Какие простые вещества образуют галогены. Общая характеристика галогенов

Галогены фтор F, хлор С1, бром Вг, иод I являются элементами группы VILA. Электронная конфигурация валентной оболочки атомов галогенов в основном состоянии ns 2 np 5 . Наличие пяти электронов на внешней р-орбитали, в том числе одного неспаренного, является причиной высокого сродства галогенов к электрону. Присоединение электрона приводит к образованию галогенид-анионов (F-, С1-, Вг-, I-) с устойчивой 8-электронной оболочкой ближайшего благородного газа. Галогены - ярко выраженные неметаллы.

Самый электроотрицательный элемент фтор имеет в соединениях только одну степень окисления - 1, так как всегда является акцептором электронов. Другие галогены в соединениях могут иметь степень окисления от -1 до +7. Положительные степени окисления галогенов вызваны переходом их валентных электронов на свободные d-орбитали внешнего уровня (разд. 2.1.3) при образовании связей с более электроотрицательными элементами.

Молекулы галогенов двухатомные: F 2 , С1 2 , Вг 2 , I 2 . При стандартных условиях фтор и хлор - газы, бром - летучая жидкость (Tкип = 59 °С), а иод - твердый, но он легко возгоняется (переходит в газообразное состояние, минуя жидкое).

Окислительно-восстановительные свойства. Галогены являются сильными окислителями, вступая во взаимодействие почти со всеми металлами и многими неметаллами:

Особенно высокую химическую активность проявляет фтор, который при нагревании реагирует даже с благородными газами ксеноном, криптоном и радоном:

Химическая активность галогенов уменьшается от фтора к иоду, так как с увеличением радиуса атома способность галогенов присоединять электроны уменьшается:

Более активный галоген всегда вытесняет менее активный из его соединений с металлами. Так, фтор вытесняет все другие галогены из их галогенидов, а бром - только иод из иодидов:

Различная окислительная способность галогенов проявляется и в их действии на организм. Газообразные хлор и фтор из-за очень сильных окислительных свойств являются мощными отравляющими веществами, вызывающими тяжелые поражения легких и слизистых оболочек глаз, носа и гортани. Иод - более мягкий окислитель, проявляющий антисептические свойства, поэтому он широко используется в медицине.

Различия в окислительно-восстановительных свойствах галогенов проявляются и при их взаимодействии с водой. Фтор окисляет воду, при этом восстановителем выступает атом кислорода молекулы волы:

Взаимодействие остальных галогенов с водой сопровождается окислительно-восстановительной дисмутацией их атомов. Так, при реакции хлора с водой один из атомов молекулы хлора, присоединяя электрон от другого атома, восстанавливается, а другой атом хлора, отдавая электрон, окисляется. При этом образуется хлорная вода, содержащая хлористый водород (соляную кислоту) и гипохлористую (хлорноватистую) кислоту:
Реакция является обратимой, а ее равновесие сильно смещено влево. Гипохлористая кислота неустойчива и легко распадается, особенно на свету, с образованием очень сильного окислителя -атомарного кислорода:

Таким образом, хлорная вода содержит в различных концентрациях три окислителя с разной окислительной способностью: молекулярный хлор, гипохлористую кислоту и атомарный кислород, сумму которых часто называют "активный хлор" .

Образующийся атомарный кислород обесцвечивает красители и убивает микробы, что объясняет отбеливающее и бактерицидное действие хлорной воды.

Гипохлористая кислота - более сильный окислитель, чем газообразный хлор. Она реагирует с органическими соединениями RH и как окислитель, и как хлорирующий реагент:

Поэтому при хлорировании питьевой воды, содержащей в качестве примесей органические вещества, они могут превратиться в более токсичные хлорорганические соединения RC1. Это обязательно следует учитывать при разработке способов очистки воды и их применении.

