Меню

Перечень и общая характеристика галогенов



Галогены

Галогены (греч. hals — соль + genes — рождающий) — химические элементы VIIa группы: F, Cl, Br, I, At. Реагируют с большинством других элементов и органических соединений.

Галогены широко распространены в природе. Их химическая активность падает от фтора к астату.

Хлор

Общая характеристика элементов VIIa группы

От F к At (сверху вниз в периодической таблице) происходит увеличение: атомного радиуса, металлических, основных, восстановительных свойств. Уменьшается электроотрицательность, энергия ионизация, сродство к электрону.

Все галогены относятся к неметаллам, являются сильными окислителями.

Галогены

Электронные конфигурации у данных элементов схожи, так как они находятся в одной группе (главной подгруппе!), общая формула ns 2 np 5 :

  • F — 2s 2 2p 5
  • Cl — 3s 2 3p 5
  • Br — 4s 2 4p 5
  • I — 5s 2 5p 5
  • At — 6s 2 6p 5

Для галогенов характерны нечетные степени окисления: -1, +1, +3, +5, +7. Это связано с электронной конфигурацией атомов в возбужденном состоянии.

Основное и возбужденное состояние атома хлора

Природные соединения
  • NaCl — галит (каменная соль)
  • CaF2 — флюорит, плавиковый шпат
  • NaCl*KCl — сильвинит
  • 3Ca3(PO4)2*CaF2 — фторапатит
  • MgCl2*6H2O — бишофит
  • KCl*MgCl2*6H2O — карналлит

Галит, флюорит, сильвинит и карналлит

Простые вещества — F2, Cl2, Br2, I2

Галогены в чистом виде можно получить путем электролиза водных растворов и расплавов их солей. Например, хлор в промышленности получают электролизом водного раствора хлорида натрия.

Электролизом расплава гидрофторида калия KHF2 в безводной плавиковой кислоте — HF — был впервые получен фтор.

Более активные галогены способны вытеснять менее активные. Активность галогенов убывает: F → Cl → Br → I.

Йод

В лабораторных условиях галогены могут быть получены следующими реакциями.

    Реакции с металлами

Для галогенов характерна высокая реакционная способность. Фтор реагирует со всеми металлами без исключения, некоторые из них в атмосфере фтора самовоспламеняются.

Реакции с неметаллами

Хлор, как и фтор, химически весьма активен. Не реагирует только с кислородом, азотом и благородными газами.

Горение водорода в хлоре

F2 + H2 → HF (в темноте со взрывом)

Галогены вступают в реакцию друг с другом. Чтобы определить степени окисления в получающихся соединениях, вспомните электроотрицательность 😉

Br2 + F2 → BrF (фтор более электроотрицателен, чем бром — F — )

Br2 + I2 → IBr3 (бром более электроотрицателен, чем йод — Br — )

Реакции с водой

Реакция фтора с водой протекает очень энергично, носит взрывной характер.

Хлор реагирует с водой обратимо, образуя хлорную воду — смесь хлорноватистой и соляной кислоты. Бром вступает в те же реакции, что и хлор.

Бром

Замечу, что активность йода существенно ниже, чем у остальных галогенов. С неметаллами йод почти не реагирует, а с металлами — только при нагревании.

Реакции с щелочами

Cl2 + NaOH → NaCl + NaClO + H2O

Галогены способны вытеснять друг друга из солей. Более активные вытесняют менее активные.

KBr + I2 ⇸ (реакция не идет, так как йод менее активен, чем бром)

Галогеноводороды

Соединения, образованные из галогенов и водорода. К галогеноводородам относятся следующие вещества:

  • HF — фтороводород (газ), фтороводородная (плавиковая) кислота (жидкость)
  • HCl — хлороводород (газ), соляная кислота (жидкость)
  • HBr — бромоводород, бромоводородная кислота
  • HI — йодоводород, йодоводородная кислота
  • HAt — астатоводород, астатоводородная кислота

При н.у. HCl, HBr, HI — газы, хорошо растворимые в воде.

В промышленности применяют получение прямым методом: реакцией водорода с галогенами.

В лабораторных условиях галогеноводороды можно получить в реакциях обмена между галогенсодержащими солями и сильными кислотами.

HF — является слабой кислотой, HCl, HBr, HI — сильные кислоты. Металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода, способны вытеснить водород из кислоты.

Цинк и соляная кислота

Галогеноводороды реагируют с основными, амфотерными оксидами и основаниями с образованием соответствующих солей.

KOH + HCl → KCl + H2O (реакция нейтрализации)

Реакция нейтрализации

Реакции протекают в тех случаях, если в результате выпадает осадок, выделяется газ или образуется слабый электролит (вода).

