+7 495 120-13-73 | 8 800 500-97-74

(для регионов бесплатно)

Содержание

Галогены — это… Что такое Галогены?

  • ГАЛОГЕНЫ — ГАЛОГЕНЫ, химические элементы VII группы периодической системы: фтор F, хлор Cl, бром Br, иод I и астат At. Фтор и хлор газы, бром жидкость, остальные кристаллы. Все галогены, кроме At, широко распространены в природе входят в состав многих… …   Современная энциклопедия

  • ГАЛОГЕНЫ — ГАЛОГЕНЫ, элементы (ФТОР, ХЛОР, БРОМ, ЙОД и АСТАТ), принадлежащие к VII группе периодической таблицы. Они реагируют с большинством других элементов и органическими соединениями. Химическая активность падает от начала к концу группы. Галогены… …   Научно-технический энциклопедический словарь

  • ГАЛОГЕНЫ — (устар. выражение галоиды) химические элементы фтор F, хлор Cl, бром Br, иод I и астат At, составляющие главную подгруппу VII группы периодической системы Менделеева. Названы от греческих hals соль и genes рождающий (при соединении с металлами… …   Большой Энциклопедический словарь

  • Галогены — фтор, хлор, бром, йод; входят в VII группу периодической системы. Все члены группы образуют соединения с водородом, причем связь их повышается с уменьшением атомной массы; температура образования различных солей уменьшается с увеличением атомной… …   Российская энциклопедия по охране труда

  • ГАЛОГЕНЫ — общее название пяти хим. элементов, составляющих VII подгруппу Периодической системы элементов Д. И. Менделеева, фтора, хлора, брома, йода и астата. Все Г. неметаллы, их молекулы двухатомны; Г. реагируют со всеми простыми веществами, являются… …   Большая политехническая энциклопедия

  • ГАЛОГЕНЫ — ПОДГРУППА VIIA. ГАЛОГЕНЫ ФТОР, ХЛОР, БРОМ, ИОД, АСТАТ Галогены и особенно фтор, хлор и бром имеют большое значение для промышленности и лабораторной практики как в свободном состоянии, так и в виде различных органических и неорганических… …   Энциклопедия Кольера

  • Галогены — В этой статье не хватает ссылок на источники информации. Информация должна быть проверяема, иначе она может быть поставлена под сомнение и удалена. Вы можете …   Википедия

  • ГАЛОГЕНЫ — ГАЛОИДЫ ИЛИ ГАЛОГЕНЫ химические элементы: хлор, иод, бром, фтор, образующие с металлами соли без кислорода, напр. хлористый натрий (повар. соль). Словарь иностранных слов, вошедших в состав русского языка. Павленков Ф., 1907. ГАЛОИДЫ или ГАЛОГЕНЫ …   Словарь иностранных слов русского языка

  • галогены — ов; мн. (ед. галоген, а; м.). [от греч. hals соль и genesis род, происхождение]. Группа химических элементов (фтор, хлор, бром, йод и др.), образующих соли при соединении с металлами. ◁ Галогенный, ая, ое. Г ые соединения. Г ая лампа (лампа… …   Энциклопедический словарь

  • галогены — halogenai statusas T sritis chemija apibrėžtis F, Cl, Br, I, (At). atitikmenys: angl. halogens; haloid elements; haloids rus. галогены …   Chemijos terminų aiškinamasis žodynas

  • Галогены — (от греч. hals соль и… genes рождающий, рожденный)         химические элементы Фтор F, Хлор Cl, Бром Br, Иод I и Астат At, составляющие главную подгруппу VII группы периодической системы Д. И. Менделеева. Названы Г. по свойству давать соли при… …   Большая советская энциклопедия

  • Галогены

    Галогены

    Галогеныэто элементы VII A группы главной подгруппы. К ним относятся: фтор, хлор, бром, йод и астат

    , который очень редко встречается в природе.

    Все эти элементы являются типичными неметаллами. Галогены, означает «рождающие соли».

