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 то 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. Хлор — 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.. Бром —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, то 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/см3). Температура кипения брома 63°, температура затвердевания —7,3°. Йод — вещество кристаллическое, темно-серого цвета, в парах — фиолетового. Плотность йода 4,93 г/см3, температура плавления 113°, температура кипения 184°. Довести йод 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 вещества 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, то 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? (См. Ответ)
| Галоген | Заряд | Агрегаторное состояние | Плотность | Цвет |
Температура кипения |
Температура плавления |
Наилучшие растворители |
|
Фтор F Хлор Cl Бром Br Йод I |
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 приложению. (См. Ответ)
Химические свойства галогенов
Ключевые слова конспекта: химические свойства галогенов, реакция галогенов с металлами, реакции с неметаллами, реакции галогенов с водой, со щелочами, с солями-галогенидами.
Раздел ОГЭ: 3.1.2. Химические свойства простых веществ-неметаллов: водорода, кислорода, галогенов, серы, азота, фосфора, углерода, кремния
Вначале необходимо прочитать конспект «Галогены: характеристика, строение, получение»
1. Реакция с металлами.
Галогены реагируют практически со всеми металлами (кроме благородных металлов) с образованием галогенидов. Например, натрий горит в хлоре: 2Na + Cl2 = 2NaCl
Со фтором реакции идут очень бурно, с йодом – только при нагревании, часто требуется вода как катализатор.
Окислительная активность галогенов снижается от фтора к йоду
Это можно продемонстрировать на примере окисления железа (обратите внимание на его степень окисления в галогенидах):. В ходе реакции с бромом Вг2 может образоваться как FeBr3, так и FeBr2:
В ходе реакции с бромом Вг2 может образоваться как FeBr3, так и FeBr2:
В реакции с йодом I2 при температуре 500 °С образуется Fel2:
Фтор, хлор и бром окисляют железо глубже (до Fe3+), чем йод.
2. Реакции с неметаллами.
Окислительную способность галогенов можно сопоставить и в реакциях с неметаллами. Галогены реагируют со многими неметаллами (исключением являются благородные газы, азот N2, кислород O2).
Галогены реагируют с водородом, при этом условия проведения реакции зависят от того, с каким из галогенов проводится реакция:
Со фтором реакция может начинаться даже при t° = –250 °С, с хлором реакция идёт при сгорании водорода в хлоре или даже при комнатной t° на свету. С бромом и йодом реакция идёт при температуре 350–500 °С или при наличии катализатора платины Pt. Реакция образования йодоводорода HI обратима. Таким образом, по мере увеличения относительной молекулярной массы галогена от фтора F2 к иоду I2 условия проведения реакции должны быть более жёсткими.
Галогены реагируют с серой. Фтор взаимодействует с серой даже при температуре жидкого воздуха, окисляя её до высшей степени окисления:
Реакция серы с хлором приводит к образованию либо SCl2, либо S2Cl2:
Обратите внимание: здесь встретилась сравнительно редкая для серы степень окисления +2. С йодом сера не реагирует
Более глубокое окисление серы в реакции со фтором демонстрирует более высокую окислительную способность фтора
С йодом сера не реагирует. Более глубокое окисление серы в реакции со фтором демонстрирует более высокую окислительную способность фтора.
Галогены реагируют с фосфором. Красный и белый фосфор уже при комнатной температуре самовоспламеняется во фторе и хлоре, реагирует с жидким бромом. При этом в реакции со фтором происходит более глубокое окисление фосфора:
В реакциях фосфора с хлором и бромом могут образоваться РCl3 и РВг3, но по мере повышения температуры в результате окисления фосфора глубина окисления возрастает – образуются РCl5 и РВг5.
Фтор реагирует с графитом при температуре выше 900 °С:
Остальные галогены не реагируют с простыми веществами, образованными углеродом (алмазом, графитом).
3. Реакции с водой.
