ПОДГРУПА VIIA. ХАЛОГЕНИ
ФЛУОР, ХЛОР, БРОМ, ЙОД, АСТАТ
Халогените и особено флуорът, хлорът и бромът са от голямо значение за промишлеността и лабораторната практика както в свободно състояние, така и под формата на различни органични и неорганични съединения. Флуорът е бледожълт силно реактивен газ, който дразни дихателните пътища и разяжда материалите. Хлорът също е корозивен, химически агресивният газ с тъмно зеленикаво-жълт цвят е по-слабо реактивен от флуора. Той се използва широко в ниски концентрации за дезинфекция на вода (хлориране), а във високи концентрации е отровен и причинява силно дразнене на дихателните пътища (хлорният газ се използва като химическо оръжие през Първата световна война). Бромът е тежка червеникаво-кафява течност при нормални условия, но лесно се изпарява, превръщайки се в корозивен газ. Йодът е тъмно виолетово твърдо вещество, което лесно се сублимира. Астатинът е радиоактивен елемент, единственият халоген, който няма стабилен изотоп.
В семейството на тези елементи, в сравнение с други А-подгрупи, неметалните свойства са най-изразени. Дори тежкият йод е типичен неметал. Първият член на семейството, флуорът, проявява "супер неметални" свойства. Всички халогени са електронни акцептори и имат силна тенденция да завършат електронен октет, като приемат един електрон. Реактивността на халогените намалява с увеличаване на атомния номер и като цяло свойствата на халогените се променят в съответствие с тяхното положение в периодичната таблица. Таблица 8а са показани някои физични свойства, които дават възможност да се разберат разликите и редовността на промените в свойствата в серията халогени. Флуорът проявява много необичайни свойства. Например беше установено, че афинитетът на електроните към флуора не е толкова висок, колкото към хлора, и това свойство трябва да показва способността да се приема електрон, т.е. за химическа активност. С оглед на много малкия радиус и близостта на валентната обвивка до ядрото, флуорът трябва да има най-голям афинитет към електрона. Това несъответствие поне отчасти се обяснява с необичайно ниската енергия на свързване на FF в сравнение с тази за ClCl (виж енталпията на дисоциацията в таблица 8а). За флуора той е 159 kJ / mol, а за хлора 243 kJ / mol. Поради малкия ковалентен радиус на флуор, близостта на самотни двойки в структурата: F: F: определя лекотата на разкъсване на тази връзка. В действителност, флуорът е химически по-активен от хлора поради лекотата, с която се образува атомният флуор. Стойността на хидратационната енергия (виж Таблица 8а) показва високата реактивност на флуоридния йон: F йонът се хидратира с по-голям енергиен ефект от другите халогени. Малък радиус и съответно по-висока плътност на заряда обясняват голямата хидратационна енергия. Много от необичайните свойства на флуорните и флуорните йони стават ясни, когато се вземат предвид размерът и зарядът на йона.
Получаване. Голямото промишлено значение на халогените поставя определени изисквания към методите за тяхното производство. Имайки предвид разнообразието и сложността на производствените методи, потреблението и разходите за електроенергия, суровини и необходимостта от странични продукти са от съществено значение.
Флуор. Поради химическата агресивност на флуоридни и хлоридни йони, тези елементи се получават електролитно. Флуорът се получава от флуорит: CaF2, когато се обработва със сярна киселина, образува HF (флуороводородна киселина); KHF2 се синтезира от HF и KF, който се подлага на електролитно окисление в електролитна клетка с отделни анодни и катодни пространства, със стоманен катод и въглероден анод; флуорът F2 се отделя при анода, а водородът е страничен продукт на катода, който трябва да бъде изолиран от флуора, за да се предотврати експлозия. За синтеза на такива важни съединения като полифлуоровъглеводороди, органичните съединения се флуорират в електролизера с флуор, което не изисква изолиране и натрупване на флуор в отделни контейнери.
Хлор произведени главно от NaCl саламура в електролизатори с отделено анодно пространство, за да се предотврати взаимодействието на хлора с други продукти на електролиза: NaOH и H2; по този начин електролизата произвежда три важни промишлени продукта, хлор, водород и алкали. За осъществяването на този процес се използват различни модификации на електролизаторите. Хлорът се получава също като страничен продукт при 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 консумира, за да се получи MgCl2 от MgO. Хлорът също се образува в натриевата металургия от NaCl, но методът на електролизата на разсола е по-евтин. В лабораториите на индустриализираните страни се получават много хиляди тонове хлор чрез реакция 4HCl + MnO2 \u003d MnCl2 + 2H2O + Cl2.
Бром се получават от кладенци със саламура, които съдържат повече бромидни йони, отколкото морската вода, която е вторият по важност източник на бром. Бромидният йон по-лесно се превръща в бром, отколкото флуоридните и хлоридните йони при подобни реакции. Следователно, за да се получи по-специално бром, хлорът се използва като окислител, тъй като активността на халогените в група намалява отгоре надолу и всеки по-рано стоящ халоген измества следващия. При производството на бром, саламурата или морската вода предварително се подкисляват със сярна киселина и след това се обработват с хлор според реакцията
2Br + Cl2 -\u003e Br2 + 2Cl
Бромът се изолира от разтвора чрез изпаряване или продухване, последвано от абсорбирането му от различни реагенти, в зависимост от по-нататъшната употреба. Например, при взаимодействие с нагрят разтвор на натриев карбонат се получават кристални NaBr и NaBrO3; при подкисляване на смес от кристали бромът се регенерира, осигурявайки индиректен, но удобен метод за натрупване (съхранение) на тази разяждаща, неприятна миризма, отровна течност. Бромът може да се абсорбира и от разтвор на SO2, в който се образува HBr. Бромът може лесно да се отдели от този разтвор чрез преминаване на хлор (например, за да се реагира на бром с етилен C2H4, за да се получи дибромоетилен C2H4Br2, който се използва като бензинов антидетонатор). Световното производство на бром е над 300 000 тона годишно.
Йод получена от пепел от водорасли, обработена със смес от MnO2 + H2SO4 и пречистена чрез сублимация. Йодидите се намират в значителни количества в подземните сондажни води. Йодът се получава чрез окисляване на йодидния йон (например нитритен йон NO2 или хлор). Йодът също може да бъде утаен като AgI, от който среброто се регенерира чрез взаимодействие с желязо, за да образува FeI2. Йодът се измества от FeI2 с хлор. Чилийският нитрат, който съдържа примес на NaIO3, се преработва за получаване на йод. Йодидният йон е важен компонент на човешката храна, тъй като е необходим за образуването на йодсъдържащия хормон тироксин, който контролира растежа и другите функции на тялото.
Реактивност и съединения. Всички халогени реагират директно с металите, образувайки соли, чийто йонни характеристики зависят както от халогена, така и от метала. По този начин 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. Йонно свързани халогениди 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 при CdCl2, CuCl2, CuBr2, PbCl2, PdCl2, FeCl2 и др.). В газообразно състояние ковалентните халогениди често образуват димери, например Al2Cl6 (AlCl3 димер). С неметали халогените образуват съединения с почти чисто ковалентна връзка, например халогениди на въглерод, фосфор и сяра (CCl4 и др.). Максималните степени на окисление на неметали и метали са показани при реакции с флуор, например SF6, PF5, CuF3, CoF3. Опитите за получаване на йодиди с подобен състав се провалят поради големия атомен радиус на йод (стеричен фактор) и поради силната тенденция на елементи в силно окислително състояние да окисляват I до I2. Освен директен синтез, халогениди могат да бъдат получени и по други методи. Металните оксиди в присъствието на въглерод реагират с халогени, образувайки халогениди (например, Cr2O3 се превръща в CrCl3). Невъзможно е да се получи CrCl3 от CrCl3CH6H2O чрез дехидратация, а само основният хлорид (или хидроксохлорид). Халогенидите се получават и чрез обработка на оксиди с HX пари, например:

CCl4 е добър хлориращ агент, например за превръщане на BeO в BeCl2. SbF3 често се използва за флуориране на хлориди (вж. SO2ClF по-горе).
Полихалиди. Халогените реагират с много метални халогениди, образувайки полихалогениди от 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. Също така е възможно да се получат смесени полихалиди: RbI + Br2 -\u003e RbIBr2 RbIСl2 + Cl2 -\u003e RbICl4
Разтворимост. Халогените имат известна разтворимост във вода; обаче, както се очаква, поради ковалентната природа на XX връзката и малкия заряд, тяхната разтворимост е ниска. Флуорът е толкова активен, че изтегля електронна двойка от кислорода на водата, докато свободният O2 се освобождава и се образуват OF2 и HF. Хлорът е по-малко активен, но той реагира с вода, образувайки малко HOCl и HCl. Хлорхидратите (например Cl2 * 8H2O) могат да бъдат отделени 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 често срещан медицински антисептик). Разтвор на йод в CCl4 или други безкислородни разтворители е с виолетов цвят. Може да се приеме, че йодните молекули в такъв разтворител се държат подобно на състоянието си в газовата фаза, която има същия цвят. В кислородсъдържащите разтворители кислородната електронна двойка се насочва 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 халоген оксиди са показани в табл. 8б.
Халоген оксокиселини. С образуването на оксокиселини систематичният характер на халогените се проявява по-ясно. Халогените образуват халогенни киселини HOX, халогенни киселини HOXO, халогенни киселини HOXO2 и халогенни киселини HOXO3, където X е халоген. Но само хлорът образува киселини от всички посочени състави, а флуорът изобщо не образува оксокиселини, бромът не образува HBrO4. Съставите на киселините и основните методи за тяхното получаване са показани в табл. 8в.