    Так как это элементы VII A группы, значит на внешнем энэргетическом уровне у них семь электронов. До завершения уровня им не хватает одного электрона, поэтому они берут этот недостающий электрон у атомов металлов, при этом образуется ионное соединение – соль, где степень окисления галогена -1.

    Галогены – сильные окислители, самый сильный из них фтор, который может быть только окислителем и проявлять степень окисления -1.

    Остальные галогены могут проявлять и восстановительные свойства при взаимодействии с более электроотрицательным элементом – фтором, кислородом или азотом. Поэтому для них возможны степени окисления +1, +3, +5, +7. Так, в соединении HClO степень окисления хлора +1, в соединении HBrO2 степень окисления брома +3, в соединении BrF5 степень окисления брома +5, в соединении H5IO6 степень окисления йода +7.

    В группе сверху вниз – от фтора к йоду – радиус атома увеличивается, поэтому усиливаются восстановительные и металлические свойства

    .

    Все галогены представляют собой двухатомные молекулы, связь между атомами – ковалентная полярная. Все галогены имеют молекулярную кристаллическую решётку.

    Галогены в природе существуют только в виде соединений с другими элементами. Наиболее распространены хлор и фтор, их содержание составляет  0,19% и 0,03% от массы земной коры.

    Например, фтор входит в соcтав плавикового шпата, хлор входит в состав каменной соли, бром содержится в морской воде, а йод в подземных буровых водах.

    Рассмотрим таблицу, в которой отражены физические свойства галогенов. Фтор является светло-жёлтым газом, хлор – жёлто-зелёный газ, бром – бурая жидкость, а йод – твёрдое вещество чёрно-серого цвета.

    Вещество

    Агрегатное состояние при н.у.

    Цвет

    Плотность,

    г/см3

    Температура

    плавления, 0С

    Температура кипения,

    Фтор F2

    Газ

    Светло-жёлтый

    0,0017

    -220

    -188

    Хлор Cl2

    Газ

    Жёлто-зелёный

    0,0032

    -101

    -34

    Бром Br2

    Жидкость

    Буровато-коричневый

    3,1

    -7

    +58

    Йод I2

    Твёрдое вещество

    Чёрно-серый (пары фиолетовые)

    4,9

    +114

    +186

     

    Из таблицы видно, что с ростом молекулярной массы увеличиваются температуры кипения и плавления галогенов, их  плотность

    . Это связано, прежде всего, с увеличением размеров атомов и молекул, а, следовательно, и силами межмолекулярного взаимодействия. От фтора к йоду усиливается интенсивность окраски галогенов, а у кристаллов йода появляется металлический блеск.

    Галогены – химически активные соединения, их активность уменьшается от фтора к йоду.

    Фтор самый активный галоген, который при нагревании реагирует даже с золотом, серебром и платиной. Алюминий и цинк в атмосфере фтора воспламеняются.  Так, в реакции цинка с фтором образуется фторид цинка. Цинк повышает свою степень окисления с 0 до  +2, а фтор, наоборот, понижает степень окисления с 0 до -1. Атом цинка отдаёт по два электрона молекуле фтора. Цинк является восстановителем, а фтор – окислителем.

    Остальные галогены реагируют с металлами в основном только при нагревании. Нагретый порошок железа загорается при взаимодействии с хлором. В результате этого взаимодействия образуется хлорид железа три. Железо повышает свою степень окисления с 0 до +3, а хлор понижает свою степень окисления с 0 до -1. При этом каждый атом железа отдаёт по 3 электрона молекуле хлора. Железо окисляется и является восстановителем, а хлор восстанавливается и является окислителем.

    Медная проволока также сгорает в парах брома. При этом образуется бромид меди два. Медь повышает свою степень окисления с 0 до +2, а бром понижает свою степень окисления с 0 до -1. Каждый атом меди отдаёт по 2 электрона молекуле брома. Медь – восстановитель, а бром – окислитель.