Рассмотрим реакции галогенов со сложными веществами. Галогены взаимодействуют с водой. При этом фтор окисляет кислород воды. Пары воды горят в атмосфере F2:
Хлор обратимо реагирует с водой, но при этом не происходит окисление кислорода. В этой реакции хлор сам является как окислителем, так и восстановителем (такие реакции называют реакциями диспропорционирования):
5. Реакции галогенов с солями-галогенидами.
Галогены способны вытеснять друг друга из солей-галогенидов и из галогеноводородов. Фтор F2 вытесняет все остальные галогены из галогеноводородов и галогенидов (в растворах параллельно идёт реакция окисления воды). Хлор Cl2 вытесняет бром и йод из НВг, бромидов, HI и иодидов. Бром Вг2 вытесняет йод из йодидов и йодоводорода. Йод I2 не вытесняет другие галогены:
Признаком данной реакции в растворе является изменение окраски с бесцветной на жёлтую.
Конспект урока по химии «Химические свойства галогенов». Выберите дальнейшее действие:
- Вернуться к Списку конспектов по химии
- Найти конспект в Кодификаторе ОГЭ по химии
Физиологическое действие галогенов
Все галогены 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 вещества 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
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.
Химические свойства фосфора
Существует несколько аллотропных модификаций фосфора., в частности белый фосфор, красный фосфор и черный фосфор.
Белый фосфор образован четырехатомными молекулами P4, не является устойчивой модификацией фосфора. Ядовит. При комнатной температуре мягкий и подобно воску легко режется ножом. На воздухе медленно окисляется, и из-за особенностей механизма такого окисления светится в темноте (явление хемилюминесценции). Даже при слабом нагревании возможно самопроизвольное воспламенение белого фосфора.
Из всех аллотропных модификаций белый фосфор наиболее активен.
Красный фосфор состоит из длинных молекул переменного состава Pn. В некоторых источниках указывается то, что он имеет атомное строение, но корректнее все-таки считать его строение молекулярным. Вследствие особенностей строения является менее активным веществом по сравнению с белым фосфором, в частности в отличие от белого фосфора на воздухе окисляется значительно медленнее и для его воспламенения требуется поджиг.
Черный фосфор состоит из непрерывных цепей Pn и имеет слоистую структуру схожую со структурой графита, из-за чего и внешне похож на него. Данная аллотропная модификация имеет атомное строение. Самый устойчивый из всех аллотропных модификаций фосфора, наиболее химически пассивен. По этой причине, рассмотренные ниже химические свойства фосфора следует относить прежде всего к белому и красному фосфору.
Взаимодействие фосфора с неметаллами
Реакционная способность фосфора является более высокой, чем у азота. Так, фосфор способен гореть после поджига при обычных условиях, образуя кислотный оксид Р2O5:
а при недостатке кислорода оксид фосфора (III):
Реакция с галогенами также протекает интенсивно. Так, при хлорировании и бромировании фосфора в зависимости от пропорций реагентов образуются тригалогениды или пентагалогениды фосфора:
Ввиду существенно более слабых окислительных свойства йода по сравнению с остальными галогенами, возможно окисление фосфора йодом только до степени окисления +3:
В отличие от азота фосфор с водородом не реагирует.
Взаимодействие фосфора с металлами
Фосфор реагирует при нагревании с активными металлами и металлами средней активности образуя фосфиды:
Фосфиды активных металлов подобно нитридам гидролизуются водой:
А также водными растворами кислот-неокислителей:
Взаимодействие фосфора со сложными веществами
Фосфор окисляется кислотами окислителями, в частности, концентрированными азотной и серной кислотами:
Следует знать, что белый фосфор реагирует с водными растворами щелочей. Однако, ввиду специфичности умение записывать уравнения таких взаимодействий на ЕГЭ по химии пока еще не требовалось.
