ПОДГРУПА VIIA. ХАЛОГЕНИ
ФЛУОР, ХЛОР, БРОМ, ЙОД, АСТАТ
Халогените и особено флуорът, хлорът и бромът са от голямо значение за индустрията и лабораторната практика, както в свободно състояние, така и под формата на различни органични и неорганични съединения. Флуорът е бледожълт, силно реактивен газ, който причинява дразнене на дихателните пътища и корозия на материалите. Хлорът също е разяждащ, химически агресивен газ с тъмен зеленикаво-жълт цвят и е по-малко реактивен от флуора. Той се използва широко в ниски концентрации за дезинфекция на вода (хлориране), а във високи концентрации е отровен и предизвиква силно дразнене на дихателните пътища (хлорният газ е използван като химическо оръжие през Първата световна война). Бромът е тежка червено-кафява течност при нормални условия, но лесно се изпарява в корозивен газ. Йодът е тъмнолилаво твърдо вещество, което лесно се сублимира. Астатът е радиоактивен елемент, единственият халоген, който няма стабилен изотоп.
В семейството на тези елементи, в сравнение с други А-подгрупи, неметалните свойства са най-силно изразени. Дори тежкият йод е типичен неметал. Първият член на семейството, флуорът, проявява „суперметални“ свойства. Всички халогени са акцептори на електрони и имат силна тенденция да завършат октет от електрони чрез приемане на един електрон. Реактивността на халогените намалява с увеличаване на атомния номер и като цяло свойствата на халогените варират според позицията им в периодичната таблица. В табл Фигура 8а показва някои физични свойства, които позволяват да се разберат разликите и моделите на промени в свойствата в серията от халогени. Флуорът проявява необичайни свойства по много начини. Например, установено е, че електронен афинитет на флуора не е толкова висок, колкото този на хлора, и това свойство трябва да показва способността да приема електрон, т.е. за химическа активност. Флуорът, поради много малкия радиус и близостта на валентната обвивка до ядрото, трябва да има най-висок електронен афинитет. Това несъответствие се обяснява поне частично с необичайно ниската енергия на свързване FF в сравнение с тази на ClCl (вижте енталпията на дисоциация в таблица 8а). За флуора е 159 kJ/mol, а за хлора 243 kJ/mol. Поради малкия ковалентен радиус на флуора, близостта на несподелените електронни двойки в структурата: F: F: определя лесното разкъсване на тази връзка. Наистина, флуорът е химически по-активен от хлора поради лесното образуване на атомен флуор. Стойността на енергията на хидратация (виж Таблица 8а) показва високата реактивност на флуоридния йон: F йонът се хидратира с по-голям енергиен ефект от другите халогени. Малкият радиус и съответно по-високата плътност на заряда обясняват по-високата енергия на хидратация. Много от необичайните свойства на флуорните и флуоридните йони стават ясни, когато се вземат предвид размерът и зарядът на йона.
Касова бележка.Голямото промишлено значение на халогените поставя определени изисквания към методите за тяхното производство. Като се има предвид разнообразието и сложността на производствените методи, потреблението и разходите за електроенергия, суровини и изисквания за странични продукти са значителни.
Флуор.Поради химическата агресивност на флуорните и хлоридните йони, тези елементи се получават електролитно. Флуорът се получава от флуорит: CaF2, когато се третира със сярна киселина, образува HF (флуороводородна киселина); KHF2 се синтезира от HF и KF, който се подлага на електролитно окисление в електролизатор с отделни анодни и катодни пространства, със стоманен катод и въглероден анод; флуор F2 се освобождава на анода, а водородът е страничен продукт на катода, който трябва да бъде изолиран от флуора, за да се избегне експлозия. За да се синтезират такива важни съединения като полифлуоровъглеводороди, органичните съединения се флуорират в електролизера с освободения флуор, така че не се изисква изолиране и натрупване на флуор в отделни контейнери.
хлорпроизвежда се главно от NaCl саламура в електролизатори с отделено анодно пространство за предотвратяване на реакцията на хлор с други продукти на електролизата: NaOH и H2; Така електролизата произвежда три важни промишлени продукта: хлор, водород и алкали. За извършване на този процес се използват различни модификации на електролизери. Хлорът също се получава като страничен продукт по време на електролитното производство на магнезий от MgCl2. По-голямата част от хлора се използва за синтезиране на HCl чрез реакция с природен газ, а HCl се изразходва за получаване на MgCl2 от MgO. Хлорът също се образува в натриевата металургия от NaCl, но методът на електролиза от саламура е по-евтин. Лабораториите в индустриализираните страни произвеждат много хиляди тонове хлор, използвайки реакцията 4HCl + MnO2 = MnCl2 + 2H2O + Cl2.
Бромполучени от солеви кладенци, които съдържат повече бромидни йони от морската вода, вторият най-важен източник на бром. Бромидният йон се превръща по-лесно в бром, отколкото флуоридните и хлоридните йони при подобни реакции. Следователно, за да се получи бром, по-специално, хлорът се използва като окислител, тъй като активността на халогените в групата намалява отгоре надолу и всеки преди това стоящ халоген измества следващия. При производството на бром саламурите или морската вода се подкисляват предварително със сярна киселина и след това се третират с хлор в съответствие с реакцията
2Br+ Cl2 -> Br2 + 2Cl
Бромът се отделя от разтвора чрез изпаряване или продухване, последвано от абсорбирането му от различни реагенти, в зависимост от по-нататъшното приложение. Например, при взаимодействие с нагрят разтвор на натриев карбонат се получават кристални NaBr и NaBrO3; Когато сместа от кристали се подкисли, бромът се регенерира, осигурявайки индиректен, но удобен метод за натрупване (съхранение) на тази корозивна, миришеща, токсична течност. Бромът може да се абсорбира и от разтвор на SO2, в който се образува HBr. Бромът може лесно да бъде изолиран от този разтвор чрез пропускане на хлор (например, за да реагира бром с етилен C2H4 за получаване на дибромоетилен C2H4Br2, който се използва като антидетонатор за бензин). Световното производство на бром е над 300 000 тона годишно.
йодполучена от пепел от морски водорасли, обработвайки я със смес от MnO2 + H2SO4 и пречистена чрез сублимация. Йодидът се намира в значителни количества в подземните сондажни води. Йодът се получава чрез окисление на йодиден йон (например нитритен йон NO2 или хлор). Йодът може също да се утаи под формата на AgI, от който среброто се регенерира чрез реакция с желязо, за да се образува FeI2. Йодът се замества от FeI2 с хлор. Чилийската селитра, която съдържа примес на NaIO3, се обработва за получаване на йод. Йодният йон е важен компонент на човешката храна, тъй като е необходим за образуването на йодсъдържащия хормон тироксин, който контролира растежа и други функции на тялото.
Реактивност и съединения.Всички халогени реагират директно с металите, за да образуват соли, чийто йонен характер зависи както от халогена, така и от метала. Така металните флуориди, особено металите от подгрупи IA и IIA, са йонни съединения. Степента на йонност на връзката намалява с увеличаване на атомната маса на халогена и намаляване на реактивността на метала. Халогенидите с тип йонна връзка кристализират в триизмерни кристални решетки. Например NaCl (готварска сол) има кубична решетка. С увеличаване на ковалентността на връзката делът на слоестите структури се увеличава (както в CdCl2, CuCl2, CuBr2, PbCl2, PdCl2, FeCl2 и др.). В газообразно състояние ковалентните халиди често образуват димери, например Al2Cl6 (AlCl3 димер). С неметалите халогените образуват съединения с почти чисто ковалентни връзки, например въглеродни, фосфорни и серни халиди (CCl4 и др.). Неметалите и металите проявяват максимални степени на окисление при реакции с флуор, например SF6, PF5, CuF3, CoF3. Опитите за получаване на йодиди с подобен състав се провалят поради големия атомен радиус на йода (стеричен фактор) и поради силната тенденция на елементите във високи степени на окисление да окисляват I до I2. В допълнение към директния синтез, халогенидите могат да бъдат получени и по други методи. Металните оксиди в присъствието на въглерод реагират с халогени, за да образуват халиди (например Cr2O3 се превръща в CrCl3). Не е възможно да се получи CrCl3 от CrCl3×6H2O чрез дехидратация, а само основен хлорид (или хидроксохлорид). Халидите се получават и чрез третиране на оксиди с HX пари, например:

Добър хлориращ агент е CCl4, например за превръщане на BeO в BeCl2. SbF3 често се използва за флуориране на хлориди (вижте SO2ClF по-горе).
Полихалогениди.Халогените реагират с много метални халиди, за да образуват полихалидни съединения, съдържащи големи анионни видове Xn1. Например:

Първата реакция осигурява удобен метод за приготвяне на силно концентриран разтвор на I2 чрез добавяне на йод към концентриран разтвор на KI. Полийодидите запазват свойствата на I2. Възможно е също да се получат смесени полихалогениди: RbI + Br2 -> RbIBr2 RbICl2 + Cl2 -> RbICl4
Разтворимост.Халогените имат известна разтворимост във вода, но, както може да се очаква, поради ковалентния характер на XX връзката и малкия заряд, тяхната разтворимост е ниска. Флуорът е толкова активен, че извлича електронна двойка от кислорода във водата, освобождавайки свободен O2 и образувайки OF2 и HF. Хлорът е по-малко активен, но реагира с водата, за да произведе малко HOCl и HCl. Хлорните хидрати (например Cl2*8H2O) могат да се отделят от разтвора при охлаждане.
Йодът проявява необичайни свойства, когато се разтваря в различни разтворители. Когато малки количества йод се разтварят във вода, алкохоли, кетони и други кислородсъдържащи разтворители, се образува кафяв разтвор (1% разтвор на I2 в алкохол е обикновен медицински антисептик). Разтвор на йод в CCl4 или други безкислородни разтворители има лилав цвят. Може да се предположи, че в такъв разтворител йодните молекули се държат подобно на състоянието си в газовата фаза, която има същия цвят. В кислородсъдържащи разтворители електронната двойка кислород се изтегля към валентните орбитали на йода.
Оксиди.Халогените образуват оксиди. Не се наблюдава систематичен модел или периодичност в свойствата на тези оксиди. Приликите и разликите, както и основните методи за получаване на халогенни оксиди са изброени в табл. 8б.
Оксокиселини на халогени.Когато се образуват оксокиселини, системната природа на халогените става по-ясно очевидна. Халогените образуват халогенирани киселини HOX, халогенирани киселини HOXO, халогенирани киселини HOXO2 и халогенирани киселини HOXO3, където X е халоген. Но само хлорът образува киселини от всички посочени състави, а флуорът изобщо не образува оксокиселини, а бромът не образува HBrO4. Съставите на киселините и основните методи за тяхното получаване са изброени в табл. 8 век