    Йод реагирует с алюминием, катализатором в этой реакции является вода. Алюминий повышает свою степень окисления с 0 до +3, а йод понижает свою степень окисления с 0 до -1. Каждый атом алюминия отдаёт по 3 электрона молекуле йода. Алюминий является восстановителем, а йод – окислителем. В результате этого взаимодействия образуется йодид алюминия.

    Галогены также вытесняют друг друга из солей. Так, более активный галоген вытесняет из раствора соли менее активный.

    Например, хлор вытесняет бром из раствора его соли, потому что хлор более активный галоген, чем бром. Хлор в данной реакции понижает свою степень окисления с 0 до -1, а бром повышает с -1 до 0. В результате чего, каждый бром отдаёт по 2 электрона молекуле хлора. Образуется новая соль – хлорид натрия и молекулярный бром.  Хлор является окислителем, а бром – восстановителем.

    Бром вытесняет йод из раствора йодида калия. В этой реакции бром понижает свою степень оксиления с 0 до -1, а йод повышает свою степень окисления с -1 до 0. При этом 2 электрона от йода переходят к молекуле брома. В результате взаимодействия образуется соль – бромид калия и простое вещество – йод. Бром является окислителем, а йод – восстановителем.

    Для фтора эта реакция не характерна, потому что он взаимодействует с водой, а эти реакции протекают в растворе.

    Галогены реагируют с водородом с образованием галогеноводородов. Например, с фтором водород реагирует со взрывом, с хлором – в присутствии света, а с бромом – при нагревании. В результате взаимодействия водорода с фтором образуется фтороводород, в результате взаимодействия водорода с хлором – хлороводород, в результате взаимодействия водорода с бромом – бромоводород.

    Получение галогенов оказалось сложным процессом. Например: фтор в свободном виде получен впервые только в 1886 году французским химиком Муассаном, который был удостоен за это Нобелевской премии. Своё название элемент получил от греческого фторос – «разрушающий».

                     

    Хлор открыт шведским химиком Шееле в 1774 году. Элемент получил название за цвет простого вещества (от греческого хлорос – жёлто-зелёный).

                      

    Бром открыт в 1826 г. французским химиком Баларом. Элемент назван так за запах простого вещества (от греческого бромос – зловонный).

                        

    Йод получен в 1811 г. французским учёным Куртуа, а название он получил за цвет паров простого вещества (от греческого иодэс – фиолетовый).

                        

    Таким образом, галогены – это элементы VII A группы, их молекулы двухатомны. Они являются сильными окислителями, самый сильный – фтор. Степень окисления фтора – -1, остальные галогены могут иметь степень окисления и +1, +3, +5, +7. В природе встречаются только в виде соединений. Физические свойства их разнообразны: это газы (фтор и хлор), жидкость – бром и твёрдое вещество – йод. С увеличением молекулярной массы у галогенов увеличиваются температуры кипения и плавления. Они вступают во взаимодействие с металлами, с водородом и растворами солей, при этом более активный галоген вытесняет из соли менее активный.

    Онлайн урок: Галогены по предмету Химия 8 класс

    В свободном состоянии молекулы галогенов состоят из двух атомов.

    Некоторые физические свойства галогенов собраны в таблице.

    Галоген

    Фтор

    Хлор

    Бром

    Йод

    Внешний вид

    Бледно-желтый газ с резким запахом

    Желто-зеленый газ с резким запахом

    Коричневая жидкость с резким удушающим запахом

    Тёмно-серые кристаллы

    Относительная атомная масса

    19

    35,4

    79,9

    126,9

    Температура плавления

    –220 °С

    –101 °С

    –7 °С

    114 °С

    Температура кипения

    –188 °С

    –35 °С

    59 °С

    184 °С

    Растворимость в воде

    Окисляет воду

    Небольшая

    Небольшая

    Небольшая

    Растворимость в органических растворителях

    Окисляет растворитель

    Небольшая

    Хорошая

    Хорошая

    Астат в связи с его очень большой скоростью радиоактивного распада не был получен в значительных количествах.

    Водные растворы галогенов называют соответственно:

    • хлорной водой
    • бромной водой
    • йодной водой

     

    Все галогены ядовиты.

