Галогены (элементы VII группы главной подгруппы)

Галогены – в переводе «рождающие соли».

Элемент	Направ-ление	Радиус атома	Электро-отрицательность	Неметаллические свойства	Окислительные свойства	Восстановительные свойства
F		Увеличи-вается	Понижается	Ослабевают	Ослабевают	у F отсутствуют, далее по группе сверху вниз усиливаются
Cl
Br
I

* At – (в пер. «неустойчивый») – в природе не встречается. Синтезирован искусственно в 1940 году в ходе ядерной реакции, радиоактивен. Это второй из искусственно синтезированных элементов (первым был технеций).

Далее везде галогены рассматриваются за исключением астата.

Строение атома (на примере хлора):

Основное состояние:

Галогены (элементы VII группы главной подгруппы) - student2.ru

+17

Галогены (элементы VII группы главной подгруппы) - student2.ru 2e 8e 7e

↑↓

↑

↑↓

3s 3p 3d

↑↓

2s 2p

Электронная формула: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁵

Все галогены являются р-элементами, так как в их атомах последним заполняется р-подуровень.

Характерные степени окисления: -1, 0, +1, +3, +5, +7

Валентность в основном состоянии = I

Возбужденные состояния:

↑↓

↑

↑↓

3s 3p 3d

↑↓

2s 2p

Валентность в данном состоянии = III

↑↓

↑

↑↓

3s 3p 3d

↑↓

2s 2p

Валентность в данном состоянии = V

↑

↑↓

3s 3p 3d

↑↓

2s 2p

Валентность в данном состоянии = VII

Таким образом, для хлора характерны валентности: I, III, V, VII

Аналогичные валентности и степени окисления характерны для Br и I.

Для F, в отличие от остальных галогенов, характерны только степени окисления -1, 0 и валентность I, так как у него самая высокая электроотрицательность среди всех элементов и нет свободных орбиталей на последнем уровне.

Физические свойства простых веществ:

В качестве простых веществ все галогены встречаются в виде молекул Э₂ (F₂, Cl₂, Br₂, I₂). В молекуле атомы соединены ковалентной неполярной химической связью.

Образуют молекулярные кристаллические решетки.

Элемент	Агрегатное состояние	Цвет	Запах	Ядовитость
F	Газ, тяжелее воздуха	Светло-зеленый	Имеют характерный запах	Ядовиты
Cl	Газ, тяжелее воздуха	Желто-зеленый
Br	Жидкость	Красно-бурый
I	Твердое кристаллическое вещество с металлическим блеском	Серо-стальной (пары фиолетовые)

Встречаемость в природе:

F₂, Cl₂, Br₂, I₂ практически не встречаются из-за своей высокой химической активности.

В основном галогены в природе встречаются в составе солей:

NaCl – каменная соль (после очистки – поваренная соль)

KCl ∙ NaCl - сильвинит

KCl ∙ MgCl₂ - карналлит

Ионы Cl^- содержатся в морской воде; в организме человека участвуют в создании мембранного потенциала.

Cl входит в состав хлорофилла растений.

Получение (на примере хлора):

1. В промышленности – электролизом раствора или расплава NaCl.

а). Расплав: 2NaCl → 2Na + Cl₂↑

на катоде: Na⁺ +1e → Na⁰

на аноде: 2Cl^- - 2e → Cl₂⁰

б). Раствор: 2NaCl + 2H₂O → H₂↑ + Cl₂↑ + 2NaOH

на катоде: 2H₂O + 2e → H₂⁰ + 2OH^-

на аноде: 2Cl^- - 2e → Cl₂⁰

2. В лаборатории – реакцией соляной кислоты с сильными окислителями:

а). MnO₂ + 4HCl = MnCl₂ + Cl₂↑ + 2H₂O

б). 2KMnO_{4(крист.)} + 16HCl_(конц.) = 5Cl₂↑ + 2MnCl₂ + 2KCl + 8H₂O

в). KClO₃ + 6HCl_(конц.) = 3Cl₂↑ + KCl + 3H₂O

бертолетова соль

Химические свойства галогенов (на примере хлора):

Все галогены являются сильными окислителями!

1). Взаимодействие с простыми веществами:

а). С металлами:

2Na + Cl₂ = 2NaCl

2Fe + 3Cl₂ = 2FeCl₃

Cu + Cl₂ = CuCl₂

б). С неметаллами:

H₂ + Cl₂ = 2HCl (реакция идет на свету)

2P + 3Cl₂ = 2PCl₃ (реакция идет при нагревании)

хлорид фосфора (III)

2P + 5Cl₂ = 2PCl₅ (реакция идет при нагревании)

хлорид фосфора (V)

С + Cl₂ ≠

Si + 2Cl₂ = SiCl₄ (реакция идет при нагревании)

хлорид кремния (IV)

С азотом и кислородом хлор и другие галогены не взаимодействуют, так как и те, и другие в реакциях проявляют окислительные свойства, поэтому оксиды галогенов можно получить только косвенным путем.

2). Взаимодействие со сложными веществами:

а). С водой:

В направлении F₂ → Cl₂ → Br₂ → I₂ растворимость в воде падает.

Хлор растворим в воде, но плохо (2,5 объема в 1 объеме воды при 20ºС). Раствор хлора в воде называется «хлорная вода». При этом идет реакция:

Cl₂ + H₂O = HCl + HClO (реакция диспропорционирования)

HClO → HCl + [O∙]

атомарный кислород

За счет образования атомарного кислорода растворенный в воде хлор обладает высоким окисляющим, отбеливающим (в том числе обесцвечивает органические красители) и обеззараживающим действием.

Фтор не может иметь положительных степеней окисления, поэтому с водой не диспропорционирует:

2F₂ + 2H₂O = 4HF + O₂

I₂ плохо растворим в воде и практически не взаимодействует с ней, но хорошо растворим в органических растворителях (спирте, хлороформе), а также KI. Раствор I₂ в KI называется «раствор Люголя».

б). С щелочами диспропорционируют:

на холоду: Cl₂ + 2KOH = KCl + KClO + H₂O

при нагревании: 3Cl₂ + 6KOH = 5KCl + KClO₃ + 3H₂O

в). С растворами солей галогеноводородных кислот (находящихся ниже по группе):

Cl₂ + 2NaBr = 2NaCl + Br₂

Cl₂ + 2NaI = 2NaCl + I₂

Но! F₂ + NaCl ≠ , так как F₂ в первую очередь взаимодействует с водой.

Подобным образом идут реакции с галогеноводородами: Cl₂ + 2HI = I₂ + 2HCl

Качественная реакция на I₂:

I₂ + крахмал = темно синее окрашивание

Образующееся соединение при нагревании разрушается и происходит обесцвечивание реакционной смеси. После охлаждения темно синяя окраска снова возвращается, так как соединение образуется заново.

Галогеноводороды

Формула	Восстано-вительные свойства	Агрегатное состояние	Растворимость в воде	Название кислоты, образующейся в результате растворения в воде	Сила кислот
HF	возра- стают	газы	хорошо растворимы в воде	фтороводородная (плавиковая)	увеличивается так как увеличивается радиус атома и длина связи в молекуле, за счет этого прочность связи ослабляется, устойчивость молекулы уменьшается
HCl	хлороводородная (соляная)
HBr	бромоводородная
HI	иодоводородная