В некоторых реакциях проявляют себя как сильные восстановители, особенно HI.

Йодоводород

В целом взаимодействие галогеноводородов с оксидами неметаллов нехарактерно. В этой связи важно выделить реакцию SiO2 с плавиковой кислотой.

© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2021

Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

Источник

Таблица менделеева название галогенов

Галогены

— Fluorum (F), атомный номер 9, высокотоксичный бледно — желтый газ;

— степени окисления фтора: -1, 0;

— самый электроотрицательный Неметалл, реагирует со всеми элементами ПСЭ, кроме аргона, гелия и неона;

— природный фторосодержащий минерал — флюорит;

Галогены

— впервые описан в 1810 году, однако, выделен в чистом виде Анри Муассаном в 1886 году;

— небольшие количества необходимы для укрепления зубной эмали (образование фторапатита делает эмаль более устойчивой к атаке, из кислот, продуцируемых бактериальной ферментацией сахаров);

— среди растений и микроорганизмов обнаружены фтороорганики — наиболее распространенным является фторацетат, используемый в качестве защиты у более чем 40 растений Африки, Австралии, Бразилии.

— Chlorine (Cl), атомный номер 17, токсичный желто — зеленый газ;

— степени окисления хлора: -1, 0, +1, +3, +4, +5, +6, +7;

— чрезвычайно реактивный элемент, обладает наивысшей электронной аффинностью (сродство к электрону);

— является ядовитым газом, который поражает дыхательную систему, глаза, кожу;

— при вдыхании (концентрация > 30 ppm) хлор способен взаимодействовать с водой и клеточной жидкостью, образуя при этом соляную кислоту и хлористоводородную кислоту;

— наиболее распространенное соединение хлора — поваренная соль (хлорид натрия, NaCl), известно еще с давних времен;

Карл Вильгельм Шееле описал хлор в 1774 году, предполагая, что он является оксидом нового элемента, а в 1810 году его «чистое» происхождение доказал Хемфри Дэви;

— высокий окислительный потенциал хлора привел к разработке отбеливателей и дезинфицирующих средств, а также для производства поливинилхлорида (ПВХ), и других промежуточных продуктов для производства пластмасс;

— анион Cl — является важной составной частью обменных процессов в живых клетках, хлор необходим для получения соляной кислоты в желудке, снижение хлоридов в крови может привести к дегидратации головного мозга (отек головного мозга).

— Bromium (Br), атомный номер 35, при обычных условиях является дымящей красно — коричневой жидкостью, легко испаряющейся в виде газа аналогичного цвета;

— степени окисления брома: -1, 0, +1, +3, +5, +7;

— был выделен сразу двумя учеными — Карлом Якобом Левигом (1825) и Антуаном Жеромом Баларом (1826);

— название «бром» было выбрано не случайно — он источает сильный резкий неприятный запах, а с древнегреческого «βρῶμος» — вонючий;

— бром является достаточно реакционным Неметаллом, который в природе встречается в виде бесцветных растворимых галогенидных солях, схожих с поваренной солью (большое количество его растворимых солей находятся в мировом океане);

— соединения брома используются в скважинных буровых растворах, в фотопленке, в качестве промежуточного продукта при производстве органических веществ;

— большие количества солей брома токсичны, вызывая бромизм, несмотря на это, бром является важным микроэлементом для обменных процессов в организме человека;

— бром способен оказывать ингибирующее и угнетающее действие на ЦНС (центральную нервную систему), до сих пор его используют в качестве противоэпилептических средств;

— морские организмы являются основным источником органоброминовых соединений, на данный момент таких соединений идентифицировано более 1600, наиболее распространенным из них является бромистый метил (CH3Br). Данные бромсодержащие вещества синтезируются под воздействием уникального фермента водорослей — ванадий — бромопероксидазы.

— Iodine (I), атомный номер 53, самый тяжелый из стабильных галогенов, в обычных условиях выглядит как блестящее, пурпурно — черное неметаллическое вещество, плавится при температуре 114 С с образованием темно — фиолетовой жидкости (при этом легко начинает испаряться);

— степени окисления йода: -1, 0, +1, +3, +5, +7;

— йод был открыт в 1811 году Бернаром Куртуа, а в 1813 году получил свое название от «ἰώδης » — «фиолетовый» благодаря Жозефу Луи Гей — Люссаку;

— в организме человека йод играет важную роль в синтезе гормонов щитовидной железы (тироксин (Т4), трийодтиронин(Т3)).