    Физиологическое действие галогенов определяется сильными окислительными свойствами.

     

    Особенно опасен фтор (F). При вдыхании даже небольших количеств фтора развивается отек легких, разрушается костная ткань.

     

    Хлор (Cl) применялся как боевое отравляющее вещество во время Первой мировой войны. Отравление хлором вызывает легочные и бронхиальные заболевания.

     

    Токсичность йода (I) используется при хлорировании воды – одном из способов очистки питьевой воды и обеззараживания сточных вод.

    Однако в последнее время из-за токсичности хлора всё чаще применяют озонирование – обработку воды озоном.

    Озон при разложении даёт кислород, который в небольших концентрациях не ядовит.

     

    Пары брома (Br) вызывают удушье, головокружение, головную боль. При попадании брома на кожу образуются сильные, не заживающие длительное время ожоги.

     

    Наименее ядовит из галогенов йод (I), однако и с ним необходимо обращаться осторожно, так как вдыхание паров йода оказывает раздражающее действие на дыхательные пути, нервную систему.

    Кристаллический йод также может вызвать ожог кожи. Именно из-за небольшой токсичности йод применяется как антисептик в медицине.

     

    Галогены химически очень активны, реагируют с очень многими простыми и сложными веществами.

    С водородом они образуют бинарные соединения: HF, HCl, HBr, HI

    Это ядовитые газы с резким запахом, напоминающим запах соответствующих галогенов.

    Эти газы хорошо растворяются в воде и диссоциируют на ионы, образуя кислоты, которые реагируют с металлами с образованием галогенидов и выделением водорода.

     

    Первые две кислоты используются больше двух других и поэтому имеют собственные названия:

    хлороводородная кислота HCl  (соляная)

    фтороводородная кислота HF  (плавиковая)

     

    Своё название они получили из-за того, что хлороводородная кислота HCl  (соляная) образует поваренную соль:

    фтороводородная кислота HF (плавиковая), хотя и не очень сильная именно как кислота, но способна растворять стекло: фтор в составе кислоты вытесняет кислород из оксида кремния (основного компонента стекла):

    Это свойство плавиковой кислоты используется при нанесении надписей и рисунков на стекло.

     

    Галогены активно реагируют с металлами, образуя соли:

    • фториды
    • хлориды
    • бромиды
    • йодиды

     

    При повышенной температуре хлор реагирует с медью, железом и некоторыми другими не очень активными металлами.

    Металлы, как правило, горят в галогенах ярким пламенем с образованием большого количества искр.

    Интересна реакция горения алюминия в броме.

    Реакция сопровождается выделением большого количества энергии. Образующийся бромид алюминия сразу же гидролизуется во влаге воздуха с образованием большого количества дыма – выглядит это очень эффектно.

    Тем не менее, хлор вполне можно хранить в стальных баллонах, потому что при отсутствии влаги реакция не идёт – главное, чтобы хлор был сухим. Баллоны с хлором окрашивают в зеленый цвет с тёмно-зеленой полосой или в желтый цвет с зеленой полосой.

    Большинство неметаллов непосредственно взаимодействуют с галогенами.

    С хлором и бромом энергично взаимодействуют сера и фосфор:

    Галогены взаимодействуют и со сложными веществами (водой, сероводородом).

    Причем активность галогенов в подгруппе убывает сверху вниз.

     Если вам когда-нибудь зададут вопрос: «А может ли гореть вода?» – смело отвечайте: «Да, может».

    Всё дело в том, что более сильный окислитель вытесняет более слабый из его соединений.

    Точно также происходит и с водой, если на неё воздействовать фтором (фтор – более сильный окислитель, чем кислород).

    В атмосфере фтора вода в прямом смысле горит.

    Химическая реакция горения воды в струе фтора выглядит так:

    Галогены также способны вытеснять друг друга из солей – более активный элемент вытесняет менее активный.

