Галогены: список элементов и химические свойства

Что такое галогены

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

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

Перечень галогенов

Галогены являются хорошими окислителями, по этой причине в природе их можно встретить только в каких-либо соединениях. Чем выше порядковый номер, тем химическая активность элементов этой группы меньше. К группе галогенов относятся нижеперечисленные элементы:

  • хлор (Cl);
  • фтор (F);
  • иод (I);
  • бром (Br);
  • астат (At).

Последний разработан в институте ядерных исследований, который расположен в городе Дубна. Фтор относится к ядовитым газам бледно-жёлтого цвета. Хлор также ядовит. Это газ, имеющий довольно резкий и неприятный запах светло-зелёного цвета. Бром имеет красно-бурый окрас, это ядовитая жидкость, которая может даже поражать обоняние. Он очень летуч, поэтому его хранят в ампулах. Йод — кристаллическое легко возгоняющееся вещество тёмно-фиолетового цвета. Астат радиоактивен, цвет кристаллов: чёрный с синевой, период полураспада составляет 8,1 часа.

Положение галогенов в периодической системе и строение атомов

Слово «галоген» произошло от греческих «хальс» –соль и «генос» –рождаю, буквально: рождающий соль.

Это название изначально было предложено для хлора, так как хлор был получен электролизом поваренной соли.

название «галоген» изначально было предложено для хлора

А уже в дальнейшем это название распространилось на фтор F, бром Br и йод I.

Таким образом, галогены – это химические элементы главной подгруппы VII группы периодической системы химических элементов:

  • фтор F
  • хлор Сl
  • бром Вг
  • йод I
  • астат At

Галогены – элементы, у которых наиболее ярко выражены свойства неметаллов.

В свободном виде они в природе не встречаются!

Наиболее распространенные минералы, в состав которых входят галогены:

CaF2– флюорит (плавиковый шпат)

NaCl– галит (каменная соль)

КСl х NaCl– сильвинит

MgCl2 х 6Н20 – бишофит.

минералы

Бром Br и йод I встречаются в виде соединений в природных водах.

Морские водоросли ламинарии активно накапливают йод и поэтому являются источником для его получения.

Астат At – радиоактивный элемент и поэтому его свойства не изучены.

Название «астат» переводится с греческого языка «неустойчивый».

Он был предсказан ещё Дмитрием Менделеевым, который назвал его «эка-йод».

По оценкам учёных, во всей земной коре этого элемента насчитывается около 1 грамма (!), он постоянно образуется в процессе распада урана, но и столь же быстро распадается.

На внешнем энергетическом уровне у всех атомов галогенов по семь электронов.

Этим объясняется общность их свойств.

Атомы галогенов легко присоединяют по одному электрону, проявляя в соединениях степень окисления -1.

Однако эти элементы, за исключением фтора, могут проявлять и положительные степени окисления: +1, +3, +5, +7.

Разнообразие значений степеней окисления объясняется электронным строением атомов, а точнее, внешними электронами.

Из электронного строения атома фтора следует, что фтор может принять только один электрон на 2s-подуровень.

Поэтому он одновалентен и его степень окисления всегда -1.

Кроме того, это самый электроотрицательный элемент – ни один другой элемент просто-напросто не способен отнять у атома фтора электрон.

Читайте также:  Скорость химических реакций

Электронное строение атома фтора:

электроотрицательный элемент

Атом хлора Cl в обычном состоянии имеет один электрон и может принять один электрон, проявляя степень окисления -1.

Однако у атома хлора имеется еще пять пустых 3d-орбиталей, и поэтому, если сообщить атому энергию, то возможен перескок электронов c 3s и 3p орбиталей на 3d орбитали, и тогда количество неспаренных электронов увеличивается и может быть 3, 5 или 7.

Поэтому возможные степени окисления хлора: +1, +3, +5, +7.

На схеме ниже показано электронное строение атома хлора в основном и в возбужденном состояниях.