При добавлении к хлорной воде щелочи равновесие смещается вправо вследствие нейтрализации гипохлористой и соляной кислот:
Полученный раствор смеси солей, называемый жавелевой водой, используется как отбеливающее и дезинфицирующее средство. Эти свойства обусловлены тем, что гипохлорит калия под действием СО2 + Н 2 0 и в результате гидролиза превращается в неустойчивую гипохлористую кислоту, образующую атомарный кислород. В результате жавелевая вода разрушает красящие вещества и убивает микробы.
При действии газообразного хлора на влажную гашеную известь Са(ОН) 2 получают смесь солей СаСl 2 и Са(0С1) 2 , называемую хлорной известью:
Хлорную известь можно рассматривать как смешанную кальциевую соль соляной и гипохлористой кислот CaCl(OCl). Во влажном воздухе хлорная известь, взаимодействуя с водой и углекислым газом, постепенно выделяет гипохлористую кислоту, которая обеспечивает ее отбеливающее, дезинфицирующее и дегазирующие свойства:

При действии на хлорную известь соляной кислоты происходит выделение свободного хлора:

При нагревании гипохлористая кислота в результате окислительно-восстановительного диспропорционирования разлагается с образованием соляной и хлорноватой кислот:

При пропускании хлора через горячий раствор щелочи, например КОН, образуются хлорид калия и хлорат калия КClO 3 (бертолетова соль):

Окислительная способность анионов кислородсодержащих кислот хлора в водных растворах в ряду СlO - - СlO4(-) уменьшается несмотря на возрастание в них степени окисления хлора:

Это объясняется повышением устойчивости анионов в указанном ряду вследствие усиления делокализации их отрицательного заряда. В то же время перхлораты LiC10 4 , КСlO 4 в сухом состоянии при высоких температурах являются сильными окислителями и используются для минерализации различных биоматериалов при определении в них содержащихся неорганических компонентов.

Анионы галогенов (кроме F-) способны отдавать электроны, поэтому они являются восстановителями. Восстановительная способность галогенид-анионов по мере возрастания их радиуса увеличивается от хлорид-аниона к иодид-аниону:

Так, иодоводородная кислота окисляется кислородом воздуха уже при обычной температуре:

Соляная кислота не окисляется кислородом, и поэтому хлорид-анион устойчив в условиях организма, что очень важно с позиции физиологии и медицины.

Кислотно-основные свойства. Водородгалогениды HF, НС1, HBr, HI вследствие полярности их молекул хорошо растворяются в воде. При этом происходит гидратация молекул, приводящая к их диссоциации с образованием гидратированных протонов и галогенид-анионов. Сила кислот в ряду HF, НС1, HBr, HI возрастает вследствие увеличения радиуса и поляризуемости анионов от F- к I-.

Соляная кислота как компонент желудочного сока играет важную роль в процессе пищеварения. В основном за счет соляной кислоты, массовая доля которой в желудочном соке составляет 0,3 %, его рН поддерживается в интервале от 1 до 3. Соляная кислота способствует переходу фермента пепсина в активную форму, что обеспечивает переваривание белков за счет гидролитического расщепления пептидных связей с образованием различных аминокислот:

Определение содержания соляной кислоты и других кислот в желудочном соке было рассмотрено в разд. 8.3.3.

В ряду кислородсодержащих кислот хлора по мере увеличения его степени окисления сила кислот увеличивается.

Это связано с увеличением полярности связи О-Н из-за смещения ее электронной плотности к атому хлора, а также из-за повышения устойчивости анионов.

Комплексообразующие свойства. Анионы галогенов склонны к комплексообразованию в качестве лигандов. Устойчивость галогенидных комплексов обычно уменьшается в ряду F- > Сl- > Вr- > > I-. Именно процессом комплексообразования объясняется токсическое действие фторид-анионов, которые, образуя фторидные комплексы с катионами металлов, входящих в активные центры ферментов, подавляют их активность.
Интересные комплексообразующие свойства проявляет молекула иода. Так, растворимость молекулярного иода в воде резко возрастает в присутствии иодида калия, что связано с образованием комплексного аниона

Невысокая устойчивость этого комплексного иона обеспечивает наличие молекулярного иода в растворе. Поэтому в медицине используется в качестве бактерицидного средства водный раствор иода с добавлением KI. Кроме того, молекулярный иод образует комплексы включения с крахмалом (разд. 22.3) и поливиниловым спиртом (синий иод). В этих комплексах молекулы иода или их ассоциаты с иодид-анионами заполняют каналы, образованные спиралевидной структурой соответствующих полигидроксиполимеров. Комплексы включения не очень устойчивы и способны постепенно отдавать молекулярный иод. Поэтому такой препарат, как синий иод, является эффективным, но мягким бактерицидным средством пролонгированного действия.