    На этом основан промышленный метод получения йода: хлор пропускают через насыщенный раствор морской соли, который содержит большое количество йодидов, и йод выделяется в виде простого вещества:

    Halogens | Protocol (Translated to Russian)

    8.7: Галогены

    Элементы группы 17, известные как галогены, не являются металлами. При комнатной температуре фтор и хлор являются газами, бром — жидкостью, а йод — твёрдым. Астатин является крайне нестабильным радиоактивным элементом, поэтому в настоящее время большая часть его свойств неизвестна из-за короткого полураспада. Теннессин также является синтетическим элементом, который, по прогнозам, будет находиться в этой группе.  

    Галогены встречаются не в виде отдельных атомов, а в виде двухатомных молекул. Атомный радиус увеличивается от фтора к йоду. Электронная конфигурация валентной оболочки галогенов составляет ns2np 5 , и они имеют тенденцию принимать электрон для получения конфигурации с благородным газом. & nbsp; Различные свойства галогенов перечислены в таблице 1.

    Таблица 1: Свойства галогена.

    Элемент Электронная конфигурация Радиус атома (pm) IE1 (кДж/моль) EA (кДж/моль) Плотность при 25 °C. Температура плавления (°C)
    F [HE] 2s22p5 71 1680 -328 1.70 г/л. -219
    CL [NE] 3s23p5 99 1250 -348 3. 12 г/л. -101
    Br [AR] 4s24p5 114 1140 -324 3.19 г/см3 -7
    I [Сr] 5s25p5 133 1010 -295 3. 96 г/см3 114

    Сродство к электронам у галогенов имеют большие отрицательные значения; таким образом, галогенами являются мощные окислители. Фтор является самым мощным окислителем группы с самым отрицательным сродством электронов. Галогены реагируют с металлами с получением электрона, и производят соответствующий галогенид металла. Например, хлор вступает в реакцию с железом, чтобы дать ему хлорид железа и натрий, чтобы дать хлорид натрия. Галогеновые микроорганизмы реагируют с водородом на образование галогенидов водорода, которые растворяются в воде для получения гидрогалогенных кислот. Гидрофтористовая кислота является самой слабой галокислотой. Фтор активно реагирует с водой. Реакция очень экзотермическая и вырабатывает кислород. Реакция хлора менее энергичная с водой. При этой реакции образуется гипохлородная кислота, которая является сильным окислителем.

    Галогены реагируют друг с другом с образованием межгалогенных соединений, многие из которых являются бинарными соединениями. Общая молекулярная формула межгалогенных соединений — AB n , где A — галоген с более высоким атомным номером и нечетное число. Немногочисленными примерами межгалогенных соединений являются ICl, IBr, BrF, BrCl, ClF. Галогены реагируют с углеродом с образованием коммерчески важных соединений. & nbsp; Например, этилен реагирует с фтором с образованием перфторэтилена.

    Этот текст адаптирован из Openstax, Химия 2е изд., раздел 6.5: Периодические изменения свойств элемента.

    Галогены — ХИМИЯ!FOREVER!

    Галогены – это элементы VII A группы главной подгруппы. К ним относятся: фтор, хлор, бром, йод и астат, который очень редко встречается в природе.

    Все эти элементы являются типичными неметаллами. Галогены, означает «рождающие соли»

    Рассмотрим таблицу, в которой отражены физические свойства галогенов.


     

    Фтор является светло-жёлтым газом, хлор – жёлто-зелёный газ, бром – бурая жидкость, а йод – твёрдое вещество чёрно-серого цвета.

    Из таблицы видно, что с ростом молекулярной массы увеличиваются температуры кипения и плавления галогенов, их  плотность

    Это связано, прежде всего, с увеличением размеров атомов и молекул, а, следовательно, и силами межмолекулярного взаимодействия

    От фтора к йоду усиливается интенсивность окраски галогенов, а у кристаллов йода появляется металлический блеск.

    Галогены – химически активные соединения, их активность уменьшается от фтора к йоду.

    Фтор самый активный галоген, который при нагревании реагирует даже с золотом, серебром и платиной. Алюминий и цинк в атмосфере фтора воспламеняются.  