Источник

Таблица менделеева название галогенов

Галогены

— Fluorum (F), атомный номер 9, высокотоксичный бледно — желтый газ;

— степени окисления фтора: -1, 0;

— самый электроотрицательный Неметалл, реагирует со всеми элементами ПСЭ, кроме аргона, гелия и неона;

— природный фторосодержащий минерал — флюорит;

Галогены

— впервые описан в 1810 году, однако, выделен в чистом виде Анри Муассаном в 1886 году;

— небольшие количества необходимы для укрепления зубной эмали (образование фторапатита делает эмаль более устойчивой к атаке, из кислот, продуцируемых бактериальной ферментацией сахаров);

— среди растений и микроорганизмов обнаружены фтороорганики — наиболее распространенным является фторацетат, используемый в качестве защиты у более чем 40 растений Африки, Австралии, Бразилии.

— Chlorine (Cl), атомный номер 17, токсичный желто — зеленый газ;

— степени окисления хлора: -1, 0, +1, +3, +4, +5, +6, +7;

— чрезвычайно реактивный элемент, обладает наивысшей электронной аффинностью (сродство к электрону);

— является ядовитым газом, который поражает дыхательную систему, глаза, кожу;

— при вдыхании (концентрация > 30 ppm) хлор способен взаимодействовать с водой и клеточной жидкостью, образуя при этом соляную кислоту и хлористоводородную кислоту;

— наиболее распространенное соединение хлора — поваренная соль (хлорид натрия, NaCl), известно еще с давних времен;

Карл Вильгельм Шееле описал хлор в 1774 году, предполагая, что он является оксидом нового элемента, а в 1810 году его «чистое» происхождение доказал Хемфри Дэви;

Читайте также:  Размеры Фаберлик женские мужские и детские таблицы

— высокий окислительный потенциал хлора привел к разработке отбеливателей и дезинфицирующих средств, а также для производства поливинилхлорида (ПВХ), и других промежуточных продуктов для производства пластмасс;

— анион Cl — является важной составной частью обменных процессов в живых клетках, хлор необходим для получения соляной кислоты в желудке, снижение хлоридов в крови может привести к дегидратации головного мозга (отек головного мозга).

— Bromium (Br), атомный номер 35, при обычных условиях является дымящей красно — коричневой жидкостью, легко испаряющейся в виде газа аналогичного цвета;

— степени окисления брома: -1, 0, +1, +3, +5, +7;

— был выделен сразу двумя учеными — Карлом Якобом Левигом (1825) и Антуаном Жеромом Баларом (1826);

— название «бром» было выбрано не случайно — он источает сильный резкий неприятный запах, а с древнегреческого «βρῶμος» — вонючий;

— бром является достаточно реакционным Неметаллом, который в природе встречается в виде бесцветных растворимых галогенидных солях, схожих с поваренной солью (большое количество его растворимых солей находятся в мировом океане);

— соединения брома используются в скважинных буровых растворах, в фотопленке, в качестве промежуточного продукта при производстве органических веществ;

— большие количества солей брома токсичны, вызывая бромизм, несмотря на это, бром является важным микроэлементом для обменных процессов в организме человека;

— бром способен оказывать ингибирующее и угнетающее действие на ЦНС (центральную нервную систему), до сих пор его используют в качестве противоэпилептических средств;

— морские организмы являются основным источником органоброминовых соединений, на данный момент таких соединений идентифицировано более 1600, наиболее распространенным из них является бромистый метил (CH3Br). Данные бромсодержащие вещества синтезируются под воздействием уникального фермента водорослей — ванадий — бромопероксидазы.

— Iodine (I), атомный номер 53, самый тяжелый из стабильных галогенов, в обычных условиях выглядит как блестящее, пурпурно — черное неметаллическое вещество, плавится при температуре 114 С с образованием темно — фиолетовой жидкости (при этом легко начинает испаряться);

— степени окисления йода: -1, 0, +1, +3, +5, +7;

— йод был открыт в 1811 году Бернаром Куртуа, а в 1813 году получил свое название от «ἰώδης » — «фиолетовый» благодаря Жозефу Луи Гей — Люссаку;

— в организме человека йод играет важную роль в синтезе гормонов щитовидной железы (тироксин (Т4), трийодтиронин(Т3)).

Источник

Галогены — общая характеристика, строение и свойства элементов

Не все знают, что под пугающим названием «галогены» зачастую скрываются распространенные в быту вещества. Не в чистом виде, но все-таки. Отдельными представителями «семейства» ежедневно пользуется каждый человек.