Тем не менее, тем, кто претендует на 100 баллов, для собственного спокойствия, можно запомнить следующие особенности взаимодействия фосфора с растворами щелочей на холоду и при нагревании.
На холоду взаимодействие белого фосфора с растворами щелочей протекает медленно. Реакция сопровождается образованием газа с запахом тухлой рыбы — фосфина и соединения с редкой степенью окисления фосфора +1:
При взаимодействии белого фосфора с концентрированным раствором щелочи при кипячении выделяется водород и образуется фосфит:
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.
Объяснение внешнего вида
Цвет галогенов является результатом поглощения видимого света молекулами, что вызывает возбуждение электронов. Фтор поглощает фиолетовый свет, и, следовательно, выглядит светло-жёлтым. Йод, наоборот, поглощает жёлтый свет и выглядит фиолетовым (жёлтый и фиолетовый – дополняющие цвета). Цвет галогенов становится темнее с ростом периода.
В закрытых ёмкостях жидкий бром и твёрдый йод находятся в равновесии со своими парами, которые можно наблюдать в виде цветного газа.
Хотя цвет астата неизвестен, предполагается, что он должен быть темнее йода (т. е. черным) в соответствии с наблюдаемой закономерностью.
Теперь, если вас попросят: «Охарактеризуйте физические свойства галогенов», вам будет что сказать.
Химические элементы
Фтор – элемент с атомным номером 9, обозначается символом F. Элементарный фтор впервые был обнаружен в 1886 г. путем выделения его из плавиковой кислоты. В свободном состоянии фтор существует в виде двухатомной молекулы (F2) и является наиболее распространенным галогеном в земной коре. Фтор – наиболее электроотрицательный элемент в периодической таблице. При комнатной температуре является бледно-жёлтым газом. Фтор также имеет относительно небольшой атомный радиус. Его СО – -1, за исключением элементарного двухатомного состояния, в котором его степень окисления равна нулю. Фтор чрезвычайно химически активен и непосредственно взаимодействует со всеми элементами, кроме гелия (He), неона (Ne) и аргона (Ar). В растворе H2O, плавиковой кислоты (HF) является слабой кислотой. Хотя фтор сильно электроотрицателен, его электроотрицательность не определяет кислотность; HF является слабой кислотой в связи с тем, что ион фтора основной (рН> 7). Кроме того, фтор производит очень мощные окислители. Например, фтор может вступать в реакцию с инертным газом ксеноном и образует сильный окислитель дифторид ксенона (XeF2). У фтора множество применений.
Хлор – элемент с атомным номером 17 и химическим символом Cl. Обнаружен в 1774 г. путём выделения его из соляной кислоты. В своём элементарном состоянии он образует двухатомную молекулу Cl2. Хлор имеет несколько СО: -1, +1, 3, 5 и 7. При комнатной температуре он является светло-зеленым газом. Так как связь, которая образуется между двумя атомами хлора, является слабой, молекула Cl2 обладает очень высокой способностью вступать в соединения. Хлор реагирует с металлами с образованием солей, которые называются хлориды. Ионы хлора являются наиболее распространенными ионами, они содержатся в морской воде. Хлор также имеет два изотопа: 35Cl и 37Cl. Хлорид натрия является наиболее распространенным соединением из всех хлоридов.
Бром – химический элемент с атомным номером 35 и символом Br. Впервые был обнаружен в 1826 г. В элементарной форме бром является двухатомной молекулой Br2. При комнатной температуре представляет собой красновато-коричневую жидкость. Его СО – -1, + 1, 3, 4 и 5. Бром более активен, чем йод, но менее активен, чем хлор. Кроме того, бром имеет два изотопа: 79Вг и 81Вг. Бром встречается в виде солей бромида, растворённых в морской воде. За последние годы производство бромида в мире значительно увеличилось благодаря его доступности и продолжительному времени жизни. Как и другие галогены, бром является окислителем и очень токсичен.
