжений до водорода:

2Al + 6HCl ® 2AlCl3 + 3H2­

3) с оксидами металлов:

MgO + 2HCl ® MgCl2 + H2O

4) с основаниями и аммиаком:

HCl + KOH ® KCl + H2O
3HCl + Al(OH)3 ® AlCl3 + 3H2O
HCl + NH3 ® NH4Cl

5) с солями:

CaCO3 + 2HCl ® CaCl2 + H2O + CO2­
HCl + AgNO3 ® AgCl¯ + HNO3

Образование белого осадка хлорида серебра, нерастворимого в минеральных кислотах используется в качестве качественной реакции для обнаружения анионов Cl- в растворе.
Хлориды металлов - соли соляной кислоты, их получают взаимодействием металлов с хлором или реакциями соляной кислоты с металлами, их оксидами и гидроксидами; путем обмена с некоторыми солями

2Fe + 3Cl2 ® 2FeCl3
Mg + 2HCl ® MgCl2 + H2­
CaO + 2HCl ® CaCl2 + H2O
Ba(OH)2 + 2HCl ® BaCl2 + 2H2O
Pb(NO3)2 + 2HCl ® PbCl2¯ + 2HNO3

Большинство хлоридов растворимы в воде (за исключением хлоридов серебра, свинца и одновалентной ртути).

Хлорноватистая кислота HCl+1O
H–O–Cl

Физические свойства

Существует только в виде разбавленных водных растворов.

Получение

Cl2 + H2O « HCl + HClO

Химические свойства

HClO - слабая кислота и сильный окислитель:

1) Разлагается, выделяя атомарный кислород

HClO –на свету® HCl + O­

2) Со щелочами дает соли - гипохлориты

HClO + KOH ® KClO + H2O

2HI + HClO ® I2¯ + HCl + H2O

Хлористая кислота HCl+3O2
H–O–Cl=O

Физические свойства

Существует только в водных растворах.

Получение

Образуется при взаимодействии пероксида водорода с оксидом хлора (IV), который получают из бертоллетовой соли и щавелевой кислоты в среде H2SO4:

2KClO3 + H2C2O4 + H2SO4 ® K2SO4 + 2CO2­ + 2СlO2­ + 2H2O
2ClO2 + H2O2 ® 2HClO2 + O2­

Химические свойства

HClO2 - слабая кислота и сильный окислитель; соли хлористой кислоты - хлориты:

HClO2 + KOH ® KClO2 + H2O

2) Неустойчива, при хранении разлагается

4HClO2 ® HCl + HClO3 + 2ClO2­ + H2O

Хлорноватая кислота HCl+5O3

Физические свойства

Устойчива только в водных растворах.

Получение

Ba (ClO3)2 + H2SO4 ® 2HClO3 + BaSO4¯

Химические свойства

HClO3 - Сильная кислота и сильный окислитель; соли хлорноватой кислоты - хлораты:

6P + 5HClO3 ® 3P2O5 + 5HCl
HClO3 + KOH ® KClO3 + H2O

KClO3 - Бертоллетова соль; ее получают при пропускании хлора через подогретый (40°C) раствор KOH:

3Cl2 + 6KOH ® 5KCl + KClO3 + 3H2O

Бертоллетову соль используют в качестве окислителя; при нагревании она разлагается:

4KClO3 –без кат® KCl + 3KClO4
2KClO3 –MnO2 кат® 2KCl + 3O2­

Хлорная кислота HCl+7O4

Физические свойства

Бесцветная жидкость, t°кип. = 25°C, t°пл.= -101°C.

Получение

KClO4 + H2SO4 ® KHSO4 + HClO4

Химические свойства

HClO4 - очень сильная кислота и очень сильный окислитель; соли хлорной кислоты - перхлораты.

HClO4 + KOH ® KClO4 + H2O

2) При нагревании хлорная кислота и ее соли разлагаются:

4HClO4 –t°® 4ClO2­ + 3O2­ + 2H2O
KClO4 –t°® KCl + 2O2­

БРОМ И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ

Бром Br2 - открыт Ж. Баларом в 1826 г.