  1. На упаковке любой зубной пасты имеется словосочетание со словом «фтор». Полезен для зубной эмали.
  2. Хлор знаком любой домохозяйке и сотруднику клининговой компании. А уж его запах знают все, кто посещал бассейн или лечебные учреждения России. Не пустой звук для советских школьников. Даже не из курса химии, а из уроков химзащиты в рамках начальной военной подготовки (НВП).
  3. Про «бром» ходили легенды среди военнослужащих СССР. Насколько сведения достоверны – неизвестно.
  4. Темно-коричневая бутылочка с «йодом» – постоянный спутник любителя поиграть с котенком и непоседливого ребенка. Распространенный антисептик.

Что такое галогены

Определяют, как элементы 17-ой группы таблицы Менделеева. Сторонники «старой школы» выразились бы: «главной подгруппы VII группы».

Галогены в периодической системе

Название представляет собой компиляцию греческих слов. Означает приблизительно «солерождающий». Такое определение было дано в XIX веке британским ученым Гэмфри Дэви.

Физические качественные характеристики

Галогены между собой могут сильно отличаться, и они имеют следующие физические свойства:

  1. Фтор (F2) – это газ светло-желтого цвета, имеет резкий и раздражающий запах, а также не подвергается сжатию в обычных температурных условиях. Температура плавления равна -220 °С, а кипения -188 °С.
  2. Хлор (Cl2) представляет собой газ, не сжимающийся при обычной температуре, даже находясь под воздействием давления, имеет удушливый, резкий запах и зелено-желтый окрас. Плавиться начинает при -101 °С, а кипеть при -34 °С.
  3. Бром (Br2) – это летучая и тяжелая жидкость с буро-коричневым цветом и резким зловонным запахом. Плавится при -7 °С, а кипит при 58 °С.
  4. Йод (I2) – это вещество твердого типа имеет тёмно-серый окрас, и ему свойственен металлический блеск, запах довольно резкий. Процесс плавления начинается при достижении 113,5 °С, а кипит при 184,885 °С.
  5. Редкий галоген – это астат (At2), который является твердым веществом и имеет черно-синий цвет с металлическим блеском. Температура плавления соответствует отметке в 244 °С, а кипение начинается после достижения 309 °С.

Перечень и общая характеристика галогенов

С первыми четырьмя элементами из списка некоторое знакомство имеется. Надо заметить, что вещества хоть и достаточно распространенные, но в чистом виде в природе не встречаются.

Только в составе соединений.

Галогены

Астат – элемент не просто редкий, а самый редкий из всех встречающихся на планете. Его «запасы» оцениваются в 1 г. Свойства доподлинно не известны. Так как из-за радиоактивности и мизерной «продолжительности жизни» в достаточных количествах выделить не получилось.

Теннессин существует скорее теоретически. На Земле, по крайней мере, не нашли. Рекордное зафиксированное (и признанное) в лаборатории количество – 6 ядер. Включая изотоп.

Зато точно известен общий принцип построения наружного энергетического уровня: ns2np5

. Под «n» понимается период расположения элемента.

Легко заметить, что до «идеальных» инертов не хватает всего-то электрончика. А так хочется. Не удивительно, что так агрессивны.

Периодические свойства в группе галогенов

Физические свойства простых веществ галогенов изменяются с повышением порядкового номера элемента. Для лучшего усвоения и большей наглядности мы предлагаем вам несколько таблиц.

Точки плавления и кипения в группе возрастают по мере роста размера молекулы (F

Таблица 1. Галогены. Физические свойства: точки плавления и кипения

Галоген Т плавления (˚C) Т кипения (˚C)
Фтор -220 -188
Хлор -101 -35
Бром -7.2 58.8
Иод 114 184
Астат 302 337
  • Атомный радиус увеличивается.

Размер ядра увеличивается (F Читайте также: Изолирующие материалы электрические

Таблица 3. Галогены. Физические свойства: энергия ионизации

Галоген Энергия ионизации (кДж/моль)
фтор 1681
хлор 1251
бром 1140
йод 1008
астат 890±40
  • Электроотрицательность уменьшается.

физические свойства галогенов кратко

Число валентных электронов в атоме возрастает с увеличением уровней энергии при прогрессивно более низких уровнях. Электроны прогрессивно дальше от ядра; Таким образом, ядро ​​и электроны не как притягиваются друг к другу. Увеличение экранирования наблюдается. Поэтому Электроотрицательность уменьшается с ростом периода (At

Физические свойства

Физические свойства галогенов

Галогены – ярко выраженные неметаллы.

Летучи, с характерно едким «ароматом». Причем для йода (I2) жидкое агрегатное состояние вообще не характерно. При разогреве просто испаряется фиолетовым дымком.

Хлор – настоящее боевое отравляющее вещество. И применялось в таком качестве. Попадая в незащищенные глаза и органы, образует кислоты. С соответствующими последствиями. Для летального исхода достаточно концентрации в воздухе 2 мг/л.