Йод – химический элемент с атомным номером 53 и символом I. Йод имеет степени окисления: -1, +1, +5 и +7. Существует в виде двухатомной молекулы, I2. При комнатной температуре является твёрдым веществом фиолетового цвета. Йод имеет один стабильный изотоп – 127I. Впервые обнаружен в 1811 г. с помощью морских водорослей и серной кислоты. В настоящее время ионы йода, могут быть выделены в морской воде. Несмотря на то что йод не очень хорошо растворим в воде, его растворимость может возрасти при использовании отдельных йодидов. Йод играет важную роль в организме, участвуя в выработке гормонов щитовидной железы.
Астат – радиоактивный элемент с атомным номером 85 и символом At. Его возможные степени окисления: -1, +1, 3, 5 и 7. Единственный галоген, не являющийся двухатомной молекулой. В нормальных условиях является металлическим твёрдым веществом чёрного цвета. Астат является очень редким элементом, поэтому о нём известно немного. Кроме того, астат имеет очень короткий период полураспада, не дольше нескольких часов. Получен в 1940 г. в результате синтеза. Полагают, что астат похож на йод. Отличается металлическими свойствами.
В таблице ниже показано строение атомов галогенов, структура внешнего слоя электронов.
|
Галоген |
Конфигурация электронов |
|
Фтор |
1s2 2s2 2p5 |
|
Хлор |
3s2 3p5 |
|
Бром |
3d10 4s2 4p5 |
|
Иод |
4d10 5s2 5p5 |
|
Астат |
4f14 5d10 6s2 6p5 |
Подобное строение внешнего слоя электронов обусловливает то, что физические и химические свойства галогенов похожи. Вместе с тем при сопоставлении этих элементов наблюдаются и различия.
Галогены
В VIIА группе находятся фтор, хлор, бром, йод и астат. Эти элементы называют также галогенами (в переводе — рождающие соли).
На внешнем энергетическом уровне всех этих элементов находятся 7 электронов (конфигурации ns2np5), наиболее характерные степени окисления –1, +1, +5 и +7 (кроме фтора).
Атомы всех галогенов образуют простые вещества состава Hal2.
Галогены являются типичными неметаллами. При переходе от фтора к астату происходит увеличение радиуса атома, неметаллические свойства падают, происходит уменьшение окислительных и увеличение восстановительных свойств.
Физические свойства галогенов приведены в таблице 8.
В химическом отношении галогены весьма активны. Их реакционная способность убывает с увеличением порядкового номера. Некоторые характерные для них реакции приведены ниже на примере хлора:
Водородные соединения галогенов — галогеноводороды имеют общую формулу HHal. Их водные растворы являются кислотами, сила которых возрастает от HF к HI.
Галогенводородные кислоты (за исключением HF) способны реагировать с такими сильными окислителями, как KMnO4, MnO2, K2Cr2O7, CrO3 и другими, с образованием галогенов:
Галогены образуют ряд оксидов, например, для хлора известны кислотные оксиды состава Cl2O, ClO2, ClO3, Cl2O7. Все эти соединения получают косвенными методами. Они являются сильными окислителями и взрывоопасными веществами.
Наиболее устойчивым из оксидов хлора является Cl2O7. Оксиды хлора легко реагируют с водой, образуя кислородсодержащие кислоты: хлорноватистую HClO, хлористую HClO2, хлорноватую HClO3 и хлорную HClO4, например:
В промышленности бром получают при вытеснении хлором из бромидов, а в лабораторной практике — окислением бромидов:
Простое вещество бром является сильным окислителем, легко вступает в реакции со многими простыми веществами, образуя бромиды; вытесняет йод из йодидов.
Простое вещество йод, I2, представляет собой чёрные с металлическим блеском кристаллы, которые возгоняются, т. е. переходят в пар, минуя жидкое состояние. Йод мало растворим в воде, но довольно хорошо растворяется в некоторых органических растворителях (спирт, бензол и т. д.).