Физические свойства

Бурая жидкость с тяжелыми ядовитыми парами; имеет неприятный запах; r= 3,14 г/см3; t°пл. = -8°C; t°кип. = 58°C.

Получение

Окисление ионов Br - сильными окислителями:

MnO2 + 4HBr ® MnBr2 + Br2 + 2H2O
Cl2 + 2KBr ® 2KCl + Br2

Химические свойства

В свободном состоянии бром - сильный окислитель; а его водный раствор - "бромная вода" (содержащий 3,58% брома) обычно используется в качестве слабого окислителя.

1) Реагирует с металлами:

2Al + 3Br2 ® 2AlBr3

2) Реагирует с неметаллами:

H2 + Br2 « 2HBr
2P + 5Br2 ® 2PBr5

3) Реагирует с водой и щелочами:

Br2 + H2O « HBr + HBrO
Br2 + 2KOH ® KBr + KBrO + H2O

4) Реагирует с сильными восстановителями:

Br2 + 2HI ® I2 + 2HBr
Br2 + H2S ® S + 2HBr

Бромистый водород HBr

Физические свойства

Бесцветный газ, хорошо растворим в воде; t°кип. = -67°С; t°пл. = -87°С.

Получение

2NaBr + H3PO4 –t°® Na2HPO4 + 2HBr­

PBr3 + 3H2O ® H3PO3 + 3HBr­

Химические свойства

Водный раствор бромистого водорода - бромистоводородная кислота еще более сильная, чем соляная. Она вступает в те же реакции, что и HCl:

1) Диссоциация:

HBr « H+ + Br -

2) С металлами, стоящими в ряду напряжения до водорода:

Mg + 2HBr ® MgBr2 + H2­

3) с оксидами металлов:

CaO + 2HBr ® CaBr2 + H2O

4) с основаниями и аммиаком:

NaOH + HBr ® NaBr + H2O
Fe(OH)3 + 3HBr ® FeBr3 + 3H2O
NH3 + HBr ® NH4Br

5) с солями:

MgCO3 + 2HBr ® MgBr2 + H2O + CO2­
AgNO3 + HBr ® AgBr¯ + HNO3

Соли бромистоводородной кислоты называются бромидами. Последняя реакция - образование желтого, нерастворимого в кислотах осадка бромида серебра служит для обнаружения аниона Br - в растворе.

6) HBr - сильный восстановитель:

2HBr + H2SO4(конц.) ® Br2 + SO2­ + 2H2O
2HBr + Cl2 ® 2HCl + Br2

Из кислородных кислот брома известны слабая бромноватистая HBr+1O и сильная бромноватая HBr+5O3.
ИОД И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ

Йод I2 - открыт Б. Куртуа в 1811 г.

Физические свойства

Кристаллическое вещество темно-фиолетового цвета с металлическим блеском.
r= 4,9 г/см3; t°пл.= 114°C; t°кип.= 185°C. Хорошо растворим в органических растворителях (спирте, CCl4).

Получение

Окисление ионов I- сильными окислителями:

Cl2 + 2KI ® 2KCl + I2
2KI + MnO2 + 2H2SO4 ® I2 + K2SO4 + MnSO4 + 2H2O

Химические свойства

1) c металлами:

2Al + 3I2 ® 2AlI3

2) c водородом:

3) с сильными восстановителями:

I2 + SO2 + 2H2O ® H2SO4 + 2HI
I2 + H2S ® S + 2HI

4) со щелочами:

3I2 + 6NaOH ® 5NaI + NaIO3 + 3H2O

Иодистый водород

Физические свойства

Бесцветный газ с резким запахом, хорошо растворим в воде, t°кип. = -35°С; t°пл. = -51°С.