Биологическая роль и применение галогенов и их соединений в медицине. Галогены в виде различных соединений входят в состав живых тканей. В организме все галогены имеют степень окисления - 1. При этом хлор и бром существуют в виде гидратированных анионов Сl- и Вr-, а фтор и иод входят в состав нерастворимых в воде биосубстратов:.

Соединения фтора являются компонентами костной ткани, ногтей и зубов. Биологическое действие фтора прежде всего связано с проблемой болезней зубов. Фторид-анион, замещая в гидроксиапатите гидроксид-ион, образует слой защитной эмали из твердого фторапатита:

Фторирование питьевой воды до концентрации фторид-иона 1 мг/л и добавление фторида натрия в зубную пасту значительно снижают кариес зубов у населения. В то же время при концентрации фторид-аниона в питьевой воде выше 1,2 мг/л повышается хрупкость костей, зубной эмали и появляется общее истощение организма, называемое флуорозом.

Хлорид-анионы обеспечивают ионные потоки через клеточные мембраны, участвуют в поддержании осмотического гомеостаза, создают благоприятную среду для действия и активации протолитических ферментов желудочного сока.

Бромид-анионы в организме человека локализуются преимущественно в гипофизе и других железах внутренней секреции. Установлено наличие динамической связи между содержанием в организме бромид- и хлорид-анионов. Так, повышенное содержание в крови бромид-анионов способствует быстрому выделению почками хлорид-анионов. Бромиды локализуются в основном в межклеточной жидкости. Они усиливают тормозные процессы в нейронах коры головного мозга, в связи с чем бромиды калия, натрия и бромкамфора применяются в фармакологии.

Иод и его соединения влияют на синтез белков, жиров и гормонов. Больше половины количества иода находится в щитовидной железе в связанном состоянии в виде тиреоидных гормонов. При недостаточном поступлении иода в организм развивается эндемический зоб. С целью профилактики этого заболевания к поваренной соли добавляют NaI или KI (1-2 г на 1 кг NaCl). Таким образом, все галогены необходимы для нормального функционирования живых организмов.

Глава 13

Физические свойства галогенов

При обычных условиях F2 и С12-газы, Вr2-жидкость, I2 и At2- твердые вещества. В твердом состоянии галогены образуют молекулярные кристаллы. Жидкие галогены-диэлектрики. Все галогены, кроме фтора, растворяются в воде; йод растворяется хуже, чем хлор и бром, зато хорошо растворимы в спирте.

Химические свойства галогенов

Все галогены проявляют высокую окислительную активность, которая уменьшается при переходе от фтора к астату. Фтор - самый активный из галогенов, реагирует со всеми металлами без исключения, многие из них в атмосфере фтора самовоспламеняются, выделяя большое количество теплоты, например:

2Al + 3F2 = 2AlF3 + 2989 кДж,

2Fe + 3F2 = 2FeF3 + 1974 кДж.

Без нагревания фтор реагирует и со многими неметаллами (H2, S, С, Si, Р) - все реакции при этом сильно экзотермические, например:

Н2 + F2 = 2HF + 547 кДж,

Si + 2F2 = SiF4(г) + 1615 кДж.

При нагревании фтор окисляет все другие галогены по схеме

Hal2 + F2 = 2НalF

где Hal = Cl, Br, I, At, причем в соединениях HalF степени окисления хлора, брома, иода и астата равны +1.

Наконец, при облучении фтор реагирует даже с инертными (благородными) газами:

Хе + F2 = XeF2 + 152 кДж.