Йод является довольно сильным окислителем, способным к окислению ряда металлов и некоторых неметаллов.
Химическая природа галогенов
Галогены – это элементы с очень высокой окислительной активностью, которая ослабевает в направлении от F к At. Фтор, будучи самым активным представителем галогенов, реагировать может со всеми видами металлов, не исключая ни один известный. Большинство представителей металлов, попадая в атмосферу фтора, подвергаются самовоспламенению, при этом выделяя теплоту в огромных количествах.
Без подвергания фтора нагреванию он может реагировать с большим количеством неметаллов, например H2, C, P, S, Si. Тип реакций в таком случае является экзотермическим и может сопровождаться взрывом. Нагреваясь, F принуждает окисляться остальные галогены, а подвергаясь облучению, этот элемент способен и вовсе реагировать с тяжелыми газами инертной природы.
Вступая во взаимодействие с веществами сложного типа, фтор вызывает высоко энергетические реакции, например, окисляя воду, он может вызывать взрыв.
Реакционноспособным может быть и хлор, особенно в свободном состоянии. Уровень активности его меньше, чем у фтора, но он способен реагировать почти со всеми простыми веществам, но азот, кислород и благородные газы в реакцию не вступают с ним. Взаимодействуя с водородом, при нагревании или хорошем освещении хлор создает бурнопротекающую реакцию, сопровождаемую взрывом.
В реакциях присоединения и замещения Cl может реагировать с большим количеством веществ сложного типа. Способен вытеснять Br и I в результате нагревания из соединений, созданных ими с металлом или водородом, а также может вступать в реакцию со щелочными веществами.
Бром химически менее активный, чем хлор или фтор, но все же весьма ярко себя проявляет. Это обусловлено тем, что чаще всего бром Br используется в качестве жидкости, ведь в таком состоянии исходная степень концентрации при остальных одинаковых условиях выше, чем у Cl. Широко используется в химии, особенно органической. Может растворяться в H2O и реагировать с ней частично.
Галоген-элемент иод образует простое вещество I2 и способен вступать в реакции с H2O, растворяется в йодидах растворов, образуя при этом комплексные анионы. От большинства галогенов I отличается тем, что он не вступает в реакции с большинством представителей неметаллов и не спеша реагирует с металлами, при этом его необходимо нагревать. С водородом реагирует, лишь подвергаясь сильному нагреванию, а реакция является эндотермической.
Редкий галоген астат (At) проявляет реакционные способности меньше йода, однако может реагировать с металлами. В результате диссоциации возникают как анионы, так и катионы.
Физические свойства:
При
нормальных условиях хлор — жёлто-зелёный газ с удушающим запахом. Хлор заметно
растворяется в воде («хлорная вода»). При 20°C в одном объеме воды
растворяется 2,3 объема хлора. Температура кипения = -34°C; температура
плавления = -101°C, плотность (газ, н.у.) = 3,214 г/л.
Химические
свойства
На внешнем электронном уровне атома хлора находятся 7
электронов (s2p5), поэтому он легко присоединяет
электрон, образуя анион Сl-. Благодаря наличию незаполненного
d-уровня в атоме хлора могут появляться 1, 3, 5 и 7 неспаренных электронов,
поэтому в кислородсодержащих соединениях он может иметь степень окисления +1,
+3, +5 и +7.
В отсутствии влаги хлор довольно инертен, но в
присутствии даже следов влаги активность его резко возрастает. Он хорошо
взаимодействует с металлами:
2 Fе + 3 Сl2= 2 FеСl3(хлорид железа (III));
Cu + Сl2=
СuСl2(хлорид меди
(II))
и многими неметаллами:
Н2+
Сl2= 2 НСl
(хлороводород);
2 S + Сl2=
S2Cl2(хлорид
серы (1));
Si + 2 Сl2=
SiСl4(хлорид кремния.