Из схемы видно, почему максимальная валентность хлора равна 7.

электронное строение атома хлора в основном и в возбужденном состояниях
электронное строение атома хлора в основном и в возбужденном состояниях

Распространённость элементов и получение простых веществ

Чем больше величина атомного радиуса, тем меньше наличие солеродов в теле планеты. Величина r – радиуса атома фтора, по сравнению с радиусом атома иода, говорит о том, что фтор более распространён, нежели йод. Астата в коре планеты всего лишь граммы.

Промышленность производит галоиды (устаревшее название) в больших объёмах. При этом по количеству изготовленной продукции лидирует хлор.

Простые вещества получают при помощи галогенидов, окисляя их. Для этого используется электролитическое окисление. Причём из-за того, что положительные потенциалы у фтора и хлора достаточно высокие, приходится применять сильные окислители.

Важно! Электролиз фтора осложнён невозможностью использования водных растворов. Его потенциал окисления выше, и он может вступать в реакцию с водой, поэтому используют плавиковую кислоту.

Электролиз NaCl с применением анодов из графита позволяет добывать хлор. Катоды при этом могут быть:

  • железные;
  • жидкие ртутные;
  • стальные.

Уравнение, описывающее эту реакцию, имеет вид:

2Cl- —› Cl2 (г.) + 2е-.

Выполняя химическое окисление бромида-иона из морской воды, получают бром.

Так же добывают и йод, используя насыщенные им рассолы. Оба процесса проводят, применяя хлор в виде окислителя. Воздушным потоком, проходящим через раствор, удаляются I2 и Br2.

Химические свойства галогенов

Способность вступать в реакцию с разными веществами под воздействием сторонних факторов индивидуальна для каждого из рассматриваемых элементов.

Химические особенности солеродов

При вступлении галогенов в связь с медью (малоактивный металл) получаются галогениды с формулой:

CuHal2, где Hal2 – солероды Br, Cl, F.

Когда галогениды вступают в реакцию с галогенами, то тот солерод, который активнее, вытесняет малоактивный из его же раствора. Хлор, являясь окислителем, вступает во взаимодействие в смесях солей йода и брома. Бром не реагирует на хлориды, но может из иодидов выдавить йод.

При воздействии на органические соединения при хлорировании воды или йодировании соли происходит галогенирование. При этом атом галогена вводится в соединение. Галогенирование может осуществляться замещением, расщеплением или присоединением атома солерода к атомной структуре органических соединений.

Интересно. Йод, имея низкие окислительные способности, не выдавливает из солей галогены. С фтором реакции водных сульфитов вообще не получаются, он вступает в содействие с Н2О.

Физические свойства галогенов

Это характеристики, описывающие цвет, запах, температуры изменения свойств, а также агрегатное пребывание в нормальных условиях.

Физические свойства простых двухатомных веществ

Внимание! Такие токсичные вещества, как галогены, образовывают взаимные соединения: BrCl, ICl, IBr и иные. Три состояния (твёрдое, жидкое и газообразное) присущи солеродам при комнатной температуре.

Растворимость галогенов

Молекулы галогенов неполярны и, как обычно для неполярных веществ, умеренно растворимы в воде (за исключением фтора, который энергично взаимодействует с водой), причем растворимость брома максимальна. Один объем воды растворяет при комнатной температуре около 2,5 объемов хлора. Этот раствор называется хлорной водой (для брома и йода – бромная и йодная вода соответственно). При пропускании хлора в охлажденную до 0 °C воду из раствора выделяются зеленовато-желтые кристаллы клатратных соединений Cl2·8H2O и Cl2·6H2O. Это вещество плавится инконгруэнтно при 9,6 °C.