Всички халогенни киселини са нестабилни, но чистият HOClO3 е най-стабилен (при липса на каквито и да било редуциращи агенти). Всички оксокиселини са силни окислители, но скоростта на окисление не зависи непременно от степента на окисление на халогена. По този начин, HOCl (ClI) е бърз и ефективен окислител, докато разреденият HOClO3 (ClVII) не е. Като цяло, колкото по-високо е степента на окисление на халогена в оксо киселина, толкова по-силна е киселината, следователно HClO4 (ClVII) е най-мощната известна оксо киселина във воден разтвор. Йонът ClO4, образуван по време на дисоциацията на киселина във вода, е най-слабият от отрицателните йони, донор на електронна двойка. Na и Ca хипохлоритите намират промишлено приложение в избелването и пречистването на водата. Интерхалогенните съединения са съединения от различни халогени помежду си. Халогенът с голям радиус винаги има положително окислително състояние в такова съединение (претърпява окисление), а с по-малък радиус - по-отрицателен (претърпява редукция). Този факт произтича от общата тенденция за промяна на активността в халогенната серия. Таблица 8г показва съставите на известни междухалогенни съединения (халоген с по-положително окислително състояние).
Интерхалогенните съединения се образуват чрез директен синтез от елементи. Необичайното за йода състояние на окисление 7 се реализира в съединение IF7, докато други халогени не могат да координират 7 флуорни атома. BrF3 и ClF3 са течни вещества, химически подобни на флуора, но по-удобни за флуориране. В този случай BrF3 е по-ефективен. Тъй като трифлуоридите са силни окислители и са в течно състояние, те се използват като окислители на ракетно гориво.
Водородни съединения. Халогените реагират с водород, образувайки HX и реакцията с флуор и хлор протича експлозивно с леко активиране. Взаимодействието с Br2 и I2 протича по-бавно. За да протече реакцията с водород, е достатъчно да се активира малка част от реагентите с помощта на осветление или нагряване. Активираните частици взаимодействат с неактивираните, образувайки НХ и нови активирани частици, които продължават процеса, а реакцията на двете 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 халогениди от директния синтез дават например 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 -\u003e H3O + + X
HF е по-податлив на комплексация от другите водородни халогениди. Зарядите върху H и F са толкова големи и тези атоми са толкова малки, че образуването на HX-асоциирани от типа полимери със състава (HF) x, където x і 3. В такова решение, дисоциацията под действието на водна молекула е не повече от няколко процента от общия брой на водородните йони. За разлика от другите водородни халогениди, флуороводородът активно реагира със SiO2 и силикати, освобождавайки газообразен SiF4. Следователно, воден разтвор на HF (флуороводородна киселина) се използва при ецване на стъкло и се съхранява не в стъклени, а в парафинови или полиетиленови контейнери. Чистият HF кипи малко под стайната температура (19,52 ° C), така че се съхранява като течност в стоманени бутилки. Водният разтвор на HCl се нарича солна киселина. Наситеният разтвор, съдържащ 36% (тегл.) HCl, се използва широко в химическата промишленост и лабораториите (вж. Също ХИДРОГЕН).
Астатин. Този химичен елемент от халогенното семейство има символа At и атомен номер 85, той съществува само в следи от някои минерали. Още през 1869 г. Д. И. Менделеев прогнозира съществуването му и възможността за откриването му в бъдеще. Астатинът е открит от Д. Корсън, К. Макензи и Е. Сегре през 1940 г. Известни са над 20 изотопа, от които най-дълго живеещите 210At и 211At. Според някои доклади изотопът астатин-211 се образува по време на бомбардирането на 20983Bi с хелиеви ядра; беше съобщено, че астатинът е разтворим в ковалентни разтворители, може да образува At, подобно на други халогени, и е вероятно, че йонът AtO4 може да бъде получен. (Тези данни са получени за разтвори с концентрация 1010 mol / L.)