Насыщенность цветов с «утяжелением» ядер возрастает. Активность, напротив, падает.

В воде растворимость ограничена. Лучше ведёт себя с органическими растворителями. Растворы оригинально окрашены: от слабо желтого до фиолетового.

Галогенные оксокислоты

Галогенные оксокислоты представляют собой кислоты с атомами водорода, кислорода и галогена. Их кислотность может быть определена с помощью анализа структуры. Галогенные оксокислоты приведены ниже:

  • Хлорноватистая кислота HOCl.
  • Хлористая кислота HClO2.
  • Хлорноватая кислота HClO3.
  • Хлорная кислота HClO4.
  • Бромноватистая кислота HOBr.
  • Бромноватая кислота HBrO3.
  • Бромная кислота HBrO4.
  • Иодноватистая кислота HOI.
  • Йодноватая кислота HIO3.
  • Метайодная кислота HIO4, H5IO6.

В каждой из этих кислот протон связан с атомом кислорода, поэтому сравнение длин связей протонов здесь бесполезно. Доминирующую роль здесь играет электроотрицательность. Активность кислотны возрастает с увеличением числа атомов кислорода, связанный с центральным атомом.

Химические свойства галогенов

Галогены (Hal) — мощные окислители, а фтор агрессивен настолько, что вступает в реакцию с собратьями. Происходит это при подогреве. Степень окисления «пострадавших» оказывается +1.

Общее уравнение:

Можно сказать, что F реагирует со всеми простыми субстанциями, кроме отдельных благородных газов. А так (с облучением):

Остальные элементы ряда не взаимодействуют с:

  • O;
  • N;
  • С (в модификации алмаза);
  • Pt, Au;
  • Xe, Kr.

С неметаллами

Водород окисляет фтор при любых условиях, со взрывом. Cl с подсветкой УФ или подогревом. Но тоже громко. Остальные только с нагреванием. Но уравнение едино:

С фосфором взаимодействуют совершенно по-разному:

∗ F до получения пентафторида. Единственный, без нагревания:

∗ хлор и бром, в зависимости от концентрации:

∗ йод – недостаточно мощный окислитель:

∗ с серой также не все очевидно. Но только не с фтором. Окисление максимально, но с нагревом:

∗ бром и хлор реагируют нетипично и «неохотно»:

С металлами

Перед фтором ничто не устоит. Даже благородный класс, хоть и с нагревом:

Остальные металлы прочим галогенам по силам. Не без подогрева:

Реакции замещения

Агрессивные вытесняют «тяжелых» соседей по группе:

И с неметаллами не церемонятся:

Хлор, как более активный, ведет себя несколько по-другому:

С водой

Фтор в своем репертуаре. Вода будет пылать синим пламенем и норовить плюнуть плавиковой кислотой:

Хлор с бромом гораздо спокойнее. Да и процессы нестабильны, обратимы:

Йод с водой в видимые взаимодействия не вступает.

С растворами щелочей

И в этом случае фтор проявляется как резкий окислитель:

Остальные ведут себя, как с водой. Но процесс при разных температурах проходит по разным сценариям:

Йод реагирует только по второму варианту.

Читайте также:  Особенности атмосферы планеты Венера

2.3.1. Химические свойства водорода и галогенов.

Неорганическая химия. Водород + галогены

Галогенид образуется, когда галоген реагирует с другим, менее электроотрицательным элементом с образованием бинарного соединения. Водород реагирует с галогенами, образуя галогениды вида НХ:

  • фтороводород HF;
  • хлороводород HCl;
  • бромоводород HBr;
  • иодоводород HI.

Галогениды водорода легко растворяются в воде с образованием галогенводородной (плавиковой, соляной, бромистоводородной, иодистоводородной) кислоты. Свойства этих кислот приведены ниже.

Кислоты образуются следующей реакцией: HX (aq) + H2O (l) → Х- (aq) + H3O+ (aq).

Все галоидоводороды образуют сильные кислоты, за исключением HF.

Кислотность галогеноводородных кислот увеличивается: HF

Плавиковая кислота способна гравировать стекло и некоторые неорганические фториды длительное время.

Может показаться нелогичным, что HF является самой слабой галогенводородной кислотой, так как фтор обладает самой высокой электроотрицательностью. Тем не менее связь Н-F очень сильна, в результате чего кислота очень слабая. Сильная связь определяется короткой длиной связи и большой энергией диссоциации. Из всех галогенидов водорода HF имеет самую короткую длину связи и самую большую энергию диссоциации связи.