Получение

I2 + H2S ® S + 2HI

2P + 3I2 + 6H2O ® 2H3PO3 + 6HI­

Химические свойства

1) Раствор HI в воде - сильная йодистоводородная кислота:

HI « H+ + I-
2HI + Ba(OH)2 ® BaI2 + 2H2O

Соли йодистоводородной кислоты - йодиды (др. реакции HI см. св-ва HCl и HBr)

2) HI - очень сильный восстановитель:

2HI + Cl2 ® 2HCl + I2
8HI + H2SO4(конц.) ® 4I2 + H2S + 4H2O
5HI + 6KMnO4 + 9H2SO4 ® 5HIO3 + 6MnSO4 + 3K2SO4 + 9H2O

3) Идентификация анионов I- в растворе:

NaI + AgNO3 ® AgI¯ + NaNO3
HI + AgNO3 ® AgI¯ + HNO3

Образуется темно-желтый осадок йодида серебра, нерастворимый в кислотах.

Кислородные кислоты йода

Йодноватая кислота HI+5O3

Бесцветное кристаллическое вещество, t°пл.= 110°С, хорошо растворимое в воде.

Получают:

3I2 + 10HNO3 ® 6HIO3 + 10NO­ + 2H2O

HIO3 - сильная кислота (соли - йодаты) и сильный окислитель.

Йодная кислота H5I+7O6

Кристаллическое гигроскопичное вещество, хорошо растворимое в воде, t°пл.= 130°С.
Слабая кислота (соли - перйодаты); сильный окислитель.

Общая характеристика

К галогенам относятся пять основных неметаллических элементов, которые расположены в VII группе таблицы Менделеева. В эту группу входят такие химические элементы, как фтор F, хлор Cl, бром Br, иод I, астат At.

Свое название галогены получили от греческого слова, которое в переводе обозначает образующий соль или «солеобразующий», так как в принципе большая часть соединений, которые содержат галогены и носят названия солей.

Галогены вступают в реакцию практически со всеми простыми веществами, за исключением только нескольких металлов. Они являются довольно таки энергичными окислителями, имеют очень сильный и резкий запах, прекрасно взаимодействуют с водой, а также имеют большую летучесть и высокую электроотрицательность. А вот в природе их можно встретить лишь в качестве соединений.

Физические свойства галогенов

1. Такие простые химические вещества, как галогены, состоят из двух атомов;
2. Если рассматривать галогены в обычных условиях, то следует знать, что фтор и хлор, находятся в газообразном состоянии, тогда как бром является жидким веществом, а йод и астат относятся к твердым веществам.

3. У галогенов температура плавления, кипения и плотность повышаются с увеличением атомной массы. Также при этом и меняется их окраска, она становиться более темной.
4. При каждом увеличении порядкового номера, уменьшается химическая активность, электроотрицательность и более слабыми становятся неметаллические свойства.
5. Галогены обладают способностью образовывать соединения между собой, как например BrCl.
6. Галогены при комнатной температуре могут находиться во всех трех состояниях материи.
7. Так же важно запомнить то, что галогены относятся к довольно таки токсичным химическим веществам.

Химические свойства галогенов

При химической реакции с металлами, галогены действуют, как окислители. Если, к примеру, взять фтор, то даже в обычных условиях он дает реакцию с большинством металлов. А вот алюминий и цинк воспламеняется даже в атмосфере: +2-1:ZnF2.

Получение галогенов

При получении фтора и хлора в масштабах промышленности используют электролиз или растворы солей.

Если вы внимательно рассмотрите рисунок, изображенный внизу, то увидите, как в лабораторных условиях с помощью установки для электролиза можно получить хлор:

На первом рисунке изображена установка для расплава хлорида натрия, а на втором уже для получения раствора хлорида натрия.

Такой процесс электролиза расплава хлорида натрия можно представить в виде даного уравнения:

При помощи такого электролиза, кроме получения хлора еще образуются также водород и гидроксид натрия:

Конечно же, водород получают более простым и дешевым способом, чего не скажешь об гидроксиде натрия. Его, так же, как и хлор получают практически всегда только с помощью электролиза раствора поваренной соли.