Химични свойства на халогените

Флуорът може да бъде само окислител, което лесно се обяснява с позицията му в периодичната таблица на химичните елементи на Д. И. Менделеев. Той е най-силният окислител, дори окислява някои благородни газове:

2F 2 + Xe \u003d XeF 4

Трябва да се обясни високата химическа активност на флуора

o разрушаването на флуорна молекула изисква много по-малко енергия, отколкото се отделя по време на образуването на нови връзки.

Така че, поради малкия радиус на флуорния атом, самотните електронни двойки във флуорната молекула взаимно се сблъскват и отслабват

Халогените взаимодействат с почти всички прости вещества.

1. Най-енергичната реакция е с метали. При нагряване флуорът взаимодейства с всички метали (включително злато и платина); в студа реагира с алкални метали, олово, желязо. С мед, никел, реакцията в студа не протича, тъй като върху металната повърхност се образува защитен слой 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 чрез уравнението:

2M + nHaI 2 \u003d 2MHaI DH<0

Металните халогениди са типични соли.

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

2. При нормални условия флуорът реагира с водород експлозивно на тъмно. Взаимодействието на хлора с водорода се осъществява при ярка слънчева светлина.

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

Н 2 + Сl 2 \u003d 2HCl Н 2 + Br 2 \u003d 2НBr

Н 2 + I 2 "350 ° 2HI

Халогенът в тази реакция е окислител.

Проучванията показват, че реакцията на взаимодействие на водорода с хлора в светлината има следния механизъм.

Молекула Сl 2 абсорбира квант светлина hv и се разлага на неорганични радикали Сl. ... Това е началото на реакцията (първоначално възбуждане на реакцията). След това продължава от само себе си. Хлорен радикал Сl. реагира с молекула водород. В този случай се образуват водородният радикал Н и НС1. На свой ред водородният радикал H. реагира с молекулата Cl2, образувайки HCl и Cl. и т.н.

Cl 2 + hv \u003d Cl. + Сl.

Cl. + Н2 \u003d НС1 + Н.

H. + Cl2 \u003d HCl + C1.

Първоначалното вълнение предизвика верига от последователни реакции. Такива реакции се наричат \u200b\u200bверижни реакции. Резултатът е хлороводород.

3. Халогените не взаимодействат директно с кислорода и азота.

4. Халогените реагират добре с други неметали, например:

2Р + 3Сl 2 \u003d 2РСl 3 2Р + 5Сl 2 \u003d 2РСl 5 Si + 2F 2 \u003d SiF 4

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

Във всички тези реакции халогените проявяват окислителни свойства.

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

Флуорът реагира с вода експлозивно, образувайки атомен кислород:

H2O + F2 \u003d 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, когато халогенът е едновременно редуциращ агент и окислител, например:

Сl 2 + Н 2 O «НСl + НСlO

Cl2 + H2O «H + + Cl - + HClO

Сl ° + 1e - ®Сl - Cl ° -1e - ®Сl +

където HCl е силна солна киселина; НСlO - слаба хлороводородна киселина

6. Халогените са способни да отнемат водород от други вещества, терпентин + C1 2 \u003d HC1 + въглерод

Хлорът замества водорода в наситени въглеводороди: СН 4 + Сl 2 \u003d СН 3 Сl + НСl

и се присъединява към ненаситени съединения:

С 2 Н 4 + Сl 2 \u003d С 2 Н 4 Сl 2

7. Реактивността на халогените намалява в серията F-Cl - Br - I. Следователно предишният елемент измества следващия от киселините от типа NG (G - халоген) и техните соли. В този случай активността намалява: F 2\u003e Сl 2\u003e Br 2\u003e I 2

Приложение

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

При производството на лекарства се консумират големи количества бром и йод.