                                                           Если Вы хорошо изучили эту часть урока,ответьте на 5 вопросов теста
    Галогены

    Галогены

    Получение галогенов.

    1. Электролиз растворов и расплавов галогенидов:

    2NaCl + 2H2O = Cl2+ H2+ 2NaOH

    2KF = 2K + F2 (единственный способ полученияя F2)

    2. Окисление галогенводородов:

    2KMnO4+16HCl=2KCl+2MnCl2+5Cl2+8H2O – лабораторный способ получения хлора

    Получение хлора.mp4

    14HBr+K2Cr2O7=2KBr+2CrBr3+3Br2+7H2O

    MnO2 + 4HHal = MnHal2 + Hal2 + 2 H2O– Лабораторный — (Для получения хлора, брома, иода)

    3. Промышленный способ – окисление хлором (для брома и йода):

    2KBr+Cl2=2KCl+Br2  

    2KI + Cl2=2KCl + I2 


    Химические свойства

    Реакции с металлами

      Для галогенов характерна высокая реакционная способность. Фтор реагирует со всеми металлами без исключения, некоторые из них в атмосфере фтора самовоспламеняются.

      2Al + 3F2 → 2 AlF3

      Cu + Cl2 → CuCl2

      Взаимодействие хлора с медью.mp4

      2Na + Br2 → 2NaBr

      Реакции с неметаллами

      Хлор, как и фтор, химически весьма активен. Не реагирует только с кислородом, азотом и благородными газами.

      2Cl2 + Si → SiCl4

      Cl2 + h3 →2 HCl (на свету)

      Взаимодействие хлора с водородом.mp4

      F2 + h3 → 2HF (в темноте со взрывом)

      Галогены вступают в реакцию друг с другом. Чтобы определить степени окисления в получающихся соединениях, вспомните электроотрицательность 😉

      Br2 + F2 →2 BrF (фтор более электроотрицателен, чем бром — F-)

      Br2 + 3 I2 →2 BrI3 (бром более электроотрицателен, чем йод — I-)


    • Реакции с водой
    • Реакция фтора с водой протекает очень энергично, носит взрывной характер.

      2h3O + 2F2 →4 HF + O2

      Хлор реагирует с водой обратимо, образуя хлорную воду — смесь хлорноватистой и соляной кислоты. Бром вступает в те же реакции, что и хлор.

      Cl2 + h3O → HCl + HClO

      h3O + Br2 → HBr + HBrO

      Замечу, что активность йода существенно ниже, чем у остальных галогенов. С неметаллами йод почти не реагирует, а с металлами — только при нагревании.

    • Реакции с щелочами
    • Cl2 + 2NaOH → NaCl + NaClO + h3O

      3Cl2 + 6NaOH →  5NaCl + NaClO3 + 3h3O

    • Окислительные способности
    • Галогены способны вытеснять друг друга из солей. Более активные вытесняют менее активные.

      2KCl + F2 → 2KF + Cl2

      2KBr + Cl2 → 2KCl + Br2

      KBr + I2 ⇸ (реакция не идет, так как йод менее активен, чем бром)

      Взаимодействие хлора с органическими веществами

    Взаимодействие хлора со скипидаром.mp4

                                                                   

                                                                                     Виртуальная практическая работа

                                                                       Лабораторная работа “Химические свойства галогенов”                                                                     (проделайте опыты, уравнения реакций можно не составлять)

    Модуль включает модели приборов и веществ, необходимых для изучения химических свойств хлора, инструкцию, указывающую порядок действий.  Ученику предлагается провести взаимодействие хлора с серой и медью, сфотографировать результаты взаимодействия.

    Внимание! Для воспроизведения модуля необходимо установить на компьютере проигрыватель ресурсов.