Если вы рассмотрите рисунок, изображенный вверху, то увидите, как лабораторным способом можно получить хлор. А получают его с помощью взаимодействия соляной кислоты с оксидом марганца:

В промышленности бром и йод получают с помощью реакции вытеснения этих веществ хлором из бромидов и йодидов.

Применение галогенов

Фтор или правильнее будет назвать фторид меди (CuF2) имеет довольно таки широкое применение. Его используют при изготовлении керамики, эмалей и различных глазурей. Имеющая в каждом доме тефлоновая сковородка и хладагент в холодильниках и кондиционере, также появились благодаря фтору.

Кроме бытовых нужд тефлон также используют в медицинских целях, так как его применяют при производстве имплантатов. Фтор необходим при изготовлении лизн в оптике и в зубных пастах.

Хлор также в нашей жизни встречается буквально на каждом шагу. Самым массовым и распространенным применением хлора, является, конечно же, поваренная соль NaCl. Она так же выступает в роли дезинтоксикационного средства и используется в борьбе с гололедом.

Кроме этого, хлор незаменим в производстве пластика, синтетического каучука и поливинилхлорида, благодаря которым мы получаем одежду, обувь и другие, нужные в нашей повседневной жизни вещи. Его используют при производстве отбеливателей, порошков, красителей, а также другой бытовой химии.

Бром, как правило, необходим, как светочувствительное вещество при печатании фотографий. В медицине он применяется, как успокаивающее средство. Также бром используют при производстве инсектицидов и пестицидов и т.д.

Ну, а всем известный йод, который имеется в аптечке у каждого человека, в первую очередь используется, как антисептик. Кроме своих антисептических свойств, йод присутствует в источниках света, а также является помощником для обнаружения отпечатков пальцев на бумажной поверхности.

Роль галогенов и их соединений для организма человека

Выбирая в магазине зубную пасту, наверное, каждый из вас обращал внимание на то, что на ее этикетке указывается содержание соединений фтора. И это неспроста, так как этот компонент участвует в построении зубной эмали и костей, повышает устойчивость зубов к кариесу. Также он играет важную роль в процессах обмена веществ, участвует в построении скелета костей и предупреждает появление такого опасного заболевания, как остеопороз.

Важная роль в организме человека отведена и хлору, так как он принимает активное участие в сохранении водно-солевого баланса и поддерживание осмотического давления. Хлор участвует в обмене веществ человеческого организма, построении тканей, ну и что тоже немаловажно – в избавление от лишнего веса. Соляная кислота, находящаяся в составе желудочного сока большое значение имеет для пищеварения, так как без нее невозможен процесс переваривания пищи.

Хлор необходим нашему организму и должен ежедневно в необходимых дозах поступать в него. Но если, же его норму поступления в организм превысить или резко снизить, то мы сразу же это ощутим в виде отеков, головных болей и других неприятных симптомов, которые способны не только нарушить обмен веществ, но и вызвать заболевания кишечника.

У человека в мозге, почках, крови и печени присутствует небольшое количество брома. В медицинских целях бром применяют, как успокоительное средство. Но при его передозировке могут быть неблагоприятные последствия, которые могут привести к угнетенному состоянию нервной системы, а в некоторых случаях и к психическим расстройствам. А недостаток брома в организме ведет к дисбалансу между процессами возбуждения и торможения.

Без йода наша щитовидная железа не может обходиться, так как он способен убивать микробы, поступающие в наше тело. При дефиците йода в организме человека может начаться заболевание щитовидной железы, под названием зоб. При этом заболевании появляются довольно неприятные симптомы. Человек, у которого появился зоб, чувствует слабость, сонливость, повышение температуры, раздражительность и упадок сил.

Из всего этого можно сделать вывод, что без галогенов человек мог бы не только лишиться многих необходимых в повседневной жизни вещей, но без них и не смог бы нормально функционировать наш организм.