Читайте также:  Хром — общая характеристика элемента, химические свойства хрома и его соединений

Значительно лучше неполярные галогены растворяются в неполярных органических растворителях (за исключением хлора и фтора, которые интенсивно реагируют практически со всеми органическими растворителями). CS2, C2H5OH, C2H5OC2H5, CHCl3, CCl4, C6H6, бензине – “подобное растворяется в подобном”. Для растворения хлора можно использовать CCl4. Йод также хорошо растворим в растворах иодидов металлов за счет образования комплексного иона I3-. Это свойство позволяет легко экстрагировать галогены из водных растворов. Если, например, взболтать водный раствор йода с небольшим количеством CS2 (не смешивающегося с водой), то почти весь йод перейдет из воды в CS2, окрашивая его в фиолетовый цвет.

Особенностью галогенов является то, что растворение в воде процесс не только физический, но и химический:

H2O + Hal2 ↔ Hhal + HhalO, Hal = Cl, Br

В водном растворе галогены диспропорционируют – подробнее см. химические свойства галогенов.

Получение

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

Получение хлора

В промышленности хлор получают путем электролиза.

    1. Электролиз расплава хлорида натрия
      • 2 NaCl → 2Na + Cl2
      • К (-): Na+ + 1 e → Na0
      • А (+): 2 Cl- — 1 e → Cl20
  1. Электролиз раствора хлорида натрия
    • 2NaCl + 2H2O → H2 + 2NaOH + Cl2
    • К (-): 2H2O + 2 e → H20 + 2OH-
    • А (+): 2Cl- — 1 e → Cl20

В лаборатории хлор получают при реакции соляной кислоты и сильных окислителей.

MnO2 + 4HCl → MnCl2 + Cl2 + 2H2O

Фтор

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

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

Получение йода

Йод получают с помощью окисления.

2KI + Cl2 → I2 + 2KCl

Получение брома

Бром получают с помощью окисления.

2HBr + Cl2 → Br2 + 2HCl

Применение

Химия прочно входит в нашу жизнь, внедряясь во все сферы. Человек научился применять галогены, а также его соединения на своё благо. Биологическое значение галогенов неоспоримо. Области применения их различны:

  • медицина;
  • фармакология;
  • производство различных пластмасс, красителей и т. д.;
  • сельское хозяйство.

Фтор необходим для изготовления зубной пасты
Из природного соединение криолита, химическая формула которого выглядит следующим образом: Na3AlF6, получают алюминий. Соединения фтора нашли широкое распространение при производстве зубных паст. Фтор, как известно, служит для профилактики кариеса. Спиртовую настойку йода применяют для дезинфекции и обеззараживания ран.

Наиболее широкое применение в нашей жизни нашёл хлор. Область его применения довольно многообразна. Примеры использования:

  1. Производство пластмасс.
  2. Получение соляной кислоты.
  3. Производство синтетического волокна, растворителей, каучуков и др.
  4. Отбеливание тканей (льняных и хлопчатобумажных), бумаги.
  5. Обеззараживание питьевой воды. Но всё чаще для этой цели используется озон, так как применение хлора вредно для организма человека.
  6. Дезинфекция помещений

Нужно помнить, что галогены — очень токсичные вещества. Особенно ярко это свойство выражено у фтора. Галогены могут оказывать удушающее и воздействие на органы дыхания и поражать биологические ткани.

Огромную опасность могут иметь пары хлора, а также аэрозоль фтора, имеющий слабый запах, он может ощутиться при большой концентрации. Человек может получить эффект удушья. При работе с такими соединениями нужно соблюдать меры предосторожности.

Читайте также:  Какие функции выполняют белки: классификация по химической структуре, строение

Методы производства галогенов сложные и многообразные. В промышленности к этому подходят с определёнными требованиями, соблюдение которых неукоснительно соблюдаются.

Биологическая роль галогенов

Все галогены обладают очень резким запахом. Вдыхание паров фтора, хлора и брома даже в небольших количествах вызывает сильное раздражение дыхательных путей и воспаление слизистых оболочек, а больших – удушение и тяжелое отравление. Жидкий бром, попадая на кожу, вызывает сильные ожоги и долго не заживающие язвы. В то же время, галогены необходимы для жизни.