Всички халогенни киселини са нестабилни, но чистата HOClO3 е най-стабилна (в отсъствието на редуциращи агенти). Всички оксокиселини са силни окислители, но скоростта на окисление не зависи непременно от степента на окисление на халогена. Така HOCl (ClI) е бърз и ефективен окислител, но разреденият HOClO3 (ClVII) не е такъв. Като цяло, колкото по-високо е степента на окисление на халогена в оксокиселината, толкова по-силна е киселината, така че HClO4 (ClVII) е най-силната известна оксокиселина във воден разтвор. Йонът ClO4, образуван по време на дисоциацията на киселина във вода, е най-слабият от отрицателните йони като донор на електронна двойка. Na и Ca хипохлорити намират промишлена употреба при избелване и обработка на вода. Интерхалогенните съединения са връзки на различни халогени помежду си. Халоген с голям радиус винаги има положително състояние на окисление в такова съединение (подлежи на окисление), а с по-малък радиус е по-отрицателно (подлежи на редукция). Този факт следва от общата тенденция на промени в активността в халогенната серия. В табл Фигура 8d показва съставите на известни интерхалогенни съединения (А е халоген с по-положително окислително състояние).
Интерхалогенните съединения се образуват чрез директен синтез от елементи. Степента на окисление 7, която е необичайна за йода, се реализира в съединението IF7 и други халогени не могат да координират 7 флуорни атома. Течните вещества BrF3 и ClF3, химически подобни на флуора, но по-удобни за флуориране, са от практическо значение. В този случай BrF3 е по-ефективен. Тъй като трифлуоридите са силни окислители и са в течно състояние, те се използват като окислители за ракетно гориво.
Водородни съединения.Халогените реагират с водорода, образувайки HX, а с флуора и хлора реакцията протича експлозивно с леко активиране. Взаимодействието с Br2 и I2 става по-бавно. За да се осъществи реакция с водород, е достатъчно да се активира малка част от реагентите с помощта на светлина или топлина. Активираните частици взаимодействат с неактивираните, образувайки HX и нови активирани частици, които продължават процеса, като реакцията на две активирани частици в основната реакция завършва с образуването на продукт. Например, образуването на HCl от H2 и Cl2:

По-удобни методи за получаване на водородни халиди от директния синтез се осигуряват например от следните реакции:

В газообразно състояние HX са ковалентни съединения, но във воден разтвор те (с изключение на HF) стават силни киселини. Това се обяснява с факта, че водните молекули ефективно изтеглят водорода от халогена. Всички киселини са силно разтворими във вода поради хидратация: HX + H2O -> H3O+ + X
HF е по-склонен към образуване на комплекси от другите водородни халиди. Зарядите на H и F са толкова големи и тези атоми са толкова малки, че образуването на HX-асоциати като полимери със състав (HF)x, където x = 3. В такъв разтвор дисоциацията под въздействието на водната молекула се среща с не повече от няколко процента от общия брой водородни йони. За разлика от други халогеноводороди, флуороводородът реагира активно със SiO2 и силикати, освобождавайки газообразен SiF4. Следователно, воден разтвор на HF (флуорна киселина) се използва при ецване на стъкло и се съхранява не в стъклени, а в парафинови или полиетиленови съдове. Чистият HF кипи точно под стайна температура (19,52°C), така че се съхранява като течност в стоманени цилиндри. Воден разтвор на HCl се нарича солна киселина. Наситен разтвор, съдържащ 36% (тегл.) HCl, се използва широко в химическата промишленост и лаборатории (вижте също ВОДОРОД).
АстатТози химичен елемент от семейството на халогените има символ At и атомен номер 85 и съществува само в следи от някои минерали. Още през 1869 г. Д. И. Менделеев прогнозира съществуването му и възможността за откриване в бъдеще. Астатът е открит от Д. Корсън, К. Макензи и Е. Сегре през 1940 г. Познати са повече от 20 изотопа, от които най-дълго живеещите са 210At и 211At. Според някои данни, когато 20983Bi се бомбардира с хелиеви ядра, се образува изотопът астат-211; Съобщава се, че астатът е разтворим в ковалентни разтворители, може да образува At като други халогени и е вероятно да произведе AtO4 йон. (Тези данни са получени при използване на разтвори с концентрация 1010 mol/l.)

Химични свойства на халогените

Флуорът може да бъде само окислител, което лесно се обяснява с неговото място в периодичната таблица на химичните елементи на Д.И. Той е силен окислител, който окислява дори някои благородни газове:

2F 2 +Xe=XeF 4

Трябва да се обясни високата химична активност на флуора

Разрушаването на флуорна молекула изисква много по-малко енергия, отколкото се отделя при образуването на нови връзки.

По този начин, поради малкия радиус на флуорния атом, несподелените електронни двойки във флуорната молекула взаимно се сблъскват и отслабват

Халогените взаимодействат с почти всички прости вещества.

1. Реакцията с металите протича най-енергично. При нагряване флуорът реагира с всички метали (включително злато и платина); на студено реагира с алкални метали, олово, желязо. При мед и никел реакцията не протича на студено, тъй като върху повърхността на метала се образува защитен слой от флуорид, който предпазва метала от по-нататъшно окисляване.