Водородни халогениди

Съединенията на халогени с водород HX, където X е всеки халоген, се наричат \u200b\u200bводородни халогениди. Поради високата електроотрицателност на халогените, свързващата електронна двойка се измества в тяхната посока; следователно молекулите на тези съединения са полярни.

Водородните халогениди са безцветни газове с остър мирис, лесно разтворими във вода. При 0 ° С в 1 обем вода се разтварят 500 обема HC1, 600 обема HBr и 450 обема HI. 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 хидрохалогенни киселини

разтвори за баня. Когато се разтварят във вода, водородните халогениди се дисоциират като киселини. HF принадлежи към слабо дисоциирани съединения, което се обяснява със специалната сила на свързване в сърцевината. Останалите разтвори на водородни халогениди са сред силните киселини.

HF - флуороводородна (флуороводородна) киселина HC1 - солна (солна) киселина HBr - бромоводородна киселина HI - хлороводородна киселина

Силата на киселините в серията HF - НСl - 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 поредица хидрохалогенни киселини (вж. Таблица 16).

Поляризуемостта се увеличава поради факта, че водата поляризира

повече е връзката, чиято дължина е по-голяма. I Солите на хидрохалогенните киселини носят съответно следните имена: флуориди, хлориди, бромиди, йодиди.

Химични свойства на хидрохалогенните киселини

В суха форма водородните халогениди не влияят на повечето метали.

1. Водните разтвори на водородни халогениди имат свойствата на аноксисни киселини. Реагира енергично с много метали, техните оксиди и хидроксиди; металите, които са в електрохимичната поредица от метални напрежения след водород, не действат. Взаимодействайте с някои соли и газове.

Флуороводородната киселина разрушава стъклото и силикатите:

SiO 2 + 4HF \u003d SiF 4 + 2H 2 O

Следователно не може да се съхранява в стъклени съдове.

2. При окислително-редукционни реакции хидрохалогенните киселини се държат като редуциращи агенти и редуциращата активност в серията Cl -, Br -, I - се увеличава.

Получаване

Водородният флуорид се получава чрез действието на концентрирана сярна киселина върху флуор шпат:

CaF 2 + H 2 SO 4 \u003d CaSO 4 + 2 HF

Водородният хлорид се получава чрез директно взаимодействие на водорода с хлора:

H2 + Cl2 \u003d 2HCl

Това е синтетичен метод за получаване.

Сулфатният метод се основава на реакцията на концентрирана

сярна киселина с NaCl.

При леко нагряване реакцията протича с образуването на HCl и NaHSO 4.

NaCl + H2S04 \u003d NaHSO4 + HCI

При по-висока температура настъпва вторият етап на реакцията:

NaCl + NaHSO 4 \u003d Na2S04 + HCI

Но не можете да получите HBr и HI по подобен начин, защото техните съединения с метали при взаимодействие с концентриране

те се окисляват със сярна киселина, тъй като I - и Br - са силни редуциращи агенти.

2NaBr -1 + 2H 2 S +6 O 4 (c) \u003d Br 0 2 + S +4 O 2 + Na 2 SO 4 + 2Н 2 O

Водороден бромид и водороден йодид се получават чрез хидролиза на PBr 3 и PI 3: PBr 3 + 3H 2 O \u003d 3HBr + H 3 PO 3 PI 3 + 3H 2 O \u003d 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 са отрицателни. Имат кристална решетка.

Редуциращата способност на халогенидите се увеличава в сериите 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 хидрохалогенните киселини са лесно разтворими във вода.

Тук читателят ще намери информация за халогени, химични елементи на периодичната система на Д. И. Менделеев. Съдържанието на статията ще ви позволи да се запознаете с техните химични и физични свойства, присъствие в природата, методи на приложение и др.

Главна информация

Халогените са всички елементи от химическата таблица на Д. И. Менделеев, които са в седемнадесетата група. Според един по-стром 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 при условията на природата те обикновено са в смесена форма с други вещества. Индексът на химичната активност на халогените намалява с увеличаване на тяхното редно номериране.

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

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

Особености на етимологията

През 1841 г. шведският химик Й. Берцелиус предлага да се въведе терминът халогени, позовавайки се на известните тогава F, Br, I. Въпреки това, преди въвеждането на този термин по отношение на цялата група от такива елементи, през 1811 г. Германският учен I Schweigger също е наричан хлор със същата дума, самият термин е преведен от гръцки като "soleod".