Получение

Выделить вещество настолько активное, что норовит прореагировать со всем окружающим, не так просто.

Обычно получают из сложных солей. При интенсивном нагреве (термолиз) провоцируется распад на более простые и нужный газ.

Получение фтора

Или электролизом KF*3HF. Аналогичный метод применяется в промышленности.

Из соляной кислоты. Неприятно и опасно даже в условиях лаборатории:

Индустриально добывают из распространенной поваренной соли при помощи электролиза:

Бром и йод

«На коленке» – из солей. Окислителями, в кислом же окружении:

Химзаводам за сырьем ходить не надо. Морская вода, скважные жидкости. Остатки сожженных океанских/морских водорослей – настоящая йодная руда.

Почему СО фтора всегда -1?

Электроотрицательность увеличивается с ростом периода. Поэтому фтор имеет самую высокую электроотрицательность из всех элементов, что подтверждается его положением в периодической таблице. Его электронная конфигурация 1s2 2s2 2p5. Если фтор получает еще один электрон, крайние р-орбитали полностью заполнены и составляют полный октет. Поскольку фтор имеет высокую электроотрицательность, он может легко отобрать электрон у соседнего атома. Фтор в этом случае изоэлектронен инертному газу (с восемью валентными электронами), все его внешние орбитали заполнены. В таком состоянии фтор гораздо более стабилен.

Применение галогенов

Как уже упоминалось, фтор применяется в лечебных и профилактических средствах. Соединения необходимы для изготовления алюминия.

Применение галогенов

Основная часть производимого хлора используется для синтеза соляной кислоты. Необходим в химической индустрии. Для сельскохозяйственных, бытовых ядохимикатов, чистящих средств, отбеливателей. Для очистителей воды.

Бром и йод применяются для медикаментов и в химической отрасли.

Степень окисления галогенов в соединениях

Степень окисления часто используется вместо понятия «валентность галогенов». Как правило, степень окисления равна -1. Но если галоген связан с кислородом или другим галогеном, он может принимать другие состояния: СО кислорода -2 имеет приоритет. В случае двух различных атомов галогена, соединенных вместе, более электроотрицательный атом превалирует и принимает СО -1.

Например, в хлориде йода (ICl) хлор имеет СО -1, и йод +1. Хлор является более электроотрицательным, чем йод, поэтому его СО равна -1.

В бромной кислоте (HBrO4) кислород обладает СО -8 (-2 х 4 атома = -8). Водород имеет общую степень окисления +1. Сложение этих значений даёт СО -7. Так как конечное СО соединения должно быть нулевым, то СО брома равна +7.

Третьим исключением из правила является степень окисления галогена в элементарной форме (X2), где его СО равна нулю.

Галоген СО в соединениях
фтор -1
хлор -1, +1, +3, +5, +7
бром -1, +1, +3, +4, +5
йод -1, +1, +5, +7
астат -1, +1, +3, +5, +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).

химический галоген

Подводя итоги

Как мы видим, галогены являются очень важной частью периодической таблицы Менделеева, они имеют множество свойств, отличаются между собой по физическим и химическим качествам, атомному строению, степени окисления и способности реагировать с металлами и неметаллами. В промышленности используются разнообразным образом, начиная от добавок в средства личной гигиены и заканчивая синтезом веществ органической химии или отбеливателями. Несмотря на то что одним из лучших способов поддержания и создания света в фаре автомобиля является ксенон, галоген тем не менее ему практически не уступает и также широко используется и имеет свои преимущества.

Теперь вы знаете, что такое галоген. Сканворд с любыми вопросами об этих веществах для вас уже не помеха.

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.

свойства галогенов

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.

Внимание! Токсично!

Ввиду наличия очень высокой реакционной способности галогены по праву называются ядовитыми. Наиболее ярко способность к вступлению в реакции выражена у фтора. Галогены имеют ярко выраженные удушающие свойства и способны поражать ткани при взаимодействии.

Фтор в парах и аэрозолях считается одним из самых потенциально опасных форм галогенов, вредоносных для окружающих живых существ. Это связано с тем, что он слабо воспринимается обонянием и ощущается лишь по достижении большой концентрации.

Источник

Галогены

Question book-4.svg

Галоге́ны (от греч. ἁλός — соль и γένος — рождение, происхождение; иногда употребляется устаревшее название гало́иды) — химические элементы 17-й группы периодической таблицы химических элементов Д.И. Менделеева (по устаревшей классификации — элементы главной подгруппы VII группы) [1] .

Реагируют почти со всеми простыми веществами, кроме некоторых неметаллов. Все галогены — энергичные окислители, поэтому встречаются в природе только в виде соединений. С увеличением порядкового номера химическая активность галогенов уменьшается, химическая активность галогенид-ионов F − , Cl − , Br − , I − , At − уменьшается.