Фтор важен для млекопитающих, в т.ч. и человека. Его соединения содержатся в костях и эмали зубов (0,01%). Колебания в содержании фтора в питьевой воде приводят к различным заболеваниям зубов. В то же время фтор и его соединения сильноядовиты, исключение составляют CF4, SF6 и некоторые другие химически инертные вещества.

Хлор существенно важен для многих форм жизни, включая человека. Ионы хлора в организме активируют некоторые ферменты, служат источником для образования соляной кислоты, создающей благоприятную среду для действия ферментов желудочного сока, влияют на электропроводность клеточных мембран и т.д. Соединения хлора содержатся в плазме крови и желудочном соке.

Необходим для поддержания жизни и хлорид натрия. Солевой обмен связан с водным балансом организма. Повышенное содержание хлорида натрия в организме удерживает воду в тканях.

Йод также важен для многих живых существ, в т.ч. и для человека. Соединения йода необходимы для нормальной работы щитовидной железы. Йод содержится не только в щитовидной железе, но и в надпочечниках. Гормон щитовидной железы тироксин (соединение йода) определяет общий темп процессов жизнедеятельности. Пары йода ядовиты.

Недостаток всех вышеперечисленных элементов приводит к серьезным заболеваниям.

Биологическая роль брома и астата не установлена. В небольших количествах соединения брома оказывают успокаивающее действие на центральную нервную систему. Бром очень токсичен, соединения брома, содержание анионы брома малотоксичны. Астат токсичен в силу своей радиоактивности.

Токсичность галогенов

Галогены в опасной концентрации и соединениях действуют на человека следующим образом:

  1. Хлор имеет 2 класс опасности. Концентрация в атмосфере от 1*10-4% уже вызывает раздражение слизистой, доза 0,01% приводит к острому отравлению и остановке дыхания. Это сильный канцероген, вызывающий туберкулёз и способствующий образованию злокачественных опухолей;
  2. Фтор в соединении фторида натрия – приводит к смерти, попадая внутрь через органы дыхания или пищеварения. Смертельная концентрация – 4-9 г. Первичные симптомы – слюнотечение, рвотные позывы. Вторичные признаки отравления – поражения нервной и сердечно-сосудистой систем.
  3. Бром вызывает спазмы и удушье при дыхании уже при концентрации 1*10-3 в объёме воздуха. Токсичная доза – 3 г., смертельная – от 34 г., при попадании внутрь человека.
  4. Йод, при случайном попадании в организм в количестве 3 г. и более, поражает почки и сердечно-сосудистую систему, блокирует рецепторы щитовидной железы.

Применение галогенов и галогенидов в промышленности и в быту приносит больше пользы, чем вреда. Знание допустимых значений концентрации и правил пользования продуктами, в которых применяются солероды, позволяет пользоваться только их положительными качествами.

Источники
  • https://nauka.club/khimiya/galogeny.html
  • https://obrazovanie.guru/himiya/chto-takoe-galogeny-himicheskie-svojstva-i-znachenie-galogenov.html
  • https://ladle.ru/education/himia/8class/galogeny
  • https://amperof.ru/teoriya/galogen-ximicheskie-i-fizicheskie-svojstva-gaza.html
  • https://himgdz.ru/galogeni/fizicheskie-svoistva-galogenov/
  • https://bingoschool.ru/manual/galogenyi-v-ximii-chto-eto-ix-xarakteristiki-i-svojstva-primeryi/

Ваша оценка?

Петр Иваныч
Петр Иваныч
Возможно этот человек ответит на ваши вопросы
Задать вопрос
Рейтинг
( 1 оценка, среднее 5 из 5 )
Понравилась статья? Поделиться с друзьями:
Всё о химии
Adblock
detector