Атомна структура и степени на окисление

Конфигурацията на електроните на външната атомна обвивка на халогените е следната: астатин - 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 върху външната обвивка, което им позволява „без усилие“ да прикачат електрон, който не е достатъчен за завършване на обвивката. Обикновено степента на окисление се появява като -1. Cl, Br, I и At при взаимодействие с елементи с по-висока степен започват да показват положително окислително състояние: +1, +3, +5, +7. Флуорът има постоянно ниво на окисление -1.

Разпространение

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

Халогените най-често се намират естествено в халогенни съединения, а йодът може да приеме формата на калиев или натриев йодат. Поради разтворимостта си във вода, те присъстват в океанските води и в саламурите от естествен произход. F е слабо разтворим представител на халогените и най-често се среща в седиментните скали, а основният му източник е калциев флуорид.

Физически характеристики на качеството

Халогените могат да бъдат много различни един от друг и те имат следните физични свойства:

1. Флуорът (F2) е светложълт газ с остър и дразнещ мирис и не се компресира 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 под въздействието на налягане, има задушаваща, остра миризма и зелено-жълт цвят. Започва да се топи при -101 ° C и да кипи при -34 ° C.
3. Бромът (Br 2) е летлива и тежка течност с кафяво-кафяв цвят и остра неприятна миризма. 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, миризмата е доста остра. Процесът на топене започва, когато достигне 113,5 ° С и кипи при 184,885 ° С.
5. Рядкият халоген е астатин (At 2), който е твърд и има черно-син цвят с метален блясък. Точката на топене съответства на 244 ° С, а кипенето започва след достигане на 309 ° С.

Химичната природа на халогените

Халогените са елементи с много висока окислителна активност, която намалява от F до At. Флуорът, като най-активният представител на халогените, може да реагира с всички видове метали, без да изключва нито един познат. Повечето представители на металите, попадайки в атмосферата на флуор, се подлагат на самозапалване, като същевременно отделят топлина в огромни количества.

Без да подлага на флуор топлина, той може да реагира с голям брой неметали, например H2, C, P, S, Si. Типът реакции 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 радиация, този елемент е способен да реагира изобщо с тежки газове от инертна природа.

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

Хлорът също може да реагира, особено когато е свободен. Нивото му на активност е по-ниско 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, когато се нагрява или при добро осветление, хлорът създава бурна реакция, придружена от експлозия.

В допълнение и реакции 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 създадените от тях съединения с метал или водород, а също така може да реагира с алкални вещества.

Бромът е химически по-малко активен от хлора или флуора, но въпреки това се проявява много ясно. Това се дължи на факта, че бром Br най-често се използва като течност, тъй като в това състояние първоначалната степен на концентрация при същите условия е по-висока от тази на Cl. Той се използва широко в химията, особено в органичната. Той може да се разтвори в H 2 O и частично да реагира с него.

Халогенният елемент йод образува просто вещество I 2 и е способен да реагира с H 2 O, разтваря се в йодиди на разтвори, като по този начин образува сложни аниони. Различавам се от повечето халогени по това, че той не реагира с повечето неметали и реагира бавно с метали, докато трябва да се нагрява. Реагира с водород само когато е изложен на силно нагряване и реакцията е ендотермична.

Рядкият халоген астатин (At) е по-слабо реактивен от йода, но може да реагира с метали. В резултат на дисоциацията възникват както аниони, така и катиони.

Области на употреба

Халогенните съединения се използват широко от хората в най-различни области на дейност. Естественият криолит (Na 3 AlF 6) се използва за производството на Al. Бромът и йодът често се използват като прости вещества от фармацевтичните и химическите компании. При производството на резервни части за автомобили често се използват халогени. Фаровете са един такъв детайл. Много е важно да изберете правилния материал за този компонент на автомобила, тъй като фаровете осветяват пътя през нощта и са начин за откриване както на вас, така и на останалите шофьори. Един от най-добрите композитни материали за фарове е ксенонът. Халогенът обаче е малко по-нисък по качество от този инертен газ.

Добър халоген е флуоридът, добавка, широко използвана при производството на пасти за зъби. Той помага да се предотврати появата на кариес.