Взаимодействие фтора со сложными веществами также протекает очень энергично. Так, он окисляет воду, при этом реакция носит взрывной характер:

3F2 + ЗН2О = OF2 + 4HF + Н2О2.

Свободный хлор также очень реакционноспособен, хотя его активность и меньше, чем у фтора. Он непосредственно реагирует со всеми простыми веществами, за исключением кислорода, азота и благородных газов. Для сравнения приведем уравнения реакций хлора с теми же простыми веществами, что и для фтора:

2Al + 3Cl2 = 2AlCl3(кр) + 1405 кДж,

2Fe + ЗCl2 = 2FeCl3(кр) + 804 кДж,

Si + 2Cl2 = SiCl4(Ж) + 662 кДж,

Н2 + Cl2 = 2HCl(г)+185кДж.

Особый интерес представляет реакция с водородом. Так, при комнатной температуре, без освещения хлор практически не реагирует с водородом, тогда как при нагревании или при освещении (например, на прямом солнечном свету) эта реакция протекает со взрывом по приведенному ниже цепному механизму:

Cl2 + hν → 2Cl,

Cl + Н2 → HCl + Н,

Н + Cl2 → HCl + Cl,

Cl + Н2 → HCl + Н и т. д.

Возбуждение этой реакции происходит под действием фотонов (hν), которые вызывают диссоциацию молекул Cl2 на атомы - при этом возникает цепь последовательных реакций, в каждой из которых появляется частица, инициирующая начало последующей стадии.

Реакция между Н2 и Cl2 послужила одним из первых объектов исследования цепных фотохимических реакций. Наибольший вклад в развитие представлений о цепных реакциях внёс русский учёный, лауреат Нобелевской премии (1956 год) Н. Н. Семёнов.

Хлор вступает в реакцию со многими сложными веществами, например замещения и присоединения с углеводородами:

СН3-СН3 + Cl2 → СН3-СН2Cl + HCl,

СН2=СН2 + Cl2 → СН2Cl - СН2Cl.

Хлор способен при нагревании вытеснять бром или иод из их соединений с водородом или металлами:

Cl2 + 2HBr = 2HCl + Br2,

Cl2 + 2HI = 2HCl + I2,

Cl2 + 2KBr = 2KCl + Br2,

а также обратимо реагирует с водой:

Cl2 + Н2О = HCl + HClO - 25 кДж.

Хлор, растворяясь в воде и частично реагируя с ней, как это показано выше, образует равновесную смесь веществ, называемую хлорной водой.

Хлор может таким же образом реагировать (диспропорционировать) со щелочами:

Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + Н2О (на холоде),

3Cl2 + 6КОН = 5KCl + KClO3 + 3Н2О (при нагревании).

Химическая активность брома меньше, чем у фтора и хлора, но все же достаточно велика в связи с тем, что бром обычно используют в жидком состоянии и поэтому его исходные концентрации при прочих равных условиях больше, чем у хлора.

Для примера приведем реакции взаимодействия брома с кремнием и водородом:

Si + 2Br2 = SiBr4(ж) + 433 кДж,

Н2 + Br2 = 2HBr(г) + 73 кДж.

Иод существенно отличается по химической активности от остальных галогенов. Он не реагирует с большинством неметаллов, а с металлами медленно реагирует только при нагревании. Взаимодействие же иода с водородом происходит только при сильном нагревании, реакция является эндотермической и сильно обратимой:

Н2 + I2 = 2HI - 53 кДж.

Астат ещё менее реакционноспособен, чем иод. Но и он реагирует с металлами (например с литием):

2Li + At2 = 2LiAt - астатид лития.

Таким образом, химическая активность галогенов последовательно уменьшается от фтора к астату. Каждый галоген в ряду F - At может вытеснять последующий из его соединений с водородом или металлами.

Цинк - элемент побочной подгруппы второй группы, четвёртого периода периодической системы, с атомным номером 30. Цинк - хрупкий переходный металл голубовато-белого цвета (тускнеет на воздухе, покрываясь тонким слоем оксида цинка).

