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.

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.

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.

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.