Хлорът реагира енергично с алкални метали, а с мед, желязо и калай реакцията протича при нагряване. Бромът и йодът се държат по подобен начин.

Взаимодействието на халогени с метали е екзотермичен процес и може да се изрази с уравнението:

2M+nHaI 2 =2MHaI DH<0

Металните халогениди са типични соли.

Халогените в тази реакция проявяват силни окислителни свойства. В този случай металните атоми предават електрони, а халогенните атоми приемат, например:

2. При нормални условия флуорът реагира с водорода на тъмно с експлозия. Взаимодействието на хлора с водорода става при ярка слънчева светлина.

Бромът и водородът взаимодействат само при нагряване, а йодът реагира с водород при силно нагряване (до 350 ° C), но този процес е обратим.

H2 + Cl2 = 2 HCl H2 + Br2 = 2 HBr

Н 2 +I 2 « 350° 2HI

Халогенът е окислител в тази реакция.

Изследванията показват, че реакцията между водород и хлор на светлина има следния механизъм.

Молекулата Cl 2 абсорбира светлинен квант hv и се разлага на неорганични Cl радикали. . Това служи като начало на реакцията (първоначално възбуждане на реакцията). След това продължава самостоятелно. Хлорен радикал Cl. реагира с водородна молекула. В този случай се образуват водороден радикал Н и HCl. На свой ред, водородният радикал H. реагира с молекулата Cl 2, образувайки HCl и Cl. и т.н.

Сl 2 +hv=Сl. +Cl.

кл. +Н2 =НС1+Н.

N. +Cl2 =HCl+C1.

Първоначалното вълнение предизвика верига от последователни реакции. Такива реакции се наричат ​​верижни реакции. Резултатът е хлороводород.

3. Халогените не взаимодействат директно с кислорода и азота.

4. Халогените реагират добре с други неметали, например:

2P+3Cl 2 =2PCl 3 2P+5Cl 2 =2PCl 5 Si+2F 2 =SiF 4

Халогените (с изключение на флуора) не реагират с инертни газове. Химическата активност на брома и йода спрямо неметалите е по-слабо изразена от тази на флуора и хлора.

Във всички горепосочени реакции халогените проявяват окислителни свойства.

Взаимодействие на халогени със сложни вещества. 5. С вода.

Флуорът реагира експлозивно с водата, за да образува атомарен кислород:

H2O+F2 =2HF+O

Останалите халогени реагират с вода по следната схема:

Gal 0 2 +H 2 O «NGal -1 +NGal +1 O

Тази реакция е реакция на диспропорциониране, при която халогенът е едновременно редуциращ агент и окислител, например:

Cl2 +H20«HC1+HC1O

Cl2 +H2O«H + +Cl - +HClO

Сl°+1e - ®Сl - Cl°-1e - ®Сl +

където HCl е силна солна киселина; HClO - слаба хипохлорна киселина

6. Халогените са способни да отстраняват водорода от други вещества, терпентин + C1 2 = HC1 + въглерод

Хлорът замества водорода в наситените въглеводороди: CH 4 + Cl 2 = CH 3 Cl + HCl

и свързва ненаситени съединения:

C 2 H 4 + Cl 2 = C 2 H 4 Cl 2

7. Реактивността на халогените намалява в серията F-Cl - Br - I. Следователно, предишният елемент измества следващия от киселини от типа NG (G - халоген) и техните соли. В този случай активността намалява: F 2 > Cl 2 > Br 2 > I 2

Приложение

Хлорът се използва за дезинфекция на питейна вода, избелване на тъкани и хартиена маса. Големи количества от него се изразходват за производството на солна киселина, белина и др. Флуорът намира широко приложение в синтеза на полимерни материали - флуоропласти, които имат висока химическа устойчивост, а също и като окислител за ракетно гориво. Някои флуорни съединения се използват в медицината. Бромът и йодът са силни окислители и се използват в различни синтези и анализи на вещества.

Големи количества бром и йод се използват за производството на лекарства.

Халогеноводороди

Съединения на халогени с водород HX, където X е всеки халоген, се наричат ​​халогеноводороди. Поради високата електроотрицателност на халогените, свързващата електронна двойка е изместена към тях, поради което молекулите на тези съединения са полярни.

Водородните халиди са безцветни газове с остра миризма и са лесно разтворими във вода. При 0°C разтворете 500 обема НС1, 600 обема HBr и 450 обема HI в 1 обем вода. Флуороводородът се смесва с вода във всяко съотношение. Високата разтворимост на тези съединения във вода прави възможно получаването на концентрат

Таблица 16. Степени на дисоциация на халогеноводородни киселини

разтвори за баня. Когато се разтворят във вода, водородните халиди се дисоциират като киселини. HF принадлежи към слабо дисоциираните съединения, което се обяснява със специалната сила на връзката в кулата. Останалите разтвори на халогеноводороди се класифицират като силни киселини.

HF - флуороводородна киселина HC1 - солна киселина HBr - бромоводородна киселина HI - йодоводородна киселина

Силата на киселините в серията HF - HCl - HBr - HI се увеличава, което се обяснява с намаляване на енергията на свързване в същата посока и увеличаване на междуядреното разстояние. HI е най-силната киселина от серията халогеноводородни киселини (виж Таблица 16).