(IV));
2 Р + 5 Сl2= 2 РСl5(хлорид фосфора (V)).
С кислородом, углеродом и азотом хлор в
непосредственное взаимодействие не вступает.
При растворении хлора в воде образуется 2 кислоты:
хлороводородная, или соляная, и хлорноватистая:
Сl2+
Н2О = НСl + HClO.
При взаимодействии хлора с холодными растворами
щелочей образуются соответствующие соли этих кислот:
Сl2+
2 NaOН = NaСl + NaClО + Н2О.
Полученные растворы называются жавелевой водой,
которая, как и хлорная вода, обладает сильными окислительными свойствами
благодаря наличию иона ClO-и
применяется для отбеливания тканей и бумаги. С горячими растворами щелочей хлор
образует соответствующие соли соляной и хлорноватой кислот:
3 Сl2+
6 NаОН = 5 NаСl + NаСlO3+
3 Н2О;
3 Сl2+
6 КОН = 5 КСl + КСlO3+
3 Н2О.
Образовавшийся хлорат калия называется бертолетовой
солью.
При нагревании хлор легко взаимодействует со многими
органическими веществами. В предельных и ароматических углеводородах он
замещает водород, образуя хлорорганическое соединение и хлороводород, а к
непредельным присоединяется по месту двойной или тройной связи.
При очень высокой температуре хлор полностью отбирает
водород у углерода. При этом образуются хлороводород и сажа. Поэтому
высокотемпературное хлорирование углеводородов всегда сопровождается сажеобразованием.
Хлор — сильный окислитель, поэтому легко
взаимодействует со сложными веществами, в состав которых входят элементы,
способные окисляться до более высокого валентного состояния:
2 FеСl2+
Сl2= 2 FеСl3;
Н2SO3+ Сl2+ Н2О = Н2SО4+ 2 НСl.
Общая характеристика
Галогены образуют двухатомные молекулы (вида Х2, где Х обозначает атом галогена) – устойчивую форму существования галогенов в виде свободных элементов. Связи этих двухатомных молекул являются неполярными, ковалентными и одинарными. Химические свойства галогенов позволяют им легко вступать в соединение с большинством элементов, поэтому они никогда не встречаются в несвязанном виде в природе. Фтор – наиболее активный галоген, а астат – наименее.
Все галогены образуют соли I группы с похожими свойствами. В этих соединениях галогены присутствуют в виде галоидных анионов с зарядом -1 (например, Cl-, Br-). Окончание -ид указывает на наличие галогенид-анионов; например Cl- называется «хлорид».
Кроме того, химические свойства галогенов позволяют им действовать в качестве окислителей – окислять металлы. Большинство химических реакций, в которых участвуют галогены – окислительно-восстановительные в водном растворе. Галогены образуют одинарные связи с углеродом или азотом в органических соединениях, где степень их окисления (СО) равна -1. Когда атом галогена замещён ковалентно-связанным атомом водорода в органическом соединении, префикс гало- может быть использован в общем смысле, или префиксы фтор-, хлор-, бром- , йод- – для конкретных галогенов. Галогенные элементы могут иметь перекрёстную связь с образованием двухатомных молекул с полярными ковалентными одинарными связями.
Хлор (Cl2) стал первым галогеном, открытым в 1774 г., затем были открыты йод (I2), бром (Br2), фтор (F2) и астат (At, обнаружен последним, в 1940 г.). Название «галоген» происходит от греческих корней hal- («соль») и -gen («образовывать»). Вместе эти слова означают «солеобразующий», подчёркивая тот факт, что галогены, вступая в реакцию с металлами, образуют соли. Галит – это название каменной соли, природного минерала, состоящего из хлорида натрия (NaCl). И, наконец, галогены используются в быту – фторид содержится в зубной пасте, хлор обеззараживает питьевую воду, а йод содействует выработке гормонов щитовидной железы.
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.