К галогенам относятся фтор F, хлор Cl, бром Br, иод I, астат At, а также (формально) искусственный элемент унунсептий Uus.

Фтор F Хлор Cl Бром Br Иод I
Chlorine2.jpg Bromine vial in acrylic cube.jpg Iod kristall.jpg

Все галогены — неметаллы. На внешнем энергетическом уровне 7 электронов, являются сильными окислителями. При взаимодействии с металлами возникает ионная связь, и образуются соли. Галогены, (кроме F) при взаимодействии с более электроотрицательными элементами, могут проявлять и восстановительные свойства вплоть до высшей степени окисления +7.

Содержание

Распространённость элементов и получение простых веществ

Как уже было сказано выше, галогены имеют высокую реакционную способность, поэтому встречаются в природе обычно в виде соединений.

Их распространённость в земной коре уменьшается при увеличении атомного радиуса от фтора к иоду. Количество астата в земной коре измеряется граммами, а унунсептий в природе отсутствует. Фтор, хлор, бром и иод производятся в промышленных масштабах, причем хлор производится в гораздо больших количествах.

В природе эти элементы встречаются в основном в виде галогенидов (за исключением иода, который также встречается в виде иодата натрия или калия в месторождениях нитратов щелочных металлов). Поскольку многие хлориды, бромиды и иодиды растворимы в воде, то эти анионы присутствуют в океане и природных рассолах. Основным источником фтора является фторид кальция, который очень малорастворим и находится в осадочных породах (как флюорит CaF2).

Основным способом получения простых веществ является окисление галогенидов. Высокие положительные стандартные электродные потенциалы Eo(F2/F − ) = +2,87 В и Eo(Cl2/Cl − ) = +1,36 В показывают, что окислить ионы F − и Cl − можно только сильными окислителями. В промышленности применяется только электролитическое окисление. При получении фтора нельзя использовать водный раствор, поскольку вода окисляется при значительно более низком потенциале (+1,32 В) и образующийся фтор стал бы быстро реагировать с водой. Впервые фтор был получен в 1886 г. французским химиком Анри Муассаном при электролизе раствора гидрофторида калия KHF2 в безводной плавиковой кислоте.

В промышленности хлор в основном получают электролизом водного раствора хлорида натрия в специальных электролизёрах. При этом протекают следующие реакции:

полуреакция на аноде: \mbox<2Cl data-lazy-src=

Окисление воды на аноде подавляется использованием такого материала электрода, который имеет более высокое перенапряжение по отношению к O2, чем к Cl2 (таким материалом оказался катодное и анодное пространства разделены полимерной ионообменной мембраной. Мембрана позволяет катионам Na + переходить из анодного пространства в катодное. Переход катионов поддерживает электронейтральность в обеих частях электролизёра, так как в течение электролиза отрицательные ионы удаляются от анода (превращение 2Cl − в Cl2) и накапливаются у катода (образование OH − ). Перемещение OH − в противоположную сторону могло бы тоже поддерживать электронейтральность, но ион OH − реагировал бы с Cl2 и сводил на нет весь результат.

Бром получают химическим окислением бромид-иона, находящегося в морской воде. Подобный процесс используется и для получения иода из природных рассолов, богатых I − . В качестве окислителя в обоих случаях используют хлор, обладающий более сильными окислительными свойствами, а образующиеся Br2 и I2 удаляются из раствора потоком воздуха.

Физические свойства галогенов

Фтор является трудносжижаемым, а хлор легкосжижаемым газом с удушливым резким запахом. Энергия связи галогенов сверху вниз по ряду изменяется не равномерно. Фтор имеет аномально низкую энергию связи (151 кДж/моль) , это объясняется тем, что фтор не имеет d -подуровня и не способен образовывать полуторные связи, в отличие от остальных галогенов (Cl2 243, Br2 199, I2 150,7, At2 117 кДж/моль ). От хлора к астату энергия связи постепенно ослабевает, что связано с увеличением атомного радиуса. Аналогичные аномалии имеют и температуры кипения (плавления):

Простое вещество Температура плавления, °C Температура кипения, °C
F2 −220 −188
Cl2 −101 −34
Br2 −7 58
I2 113,5 184,885
At2 244 309 [2]

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:

При нагревании фтор окисляет все другие галогены по схеме

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:

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

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:

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

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.

Заметим также, что хлор в левой части последнего уравнения имеет степень окисления 0. В результате реакции у одних атомов хлора степень окисления стала −1 (в HCl), у других +1 (в хлорноватистой кислоте HOCl). Такая реакция — пример реакции самоокисления-самовосстановления, или диспропорционирования.