Такъв халогенен елемент като хлор (Cl) намира приложение в производството на HCl, често се използва при синтеза на органични вещества като пластмаси, каучук, синтетични влакна, багрила и разтворители и др. Хлорните съединения се използват и като избелващи агенти лен и памучен материал, хартия и като средство за борба с бактериите в питейната вода.

Внимание! Токсичен!

Поради много високата си реактивност, халогените с право се наричат \u200b\u200bотровни. Способността за влизане в реакции е най-силно изразена при флуора. Халогените имат изразени задушаващи свойства и могат да увредят тъканите при взаимодействие.

Флуорът в парите и аерозолите се счита за една от най-потенциално опасните форми на халогени, вредни за околните живи същества. Това се дължи на факта, че той се възприема зле от обонянието и се усеща само при достигане на висока концентрация.

Обобщаване

Както виждаме, халогените са много важна част от периодичната система, те имат много свойства, различават се по физични и химични свойства, атомна структура, степен на окисление и способност да реагират с метали и неметали. Използва се в индустрията по различни начини, от добавки до продукти за лична хигиена до синтез на органични химикали или избелващи средства. Въпреки факта, че един от най-добрите начини за поддържане и създаване на светлина в автомобилните фарове е ксенонът, въпреки това халогенът практически не отстъпва на него и също е широко използван и има своите предимства.

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

ОСНОВНИ ХАРАКТЕРИСТИКИ

Халогени (от гръцки халос - сол и гени - образуващи) - елементи от основната подгрупа на VII група на периодичната система: флуор, хлор, бром, йод, астатин.

Таблица. Електронна структура и някои свойства на атомите и молекулите на халогените

1) Общата електронна конфигурация на външното енергийно ниво е nS2nP5.
2) С увеличаване на редовия брой елементи 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 хидрохалогенните киселини се увеличава с увеличаване на атомната маса.
6) Халогените могат да образуват съединения помежду си (напр. BrCl)

ФЛУОР И НЕГОВИТЕ СЪЕДИНЕНИЯ

Флуор F2 - открит от А. Moissan през 1886г

Физически свойства

Светложълт газ; t ° pl. \u003d -219 ° C, t ° кипене \u003d -183 ° C.

Получаване

Електролиза на стопилка на 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

Физически свойства

Безцветен газ, добре разтворим във вода t ° pl. \u003d - 83,5 ° С; бала t ° \u003d 19,5 ° С;

Получаване

CaF2 + H2SO4 (конц.) ® CaSO4 + 2HF

Химични свойства

1) HF разтвор 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

Физически свойства

Газът е жълто-зелен, t ° pl. \u003d -101 ° C, bp t ° \u003d -34 ° C.

Получаване

Окисление на Cl-йони чрез 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 (индустриален метод):

2NaCl + 2H2O ® H2 + Cl2 + 2NaOH

Химични свойства

Хлорът е силно окислително средство.

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 основи:

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

5) Замества брома и йода от хидрохалогенни киселини и техните соли.

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

Хлорни съединения
Хлороводород

Физически свойства

Безцветен газ с остър мирис, отровен, по-тежък от въздуха, лесно разтворим във вода (1: 400).
t ° pl. \u003d -114 ° C, bp t ° \u003d -85 ° C.

Получаване

1) Синтетичен метод (промишлен):

H2 + Cl2 ® 2HCl

2) Хидросулфатен метод (лабораторен):

NaCl (твърдо вещество) + H2SO4 (конц.) ® NaHSO4 + HCI

Химични свойства

1) HCl разтвор във вода - солна киселина - силна киселина:

HCl «H + + Cl-

2) Реагира с метали в напрежение 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
HCl + 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.
Хлориди на метали - 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 размяна с някои 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 водоразтворими (с изключение на хлоридите на среброто, оловото и моновалентния живак).

Хипохлорна киселина HCl + 1O
H - O - Cl

Физически свойства

Предлага се само като разредени водни разтвори.

Получаване

Cl2 + H2O «HCl + HClO

Химични свойства

HClO е слабо киселинен и силен окислител:

1) Разлага се, освобождавайки атомен кислород

HClO - в светлината® HCl + O

2) С алкали дава соли - хипохлорити

HClO + KOH ® KClO + H2O

2HI + HClO ® I2¯ + HCl + H2O

Хлорна киселина HCl + 3O2
H - O - Cl \u003d O

Физически свойства

Съществува само във водни разтвори.