Поляризуемостта се увеличава поради факта, че водата се поляризира

По-голямата връзка е тази, чиято дължина е по-голяма. I Солите на халогеноводородните киселини имат съответно следните имена: флуориди, хлориди, бромиди, йодиди.

Химични свойства на халогеноводородни киселини

В сухата си форма водородните халиди нямат ефект върху повечето метали.

1. Водните разтвори на халогеноводородите имат свойствата на безкислородни киселини. Взаимодействат енергично с много метали, техните оксиди и хидроксиди; те не засягат метали, които са в електрохимичните серии на напрежение на металите след водорода. Взаимодействат с някои соли и газове.

Флуороводородната киселина разрушава стъкло и силикати:

SiO 2 +4HF=SiF 4 +2H 2 O

Следователно не може да се съхранява в стъклени съдове.

2. В окислително-редукционните реакции халогеноводородните киселини се държат като редуциращи агенти и редукционната активност в серията Cl -, Br -, I - се увеличава.

Касова бележка

Флуороводородът се получава чрез действието на концентрирана сярна киселина върху флуорипат:

CaF2 +H2SO4 =CaSO4 +2HF

Хлороводородът се получава чрез директна реакция на водород с хлор:

Н2 + С12 = 2НС1

Това е синтетичен метод на производство.

Сулфатният метод се основава на концентрирана реакция

сярна киселина с NaCl.

При леко нагряване реакцията протича с образуването на HCl и NaHSO4.

NaCl+H2SO4 =NaHS04 +HC1

При по-висока температура настъпва вторият етап на реакцията:

NaCl+NaHS04 =Na2SO4 +HCl

Но е невъзможно да се получат HBr и HI по подобен начин, т.к техните съединения с метали при взаимодействие с концентрирани

се окисляват от сярна киселина, т.к I - и Br - са силни редуциращи агенти.

2NaBr -1 +2H 2 S +6 O 4(k) =Br 0 2 +S +4 O 2 +Na 2 SO 4 +2H 2 O

Бромоводородът и йодоводородът се получават чрез хидролиза на PBr 3 и PI 3: PBr 3 +3H 2 O=3HBr+H 3 PO 3 PI 3 +3H 2 O=3HI+H 3 PO 3

Халогениди

Металните халогениди са типични соли. Те се характеризират с йонен тип връзка, където металните йони имат положителен заряд, а халогенните йони имат отрицателен заряд. Имат кристална решетка.

Редукционната способност на халогенидите нараства в ред Cl -, Br -, I - (виж §2.2).

Разтворимостта на слабо разтворимите соли намалява в серията AgCl - AgBr - AgI; за разлика от това, AgF солта е силно разтворима във вода. Повечето соли на халогеноводородни киселини са силно разтворими във вода.

Тук читателят ще намери информация за халогените, химичните елементи от периодичната таблица на Д. И. Менделеев. Съдържанието на статията ще ви позволи да се запознаете с техните химични и физични свойства, срещането им в природата, начините на използване и др.

Главна информация

Всички халогени са елементи от химическата таблица на Д.И.Менделеев, разположени в седемнадесетата група. Според по-строг метод на класификация, това са всички елементи от седмата група, основната подгрупа.

Халогените са елементи, които могат да реагират с почти всички вещества от прост тип, с изключение на определено количество неметали. Всички те са енергийни окислители, следователно, в естествени условия, като правило, те са в смесена форма с други вещества. Индикаторът за химическа активност на халогените намалява с увеличаване на серийното им номериране.

Следните елементи се считат за халогени: флуор, хлор, бром, йод, астат и изкуствено създаден тенезин.

Както бе споменато по-рано, всички халогени са окислители с изразени свойства и всички те са неметали. Външният има седем електрона. Взаимодействието с металите води до образуване на йонни връзки и соли. Почти всички халогени, с изключение на флуора, могат да действат като редуциращ агент, достигайки най-високата степен на окисление от +7, но това изисква те да взаимодействат с елементи, които имат по-висока степен на електроотрицателност.

Характеристики на етимологията

През 1841 г. шведският химик Й. Берцелиус предложи да се въведе терминът халогени, наричайки ги F, Br, I, известни по това време, но преди въвеждането на този термин по отношение на цялата група от такива елементи през 1811 г , немският учен И. Швайгер използва същата дума, за да нарече хлор; самият термин е преведен от гръцки като „сол“.

Атомна структура и степени на окисление

Електронната конфигурация на външната атомна обвивка на халогените е следната: астат - 6s 2 6p 5, йод - 5s 2 5p 5, бром 4s 2 4p 5, хлор - 3s 2 3p 5, флуор 2s 2 2p 5.

Халогените са елементи, които имат седем електрона във външната си обвивка, което им позволява „лесно“ да получат електрон, който не е достатъчен за завършване на обвивката. Обикновено окислителното число се появява като -1. Cl, Br, I и At реагират с елементи от по-висока степен и започват да проявяват положителна степен на окисление: +1, +3, +5, +7. Флуорът има постоянна степен на окисление -1.

Разпръскване

Поради високата си степен на реактивност, халогените обикновено се намират под формата на съединения. Нивото на разпространение в земната кора намалява в съответствие с увеличаването на атомния радиус от F до I. Астатът в земната кора се измерва в грамове, а тенесинът се създава изкуствено.