В природе. Цинк в природе как самородный металл не встречается. Из 27 минералов цинка практически важным являются цинковая обманка ZnS и цинковый шпат ZnCO3.

Получение. Цинк добывают из полиметаллических руд, содержащих Zn в виде сульфида. Руды обогащают, получая цинковые концентраты и одновременно свинцовые и медные концентраты. Цинковые концентраты обжигают в печах, переводя сульфид цинка в оксид ZnO:

2ZnS + 3O2 = 2ZnO = 2SO2

Чистый цинк из оксида ZnO получают двумя способами. По пирометаллургическому способу, существующему издавна, обожженный концентрат подвергают спеканию для придания зернистости и газопроницаемости, а затем восстанавливают углем или коксом при 1200-1300 °C: ZnO + С = Zn + CO.

Основной способ получения цинка - электролитический (гидрометаллургический). Обожженные концентраты обрабатывают серной кислотой; получаемый сульфатный раствор очищают от примесей (осаждением их цинковой пылью) и подвергают электролизу в ваннах, плотно выложенных внутри свинцом или винипластом. Цинк осаждается на алюминиевых катодах.

Физические свойства . В чистом виде - пластичный серебристо-белый металл. При комнатной температуре хрупок, при 100-150 °C цинк пластичен. Температура плавления = 419,6 °C, температура кипения= 906,2 °C.

Химические свойства. Типичный пример металла, образующего амфотерные соединения. Амфотерными являются соединения цинка ZnO и Zn(OH)2. Стандартный электродный потенциал −0,76 В, в ряду стандартных потенциалов расположен до железа.

На воздухе цинк покрывается тонкой пленкой оксида ZnO. При сильном нагревании сгорает с образованием амфотерного белого оксида ZnO:

Оксид цинка реагирует как с растворами кислот:

так и щелочами:

Цинк обычной чистоты активно реагирует с растворами кислот:

и растворами щелочей:

образуя гидроксоцинкаты. С растворами кислот и щелочей очень чистый цинк не реагирует. Взаимодействие начинается при добавлении нескольких капель раствора сульфата меди CuSO4.

При нагревании цинк реагирует с галогенами с образованием галогенидов ZnHal2. С фосфором цинк образует фосфиды Zn3P2 и ZnP2. С серой и её аналогами - селеном и теллуром - различные халькогениды, ZnS, ZnSe, ZnSe2 и ZnTe.

С водородом, азотом, углеродом, кремнием и бором цинк непосредственно не реагирует. Нитрид Zn3N2 получают реакцией цинка с аммиаком при 550-600 °C.

В водных растворах ионы цинка Zn2+ образуют аквакомплексы 2+ и 2+.

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.

При обычных условиях F 2 и Сl 2 -газы, Вr 2 - жидкость, I 2 и At твердые вещества. Интенсивность цвета также различна: с увеличением атомного радиуса, а также массы ядра, цвет становится темнее (фтор бледно-желтый, хлор - желтый, бром - темно-красно-коричневый, а астат темно-фиолетовый).

В твердом состоянии галогены имеют кристаллическое строение. Жидкие галогены хорошо проводят электрический ток.

Растворимость галогенов в воде.

F 2 - не растворим;
Cl 2 - растворим;
Br 2 - растворим;
I 2 - малорастворим (т.к. большой по массе и имеют кристаллическое строение).

Характеристикой галогенов является их окислительная способность.

Самый сильный окислитель (по шкале Полинга) - это F 2 , который реагирует со всеми химическими элементами.

Реакционная способность галогенов падает с увеличением радиуса атома. Поэтому I 2 может выступать в качестве восстановителя.

Соединения с водородом носят название - галогенводороды (хлороводород, иодоводород, фтороводород), которые являются сильными кислотами (за исключением плавиковой кислоты - она средней силы).

Все галогены (кроме фтора) образуют неустойчивые кислородсодержащие кислоты, где Х - F, Cl, Br, I :

НХ -1 О,
НХ -3 О 2,
НХ -5 О 3,
НХ -7 О 4.