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.

Являясь более «мягким» реагентом, бром находит широкое применение в органической химии.

Отметим, что бром, так же, как и хлор, растворяется в воде, и, частично реагируя с ней, образует так называемую «бромную воду», тогда как иод практически в воде не растворим и не способен её окислять даже при нагревании; по этой причине не существует «иодной воды». Но иод способен растворяться в растворах иодидов с образованием комплексных анионов:

Образующийся раствор называется раствором Люголя.

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:

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, то есть каждый галоген в виде простого вещества способен окислять галогенид-ион любого из последующих галогенов. Астат ещё менее реакционноспособен, чем иод. Но и он реагирует с металлами (например с литием):

2Li + At2 = 2LiAt — астатид лития.

А при диссоциации образуются не только протоны, но и ионы At + :HAt диссоц. на:2HAt=H + +At — +H — +At + .

Примечания

  1. Таблица Менделеева на сайте ИЮПАК
  2. Редкол.:Кнунянц И. Л. (гл. ред.) Химическая энциклопедия: в 5 т. — Москва: Советская энциклопедия, 1988. — Т. 1. — С. 211. — 623 с. — 100 000 экз.

Wikimedia Foundation . 2010 .

Смотреть что такое «Галогены» в других словарях:

ГАЛОГЕНЫ — ГАЛОГЕНЫ, химические элементы VII группы периодической системы: фтор F, хлор Cl, бром Br, иод I и астат At. Фтор и хлор газы, бром жидкость, остальные кристаллы. Все галогены, кроме At, широко распространены в природе входят в состав многих… … Современная энциклопедия

ГАЛОГЕНЫ — ГАЛОГЕНЫ, элементы (ФТОР, ХЛОР, БРОМ, ЙОД и АСТАТ), принадлежащие к VII группе периодической таблицы. Они реагируют с большинством других элементов и органическими соединениями. Химическая активность падает от начала к концу группы. Галогены… … Научно-технический энциклопедический словарь

ГАЛОГЕНЫ — (устар. выражение галоиды) химические элементы фтор F, хлор Cl, бром Br, иод I и астат At, составляющие главную подгруппу VII группы периодической системы Менделеева. Названы от греческих hals соль и genes рождающий (при соединении с металлами… … Большой Энциклопедический словарь

Галогены — фтор, хлор, бром, йод; входят в VII группу периодической системы. Все члены группы образуют соединения с водородом, причем связь их повышается с уменьшением атомной массы; температура образования различных солей уменьшается с увеличением атомной… … Российская энциклопедия по охране труда

ГАЛОГЕНЫ — общее название пяти хим. элементов, составляющих VII подгруппу Периодической системы элементов Д. И. Менделеева, фтора, хлора, брома, йода и астата. Все Г. неметаллы, их молекулы двухатомны; Г. реагируют со всеми простыми веществами, являются… … Большая политехническая энциклопедия

ГАЛОГЕНЫ — ПОДГРУППА VIIA. ГАЛОГЕНЫ ФТОР, ХЛОР, БРОМ, ИОД, АСТАТ Галогены и особенно фтор, хлор и бром имеют большое значение для промышленности и лабораторной практики как в свободном состоянии, так и в виде различных органических и неорганических… … Энциклопедия Кольера

ГАЛОГЕНЫ — ГАЛОИДЫ ИЛИ ГАЛОГЕНЫ химические элементы: хлор, иод, бром, фтор, образующие с металлами соли без кислорода, напр. хлористый натрий (повар. соль). Словарь иностранных слов, вошедших в состав русского языка. Павленков Ф., 1907. ГАЛОИДЫ или ГАЛОГЕНЫ … Словарь иностранных слов русского языка

галогены — ов; мн. (ед. галоген, а; м.). [от греч. hals соль и genesis род, происхождение]. Группа химических элементов (фтор, хлор, бром, йод и др.), образующих соли при соединении с металлами. ◁ Галогенный, ая, ое. Г ые соединения. Г ая лампа (лампа… … Энциклопедический словарь

галогены — halogenai statusas T sritis chemija apibrėžtis F, Cl, Br, I, (At). atitikmenys: angl. halogens; haloid elements; haloids rus. галогены … Chemijos terminų aiškinamasis žodynas

Галогены — (от греч. hals соль и. genes рождающий, рожденный) химические элементы Фтор F, Хлор Cl, Бром Br, Иод I и Астат At, составляющие главную подгруппу VII группы периодической системы Д. И. Менделеева. Названы Г. по свойству давать соли при… … Большая советская энциклопедия

Источник