Халогените се срещат естествено в халидни съединения, а йодът може също да приеме формата на калиев или натриев йодат. Поради тяхната разтворимост във вода, те присъстват в океански води и саламура с естествен произход. F е трудно разтворим член на халогените и най-често се среща в седиментни скали, а основният му източник е калциевият флуорид.

Физически качествени характеристики

Халогените могат да се различават значително един от друг и имат следните физични свойства:

1. Флуорът (F2) е светложълт газ, има остра и дразнеща миризма и не е компресируем при нормални температурни условия. Точката на топене е -220 °C, а точката на кипене е -188 °C.
2. Хлорът (Cl 2) е газ, който не се компресира при обикновени температури, дори когато е под налягане, има задушлива, остра миризма и зелено-жълт цвят. Започва да се топи при -101 °C и кипи при -34 °C.
3. Бромът (Br 2) е летлива и тежка течност с кафяво-кафяв цвят и остър, зловонен мирис. Топи се при -7 °C и кипи при 58 °C.
4. Йод (I 2) - това твърдо вещество има тъмносив цвят и се характеризира с метален блясък и доста остра миризма. Процесът на топене започва, когато достигне 113,5 °C и кипи при 184,885 °C.
5. Рядък халоген е астатът (At 2), който е твърдо вещество и има черно-син цвят с метален блясък. Точката на топене съответства на 244 °C, а кипенето започва след достигане на 309 °C.

Химическа природа на халогените

Халогените са елементи с много висока окислителна активност, която намалява в посока от F към At. Флуорът, като най-активният представител на халогените, може да реагира с всички видове метали, без да изключва всички известни. Повечето представители на металите, когато са изложени на флуорна атмосфера, претърпяват спонтанно изгаряне, отделяйки топлина в огромни количества.

Без да излага флуора на топлина, той може да реагира с голям брой неметали, като H2, C, P, S, Si. Типът на реакциите в този случай е екзотермичен и може да бъде придружен от експлозия. При нагряване F принуждава останалите халогени да се окисляват и когато е изложен на облъчване, този елемент е способен напълно да реагира с тежки газове с инертен характер.

Когато взаимодейства със сложни вещества, флуорът предизвиква високоенергийни реакции, например чрез окисляване на водата може да предизвика експлозия.

Хлорът също може да бъде реактивен, особено в свободно състояние. Нивото му на активност е по-малко от това на флуора, но той е способен да реагира с почти всички прости вещества, но азотът, кислородът и благородните газове не реагират с него. Взаимодействайки с водорода, при нагряване или при добра светлина, хлорът предизвиква бурна реакция, придружена от експлозия.

В допълнение и реакциите на заместване, Cl може да реагира с голям брой сложни вещества. Той е в състояние да измести Br и I в резултат на нагряване от съединенията, които създават с метал или водород, и може също да реагира с алкални вещества.

Бромът е по-малко химически активен от хлора или флуора, но все пак се показва много ясно. Това се дължи на факта, че най-често бромът Br се използва като течност, тъй като в това състояние началната степен на концентрация, при други идентични условия, е по-висока от тази на Cl. Широко използван в химията, особено в органичната. Може да се разтвори в H 2 O и частично да реагира с нея.

Халогенният елемент йод образува просто вещество I 2 и е способен да реагира с H 2 O, разтваряйки се в йодиди на разтвори, като по този начин образува сложни аниони. I се различава от повечето халогени по това, че не реагира с повечето неметали и реагира бавно с металите и трябва да се нагрява. Той реагира с водород само при силно нагряване и реакцията е ендотермична.

Редкият халоген астат (At) е по-малко реактивен от йода, но може да реагира с метали. В резултат на дисоциацията се появяват както аниони, така и катиони.

Области на използване

Халогенните съединения се използват широко от хората в голямо разнообразие от области на дейност. За производството на Al се използва естествен криолит (Na 3 AlF 6). Бромът и йодът често се използват като прости вещества от фармацевтични и химически компании. При производството на автомобилни части често се използват халогени. Фаровете са един такъв детайл. Много е важно да изберете висококачествен материал за този компонент на автомобила, тъй като фаровете осветяват пътя през нощта и са начин за засичане както на вас, така и на останалите шофьори. Ксенонът се счита за един от най-добрите композитни материали за създаване на фарове. Халогенът обаче не е много по-нисък по качество от този инертен газ.

Добър халоген е флуоридът, добавка, широко използвана в пастите за зъби. Помага за предотвратяване появата на зъбно заболяване - кариес.

Халогенният елемент хлор (Cl) намира своето приложение в производството на HCl и често се използва в синтеза на органични вещества като пластмаси, каучук, синтетични влакна, багрила и разтворители и др. Съединенията на хлора се използват също като избелващи средства за лен и памук материал, хартия и като средство за борба с бактериите в питейната вода.

внимание! Токсичен!

Поради много високата си реактивност халогените с право се наричат ​​отровни. Способността за влизане в реакции е най-ясно изразена във флуора. Халогените имат изразени задушаващи свойства и могат да увредят тъканите при взаимодействие.

Флуорът в пари и аерозоли се счита за една от най-потенциално опасните форми на халогени, вредни за околните живи същества. Това се дължи на факта, че тя се възприема слабо от обонянието и се усеща само след постигане на голяма концентрация.