Степень окисления возрастает, кислотные свойства увеличиваются, окислительная способность падает.

Фтор вытесняет хлор из его соединений с более электроположительными элементами, хлор вытесняет бром, а бром - йод:

F 2 + 2НCl → 2НF + Cl 2,

С другой стороны, йод вытесняет бром и хлор из кислородсодержащих кислот и их солей, в которых галогены заряжены положительно:

I 2 + 2НСIO 3 → 2НIO 3 + Сl 2,

Галогены реагируют со большим количеством органических соединений: в реакциях замещения, присоединения по кратной связи и т.д. Многие углеводороды горят или взрываются в атмосфере F 2 .

В свободном виде не существуют в природе, а в качестве составляющих компонентов повсеместно распространены в многочисленных природных минералах, присутствуют в соленой воде. Все галогены имеют ядовитые пары (ядовитые газы «Зоман», «Зарин») и могут нанести непоправимый вред здоровью, но в то же время обладают бактерицидным действием.

At, открытый в 1940 г.
Электронные конфигурации галогенов: F - 1s 2 2s 2 2p 5 ; Cl - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 ; Br - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 5 ; I - 1s 2 s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 10 5s 2 5p 5 .

Распределение электронов по энергетическим уровням галогенов в зависимости от заряда ядра Таблица 11

Галоген

Атомный вес

Заряд ядра

Число электронов

Величина атомного радиуса,Å

18,98

35,45

79,90

126,90

0,71

0,99

1,14

1,33

Распределение по орбиталям электронов внешнего электронного слоя у всех галогенов однотипное

Имеют много общего в строении атомов и молекул. У них завершается застройка р -оболочки внешнего слоя, поэтому все они принадлежат к числу р-элементов. Внешнему электронному слою атомов галогенов недостает до завершения одного электрона, поэтому электроотрицательность у этих элементов выражена ярко и в окислительно-восстановительных реакциях они ведут себя в основном как окислители.
Молекулы галогенов состоят из д вух атомов (F2, Сl2, Вr2, l2), соединенных между собой посредством ковалентной неполярной связи. Между атомами в молекулах галогенов возникает одна общая электронная пара. Это свидетельствует о том, что в простых веществах данные элементы одновалентны. Кристаллическая решетка галогенов молекулярного типа.
Атомы разных галогенов различаются числом электронных слоев, в связи с чем радиусы атомов галогенов различны (табл. 11). С возрастанием зарядов ядер радиусы атомов увеличиваются, что ведет к постепенному уменьшению величины электроотрицательности от фтора к иоду и снижению неметалличности свойств. Наиболее ярко выраженным неметаллом среди галогенов является фтор, наименее ярким - .

■ 1. Как меняется величина атомного радиуса в зависимости от возрастания заряда ядра атома?
2. Какого типа в молекулах галогенов?
3. Какого типа кристаллическая решетка у галогенов?
4. Какова галогенов в свободном состоянии?
5. Почему при образовании молекулы галогена между атомами возникает лишь одна электронная пара?
6. Как меняется величина электроотрицательности с возрастанием радиусов атомов?