Получаване

Образувано от взаимодействието на водороден пероксид с хлорен (IV) оксид, който се получава от солта на Berthollet и оксалова киселина в среда H2SO4:

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

Химични свойства

HClO2 е слабо киселинен и силен окислител; хлоридни соли - хлорити:

HClO2 + KOH ® KClO2 + H2O

2) Нестабилен, разлага се при съхранение

4HClO2 ® HCl + HClO3 + 2ClO2 + H2O

Хлорна киселина HCl + 5O3

Физически свойства

Стабилен само във водни разтвори.

Получаване

Ba (ClO3) 2 + H2SO4 ® 2HClO3 + BaSO4¯

Химични свойства

HClO3 - Силна киселина и силно окислително средство; соли на хлорна киселина - хлорати:

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

KClO3 - сол на Бертолет; той се получава чрез пропускане на хлор през нагрят (40 ° C) разтвор на КОН:

3Cl2 + 6KOH ® 5KCl + KClO3 + 3H2O

Солта на Berthollet се използва като окислител; при нагряване се разлага:

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

Перхлорна киселина HCl + 7O4

Физически свойства

Безцветна течност, бала t ° \u003d 25 ° C, t ° pl. \u003d -101 ° C.

Получаване

KClO4 + H2SO4 ® KHSO4 + HClO4

Химични свойства

HClO4 е много силна киселина и много силен окислител; соли на перхлорна 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.

Физически свойства

Кафява течност с тежки отровни пари; има неприятна миризма; r \u003d 3,14 g / cm3; t ° pl. \u003d -8 ° С; бала t ° \u003d 58 ° C.

Получаване

Окисление на Br йони - силни окислители:

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

Химични свойства

В свободно състояние бромът е силно окислително средство; и неговият воден разтвор, "бромова 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

Водороден бромид HBr

Физически свойства

Безцветен газ, лесно разтворим във вода; бала t ° \u003d -67 ° С; t ° pl. \u003d -87 ° C.

Получаване

2NaBr + H3PO4 –t ° ® Na2HPO4 + 2HBr

PBr3 + 3H2O ® H3PO3 + 3HBr

Химични свойства

Воден разтвор на хлороводород - бромоводородна киселина е дори по-силен от солната киселина. Той влиза в същите реакции като HCl:

1) Дисоциация:

HBr «H + + Br -

2) С метали в диапазона на напрежението 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 бромоводородната киселина се наричат \u200b\u200bбромиди. Последната реакция - образуването на неразтворима в жълта киселина утайка от сребърен бромид служи за откриване на Br - аниона в разтвор.

6) HBr е силен редуциращ агент:

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

От кислородните киселини на брома са известни слаби хибробромни HBr + 1O и силни бромисти HBr + 5O3.
Йод и неговите съединения

Йод I2 - открит от Б. Куртуа през 1811г

Физически свойства

Кристално вещество с тъмно лилав цвят с метален блясък.
r \u003d 4,9 g / cm3; t ° pl. \u003d 114 ° C; точка на кипене \u003d 185 ° C. Нека се разтворим добре в органични разтворители (алкохол, CCl4).

Получаване

Окисление 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 основи:

3I2 + 6NaOH ® 5NaI + NaIO3 + 3H2O

Водороден йодид

Физически свойства

Безцветен газ с остър мирис, ще се разтворим добре във вода, t ° кип. \u003d -35 ° С; t ° pl. \u003d -51 ° C.

Получаване

I2 + H2S ® S + 2HI

2P + 3I2 + 6H2O ® 2H3PO3 + 6HI

Химични свойства

1) Разтвор на HI във вода е силна йодноводородна киселина:

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

Соли на йодноводородна киселина - йодиди (за други HI реакции вижте St. 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 тъмножълта утайка от сребърен йодид, неразтворим в киселини.

Кислородни йодни киселини

Йодна киселина HI + 5O3

Безцветно кристално вещество, t ° pl. \u003d 110 ° C, лесно разтворимо във вода.

Получаване:

3I2 + 10HNO3 ® 6HIO3 + 10NO + 2H2O

HIO3 е силна киселина (соли - йодати) и силно окислително средство.

Йодна киселина H5I + 7O6

Кристално хигроскопично вещество, лесно разтворимо във вода, точка на топене \u003d 130 ° C.
Слаба киселина (соли - периодати); силен окислител.