Обобщаване

Както виждаме, халогените са много важна част от периодичната таблица; те се различават един от друг по физични и химични качества, атомна структура, степен на окисление и способност да реагират с метали и неметали. Те се използват в различни индустриални приложения, от добавки в продуктите за лична хигиена до синтеза на органични химикали или избелващи вещества. Въпреки факта, че един от най-добрите начини за поддържане и създаване на светлина в автомобилните фарове е ксенонът, халогенът все пак е практически по-нисък от него и също е широко използван и има своите предимства.

Сега знаете какво е халоген. Сканер с всякакви въпроси за тези вещества вече не е пречка за вас.

ОСНОВНИ ХАРАКТЕРИСТИКИ

Халогените (от гръцки halos - сол и genes - образуващ) са елементи от основната подгрупа на VII група на периодичната таблица: флуор, хлор, бром, йод, астат.

Таблица. Електронна структура и някои свойства на халогенните атоми и молекули

1) Общата електронна конфигурация на външното енергийно ниво е nS2nP5.
2) С увеличаване на атомния номер на елементите, радиусите на атомите се увеличават, електроотрицателността намалява, неметалните свойства отслабват (металните свойства се увеличават); халогените са силни окислители; окислителната способност на елементите намалява с увеличаване на атомната маса.
3) Халогенните молекули се състоят от два атома.
4) С увеличаване на атомната маса цветът става по-тъмен, точките на топене и кипене, както и плътността се увеличават.
5) Силата на халогеноводородните киселини се увеличава с увеличаване на атомната маса.
6) Халогените могат да образуват съединения един с друг (например BrCl)

ФЛУОР И НЕГОВИТЕ СЪЕДИНЕНИЯ

Флуор F2 - открит от A. Moissan през 1886 г.

Физични свойства

Газът е светложълт на цвят; t°топене= -219°C, t°кипене= -183°C.

Касова бележка

Електролиза на стопилка от калиев хидрофлуорид KHF2:

Химични свойства

F2 е най-силният окислител от всички вещества:

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

Флуороводород

Физични свойства

Безцветен газ, силно разтворим във вода, т.т. = -83,5°С; заври. = 19,5°С;

Касова бележка

CaF2 + H2SO4 (конц.) ® CaSO4 + 2HF

Химични свойства

1) Разтвор на HF във вода - слаба киселина (флуороводородна):

HF « H+ + F-

Соли на флуороводородна киселина - флуориди

2) Флуороводородната киселина разтваря стъклото:

SiO2 + 4HF ® SiF4+ 2H2O

SiF4 + 2HF ® H2 хексафлуоросилициева киселина

ХЛОР И НЕГОВИТЕ СЪЕДИНЕНИЯ

Хлор Cl2 - открит от К. Шееле през 1774г.

Физични свойства

Газ жълто-зелен цвят, т.т. = -101°C, t°кип. = -34°C.

Касова бележка

Окисляване на Cl- йони със силни окислители или електрически ток:

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

електролиза на разтвор на NaCl (промишлен метод):

2NaCl + 2H2O ® H2 + Cl2 + 2NaOH

Химични свойства

Хлорът е силен окислител.

1) Реакции с метали:

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

2) Реакции с неметали:

H2 + Cl2 –hn® 2HCl
2P + 3Cl2 ® 2PClЗ

3) Реакция с вода:

Cl2 + H2O « HCl + HClO

4) Реакции с алкали:

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

5) Измества брома и йода от халогеноводородни киселини и техните соли.

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

Хлорни съединения
Хлороводород

Физични свойства

Безцветен газ с остра миризма, отровен, по-тежък от въздуха, силно разтворим във вода (1: 400).
t°pl. = -114°C, t°кип. = -85°C.

Касова бележка

1) Синтетичен метод (индустриален):

H2 + Cl2® 2HCl

2) Хидросулфатен метод (лабораторен):

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

Химични свойства

1) Разтвор на HCl във вода - солна киселина - силна киселина:

HCl « H+ + Cl-

2) Реагира с метали в диапазона на напрежението до водород:

2Al + 6HCl® 2AlCl3 + 3H2

3) с метални оксиди:

MgO + 2HCl ® MgCl2 + H2O

4) с основи и амоняк:

HCl + KOH ® KCl + H2O
3HCl + Al(OH)3 ® AlCl3 + 3H2O
НС1 + NH3 ® NH4Cl

5) със соли:

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

Образуването на бяла утайка от сребърен хлорид, неразтворим в минерални киселини, се използва като качествена реакция за откриване на Cl-аниони в разтвор.
Металните хлориди са соли на солна киселина, те се получават чрез взаимодействие на метали с хлор или реакции на солна киселина с метали, техните оксиди и хидроксиди; чрез обмен с определени соли

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

Повечето хлориди са разтворими във вода (с изключение на сребърни, оловни и едновалентни живачни хлориди).

Хипохлорна киселина HCl+1O
H–O–Cl

Физични свойства

Съществува само под формата на разредени водни разтвори.

Касова бележка

Cl2 + H2O « HCl + HClO

Химични свойства

HClO е слаба киселина и силен окислител:

1) Разлага се, освобождавайки атомарен кислород

HClO – на светло® HCl + O

2) С алкали дава соли - хипохлорити

HClO + KOH ® KClO + H2O

2HI + HClO ® I2¯ + HCl + H2O

Хлориста киселина HCl+3O2
H–O–Cl=O

Физични свойства

Съществува само във водни разтвори.