Физические свойства галогенов

Все свойства галогенов, как физические, так и химические, зависят от строения атомов элементов. Эти свойства различных галогенов во многом сходны, но в же время каждому галогену присущ ряд особенностей.
Фтор - газ светло-зеленого цвета, отличающийся чрезвычайно ядовитыми свойствами. Температура кипения фтора -188°, температура затвердевания -218°. Плотность 1,11 г/смъ.
- газ желто-зеленого цвета. Он также ядовит, имеет резкий, удушливый, неприятный запах. Хлор тяжелее воздуха, сравнительно хорошо растворяется в воде (на 1 объем воды 2 объема хлора), образуя хлорную воду; Cl2agi при температуре- 34° превращается в жидкость, а при- 101° затвердевает. Плотность 1,568 г/см3..
-единственный жидкий неметалл. Это вещество красно-бурого цвета, тяжелое, летучее. Сосуд, в котором находится бром, всегда окрашен его парами в красно-бурый цвет.
Бром имеет тяжелый неприятный запах («бром» в переводе на русский язык значит «зловонный»). В воде растворяется плохо, образуя бромную воду Br2aq. Гораздо лучше бром растворяется в органических растворителях - бензоле, толуоле, хлороформе.
Если к бромной воде прилить небольшое количество бензола и хорошенько взболтать, после расслаивания жидкостей можно заметить, как окраска бромной воды исчезает, а собравшийся наверху бензол окрашивается растворенным бромом в ярко-оранжевый цвет. Это объясняется тем, что бензол извлек из воды бром вследствие его лучшей растворимости в бензоле.
Хранят бром в склянках с притертыми пробками и притертыми колпаками. Резиновые пробки для работы с бромом, как и для работы с хлором, неприменимы, так-как они быстро разъедаются. Бром намного тяжелее воды (плотность 3,12 г/см 3). Температура кипения брома 63°, температура затвердевания -7,3°.
- вещество кристаллическое, темно-серого цвета, в парах - фиолетового. Плотность йода 4,93 г/см3, температура плавления 113°, температура кипения 184°. Довести до плавления, а тем более до кипения при обычных условиях не удается, так как уже при слабом нагревании он из твердого состояния сразу переходит в пар -возгоняется. Переход из твердого состояния в газообразное, минуя жидкое, и обратно называется возгонкой. Это свойство характерно не только для йода, но и для некоторых других веществ. Его удобно использовать для очистки веществ от примесей.
Иод плохо растворяется в воде. Окраска йодной воды I2aq всегда светло-желтая. Но зато он прекрасно растворяется в спирте. Этим пользуются для приготовления 5-10% раствора иода в спирте, называемого йодной настойкой. Иод растворяется также в бензоле, толуоле, эфире, сероуглероде и других органических растворителях. Интересно, что иод очень хорошо растворяется в растворе собственных солей, например в йодистом калии. Этот раствор, называемый раствором Люголя, широко применяется в клинических лабораториях.
Если в йодную воду I2aq добавить немного бензола, при встряхивании на поверхности также образуется окрашенное бензольное кольцо, но только малинового цвета.

■ 7. Как меняется интенсивность окраски галогенов с возрастанием зарядов ядер?
8. Какое название имеют растворы хлора, брома и иода в воде?
9. Как меняется плотность галогенов с возрастанием зарядов ядер?

10. Составьте и заполните таблицу «Физические свойства галогенов» по следующему образцу:
11. Как объяснить с точки зрения строения кристаллической решетки низкие температуры плавления и кипения галогенов?
12. Какова относительная плотность фтора и хлора по воздуху и водороду? Если вы не знаете, что такое относительная плотность газов, как она определяется и как ею пользоваться при расчетах, обратитесь к приложению II, стр. 387. После этого вы сможете ответить на вопрос.
13. Какой объем займут 20 кг хлора при нормальных условиях? Если вы забыли, как вычислять объем газа при нормальных условиях, обратитесь к .

Физиологическое действие галогенов

Все ядовиты по своему физиологическому действию. Особенно ядовит фтор: при вдыхании в небольших количествах он вызывает отек легких, в больших - разрушение легочной ткани и смерть.
Хлор - также вещество очень ядовитое, хотя в несколько меньшей степени. Во время первой мировой войны он применялся как боевое отравляющее вещество, потому что он тяжелее воздуха и хорошо удерживается над поверхностью земли, особенно при безветренной погоде. Предельно допустимая концентрация свободного хлора в воздухе 0,001 мг/л.
Хроническое отравление хлором вызывает изменение цвета лица, легочные и бронхиальные заболевания. При отравлениях хлором в качестве противоядия нужно применять смесь паров спирта с эфиром, а также водяных паров с примесью нашатырного спирта, причем предварительно обязательно вынести пострадавшего на свежий воздух.
В небольших же количествах хлор может излечивать заболевания верхних дыхательных путей, так как губительно действует на бактерии. Благодаря дезинфицирующему действию хлор применяется для обеззараживания водопроводной воды.
Пары брома вызывают удушье. Ядовит и жидкий бром, причиняющий при попадании на кожу сильные ожоги. Переливать бром из одного сосуда в другой рекомендуется в резиновых перчатках и под тягой.
При попадании на кожу бром следует смывать органическим растворителем - бензолом или четыреххлористым углеродом, протирая пораженное место ватой, смоченной этими растворителями. При смывании брома водой нередко ожога избежать не удается.