    Если Вы хорошо изучили эту часть урока, вставьте 5 пропущенных слов в тексте.
    химические свойства галогенов

    химические свойства галогенов


    5 пропущенных слов

    5 пропущенных слов



    Галогеноводороды

    Соединения, образованные из галогенов и водорода. К галогеноводородам относятся следующие вещества:

    • HF — фтороводород (газ), фтороводородная (плавиковая) кислота (жидкость)
    • HCl — хлороводород (газ), соляная кислота (жидкость)
    • HBr — бромоводород, бромоводородная кислота
    • HI — йодоводород, йодоводородная кислота
    • HAt — астатоводород, астатоводородная кислота

    При н.у. HCl, HBr, HI — газы, хорошо растворимые в воде.

    Получение

    В промышленности применяют получение прямым методом: реакцией водорода с галогенами.

    h3 + Cl2 → 2HCl

    В лабораторных условиях галогеноводороды можно получить в реакциях обмена между галогенсодержащими солями и сильными кислотами.

    NaCl + h3SO4 → NaHSO4 + HCl↑

    CaF2 + h3SO4 → CaSO4 + 2HF

    PBr3 + 3h3O → 3HBr↑ + h4PO3

    h3S + I2 → S + 2HI

    Химические свойства

    • Кислотные свойства
    • HF — является слабой кислотой, HCl, HBr, HI — сильные кислоты. Металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода, способны вытеснить водород из кислоты.

      Mg + 2HBr → MgBr2 + h3↑

      Zn + 2HCl → ZnCl2 + h3↑

      Галогеноводороды реагируют с основными, амфотерными оксидами и основаниями с образованием соответствующих солей.

      Na2O + 2HCl → 2NaCl + h3O

      ZnO + 2HI → ZnI2 + h3O

      KOH + HCl → KCl + h3O (реакция нейтрализации)

      Cr(OH)3 + 3HCl → CrCl3 + 3h3O

    • С солями
    • Реакции протекают в тех случаях, если в результате выпадает осадок, выделяется газ или образуется слабый электролит (вода).

      AgNO3 + HCl → AgCl + HNO3

      Li2CO3 + 2HBr →2 LiBr + h3CO3

    • Восстановительные свойства
    • В некоторых реакциях проявляют себя как сильные восстановители, особенно HI.

      4HI + MnO2 → I2 + MnI2 + 2h3O

      2HI + h3SO4 → I2 + h3S + h3O

      4HI + O2 → 2h3O +2 I2

      2HI + Br2 → 2HBr + I2

      2HCl + h3SO4 → Cl2 + SO2 + 2h3O

    • Реакция с оксидом кремния
    • В целом взаимодействие галогеноводородов с оксидами неметаллов нехарактерно. В этой связи важно выделить реакцию SiO2 с плавиковой кислотой.

      SiO2 + 4HF → SiF4 + 2h3O

      Растворение стекла в плавиковой кислоте.mp4

      Галогениды — соли галогеноводородов

      Обнаружить ионы галогенов возможно воздействием на растворы солей, содержащих галоген ион нитратом серебра (AgNO3).   При наличии хлор-иона образуется белый творожистый осадок хлорида серебра: NaCl + AgNO3 → NaNO3 + AgCl↓     При наличии бром-иона образуется бледно-желтый творожистый осадок бромида серебра: NaBr + AgNO3 → NaNO3 + AgBr↓        При наличии бром-иона образуется желтый творожистый осадок иодида серебра: NaJ + AgNO3 → NaNO3 + AgJ↓

      Осадки не растворимы в воде и азотной кислоте.

      Качественные реакции на хлорид , бромид и йодид ионы.mp4


      Применение галогенов и их соединений

      При­род­ное со­еди­не­ние фтора — крио­лит Na3AlF6 — при­ме­ня­ет­ся при по­лу­че­нии алю­ми­ния. Со­еди­не­ния фтора ис­поль­зу­ют­ся в ка­че­стве до­ба­вок в зуб­ные пасты для предот­вра­ще­ния за­бо­ле­ва­ний ка­ри­е­сом.