Касова бележка

Образува се при взаимодействието на водороден пероксид с хлорен оксид (IV), който се получава от бертолетова сол и оксалова киселина в H2SO4:

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

Химични свойства

HClO2 е слаба киселина и силен окислител; соли на хлорната киселина - хлорити:

HClO2 + KOH ® KClO2 + H2O

2) Нестабилен, разлага се по време на съхранение

4HClO2 ® HCl + HClO3 + 2ClO2 + H2O

Хипохлорна киселина HCl+5O3

Физични свойства

Стабилен само във водни разтвори.

Касова бележка

Ba (ClO3)2 + H2SO4 ® 2HClO3 + BaSO4¯

Химични свойства

HClO3 - Силна киселина и силен окислител; соли на перхлорната киселина - хлорати:

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

KClO3 - Бертолетова сол; получава се чрез преминаване на хлор през загрят (40°C) разтвор на КОН:

3Cl2 + 6KOH ® 5KCl + KClO3 + 3H2O

Бертолетовата сол се използва като окислител; При нагряване се разлага:

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

Перхлорна киселина HCl+7O4

Физични свойства

Безцветна течност, точка на кипене. = 25°C, температура = -101°C.

Касова бележка

KClO4 + H2SO4 ® KHSO4 + HClO4

Химични свойства

HClO4 е много силна киселина и много силен окислител; соли на перхлорната киселина - перхлорати.

HClO4 + KOH ® KClO4 + H2O

2) При нагряване перхлорната киселина и нейните соли се разлагат:

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

БРОМ И НЕГОВИТЕ СЪЕДИНЕНИЯ

Бром Br2 - открит от J. Balard през 1826 г.

Физични свойства

Кафява течност с тежки токсични изпарения; има неприятна миризма; r= 3,14 g/cm3; t°pl. = -8°C; заври. = 58°C.

Касова бележка

Окисляване на Br йони от силни окислители:

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

Химични свойства

В свободното си състояние бромът е силен окислител; и неговият воден разтвор - "бромна вода" (съдържаща 3,58% бром) обикновено се използва като слаб окислител.

1) Реагира с метали:

2Al + 3Br2 ® 2AlBr3

2) Реагира с неметали:

H2 + Br2 « 2HBr
2P + 5Br2 ® 2PBr5

3) Реагира с вода и основи:

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

4) Реагира със силни редуциращи агенти:

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

Бромоводород HBr

Физични свойства

Безцветен газ, силно разтворим във вода; заври. = -67°C; t°pl. = -87°C.

Касова бележка

2NaBr + H3PO4 –t°® Na2HPO4 + 2HBr

PBr3 + 3H2O ® H3PO3 + 3HBr

Химични свойства

Воден разтвор на бромоводород е бромоводородна киселина, която е дори по-силна от солната киселина. Претърпява същите реакции като HCl:

1) Дисоциация:

HBr « H+ + Br -

2) С метали в серията на напрежение до водород:

Mg + 2HBr ® MgBr2 + H2

3) с метални оксиди:

CaO + 2HBr ® CaBr2 + H2O

4) с основи и амоняк:

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

5) със соли:

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

Солите на бромоводородна киселина се наричат ​​бромиди. Последната реакция - образуването на жълта, неразтворима в киселина утайка от сребърен бромид - служи за откриване на Br - анион в разтвора.

6) HBr е силен редуциращ агент:

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

Сред кислородните киселини на брома са известни слабата бромирана киселина HBr+1O и силната бромирана киселина HBr+5O3.
ЙОД И НЕГОВИТЕ СЪЕДИНЕНИЯ

Йод I2 - открит от Б. Куртоа през 1811г.

Физични свойства

Кристално вещество с тъмно лилав цвят с метален блясък.
r= 4,9 g/cm3; t°pl.= 114°C; точка на кипене = 185°C. Силно разтворим в органични разтворители (алкохол, CCl4).

Касова бележка

Окисляване на I-йони от силни окислители:

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

Химични свойства

1) с метали:

2Al + 3I2 ® 2AlI3

2) с водород:

3) със силни редуциращи агенти:

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

4) с алкали:

3I2 + 6NaOH ® 5NaI + NaIO3 + 3H2O

Йодоводород

Физични свойства

Безцветен газ с остра миризма, силно разтворим във вода, точка на кипене. = -35°C; t°pl. = -51°C.

Касова бележка

I2 + H2S ® S + 2HI

2P + 3I2 + 6H2O ® 2H3PO3 + 6HI

Химични свойства

1) Разтвор на HI във вода - силна йодоводородна киселина:

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

Соли на йодоводородна киселина - йодиди (за други HI реакции вижте свойствата на HCl и HBr)

2) HI е много силен редуциращ агент:

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

3) Идентифициране на I-аниони в разтвор:

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

Образува се тъмно жълта утайка от сребърен йодид, неразтворим в киселини.

Кислородни киселини на йод

Водородна киселина HI+5O3

Безцветно кристално вещество, точка на топене = 110°C, силно разтворимо във вода.

Получаване:

3I2 + 10HNO3 ® 6HIO3 + 10NO + 2H2O

HIO3 е силна киселина (соли - йодати) и силен окислител.

Йодна киселина H5I+7O6

Кристално хигроскопично вещество, силно разтворимо във вода, точка на топене = 130°C.
Слаба киселина (соли - периодати); силен окислител.