Иод наименее ядовит из всех галогенов. Вдыхание паров иода при его нагревании может вызвать отравление, но работать с парообразным иодом приходится редко, например при очистке его возгонкой. Кристаллический иод руками брать не следует, так как при попадании на кожу он вызывает появление характерных желтых пятен. Все работы с галогенами следует производить в вытяжном шкафу.
Вместе с тем галогены являются жизненно важными элементами. Хлор в виде поваренной соли постоянно применяется в пищу, а также входит в состав зеленого растений - хлорофилла. Недостаток соединений фтора в питьевой воде вызывает разрушение зубов. Иод необходим всем живым организмам, как растительным, так и животным. Он участвует в регулировании обмена веществ. В организме человека иод сосредоточен главным образом в щитовидной железе и участвует в образовании ее гормона. Недостаток иода вызывает болезненные изменения щитовидной железы. Для предотвращения заболевания в пищу в очень небольших количествах добавляют иод, разводя несколько капель йодной настойки на стакан воды, но чаще в виде иодида натрия и иодида калия.

Запишите в тетрадь меры техники безопасности в работе с галогенами и первой помощи при отравлениях.

Химические свойства галогенов

По характеру химических свойств, как отмечено выше, все галогены являются типичными неметаллами, обладающими значительной электроотрицательностью. Наиболее электроотрицательным элементом, обладающим наибольшей неметаллической активностью, является фтор, наименее активен иод.

Рис. 21. Горение водорода в хлоре. 1- хлор 2-

Взаимодействие галогенов с простыми веществами. Проследить уменьшение химической активности от фтора к хлору можно на примерах разных реакций. Особенно интересно взаимодействие разных галогенов с водородом. Условия реакций у них при этом разные.
Так, фтор реагирует с водородом со вз рывом даже в темноте. При этом образуется фтористый по уравнению.
H2 + F2 = 2HF

Фтористый является наиболее прочным соединением среди галогеноводородов.
Взаимодействие хлора с водородом происходит со взрывом только на свету:
Сl2+ Н2 = 2НСl
Если же поджечь струю водорода в атмосфере хлора, то он будет сгорать спокойно бесцветным пламенем (рис. 21).

С водородом бром образует бромистый водород.
Вr2 + Н2 = 2НВг
Процесс идет при слабом нагревании.
Иод с водородом реагирует только при нагревании с образованием йодистого водорода:
Н2 + I2 = 2НI
Однако это соединение весьма неустойчивое и легко распадается с образованием водорода и иода. Во всех этих случаях галогены ведут себя как окислители. Галогено-водороды при растворении в воде образуют кислоты.

Окислительные свойства галогены проявляют и при взаимодействии с металлами, которое протекает обычно очень активно.
Фтор реагирует практически почти со всеми металлами. Легко проследить взаимодействие х л о р а с металлами. Многие в хлоре горят, например самовоспламеняется (рис. 22). Другие реагируют с хлором при нагревании, например (рис. 23).
2Na + Сl2 = 2NaCl
Если могут иметь различную степень окисления, то при реакции с хлором они обычно проявляют высшую.

Рис. 22.

Например.
2Fe + 3Сl2 = 2FeCl3

Сu + Сl2 = СuСl2

Здесь в реакции с хлором проявляет степень окисления, равную +3 - Fe +3 , а равную +2- Cu +2 . Во всех приведенных случаях хлор ведет себя как .

Вам могут быть интересны следующие материалы