      Хлор ши­ро­ко ис­поль­зу­ет­ся для по­лу­че­ния со­ля­ной кис­ло­ты, в ор­га­ни­че­ском син­те­зе при про­из­вод­стве пласт­масс и син­те­ти­че­ских во­ло­кон, ка­у­чу­ков, кра­си­те­лей, рас­тво­ри­те­лей и др. Мно­гие хлор­со­дер­жа­щие со­еди­не­ния ис­поль­зу­ют для борь­бы с вре­ди­те­ля­ми в сель­ском хо­зяй­стве. Хлор и его со­еди­не­ния при­ме­ня­ют­ся для от­бе­ли­ва­ния льня­ных и хлоп­ча­то­бу­маж­ных тка­ней, бу­ма­ги, обез­за­ра­жи­ва­ния пи­тье­вой воды. Прав­да, при­ме­не­ние хлора для обез­за­ра­жи­ва­ния воды да­ле­ко не без­опас­но, для этих целей лучше ис­поль­зо­вать озон. Про­стые ве­ще­ства и со­еди­не­ния брома и иода ис­поль­зу­ют­ся в фар­ма­цев­ти­че­ской и хи­ми­че­ской про­мыш­лен­но­сти.

      Токсичность галогенов

      Вслед­ствие вы­со­кой ре­ак­ци­он­ной спо­соб­но­сти (осо­бен­но это ярко про­яв­ля­ет­ся у фтора) все га­ло­ге­ны яв­ля­ют­ся ядо­ви­ты­ми ве­ще­ства­ми с силь­но вы­ра­жен­ным уду­ша­ю­щим и по­ра­жа­ю­щим ткани воз­дей­стви­я­ми.Боль­шую опас­ность пред­став­ля­ют пары и аэро­золь фтора, так как в от­ли­чие от дру­гих га­ло­ге­нов имеют до­воль­но сла­бый запах и ощу­ща­ют­ся толь­ко в боль­ших кон­цен­тра­ци­ях.

    Что это — галогены? Химические элементы фтор, хлор, иод и астат

    Все элементы периодической таблицы Менделеева объединяют в группы, в зависимости от их химических свойств. В данной статье мы разберем, что такое галогены (или галоиды).

    Значение понятия галогены

    Галогены – это элементы из периодической таблицы Менделеева 17 группы, а по устаревшей классификации – 7 главной подгруппы. К галогенам относится всего 5 химических элементов, среди которых фтор, хлор, иод, астат и бром. Все они являются неметаллами. Галогены – очень активные окислители, а на внешнем уровне данные элементы имеют по 7 электронов.

    Что такое галогены, почему они получили такое название? Слово «галоген» образовалось от двух греческих слов, которые в совокупности означают «рождение соли». Один из элементов этой группы – хлор, вместе с натрием образует соль.

    Физические свойства группы галогенов

    Химические свойства галогенов схожи, но по физическим характеристикам элементы отличаются друг от друга.

    Фтор – это газообразное вещество желтого цвета, с очень неприятным и резким запахом. Хлор – газ зелено-желтого цвета, имеет тяжелый и отталкивающий аромат. Бром – жидкость коричневого цвета. Астат – иссиня-чёрное твердое вещество с резким запахом. Йод – серое твердое вещество. Резюмируя вышеозначенную информацию, можно ответить на вопрос: «Что такое галогены?». Это и газы, и жидкости, и твердые тела.

    Химические свойства группы галогенов

    Основным общим свойством всех галогенов является то, что они все очень активные окислители. Самым активным галоидом является фтор, который реагирует со всеми металлами, а самый неактивный – астат.

    Взаимодействие с галогенами у простых веществ (исключение составляют некоторые неметаллы) проходит легко. В природе они встречаются только в виде соединений.

    Фтор

    Такой химический элемент, как фтор был получен лишь в конце XIX века французским ученым по имени Анри Муассан. Фтор – это газ бледно-желтого цвета. Галогены являются типичными неметаллами и окислителями, а фтор из всех галогенов — самый активный. Сейчас этот галоген незаменим в промышленности ведь его используют при изготовлении труб, изоленты, различных тканевых покрытий, антипригарных поверхностей для сковородок и форм, а в медицине при изготовлении искусственных артерий и вен. В промышленности этот галоген разбавляют азотом.

    Хлор

    Хлор – знаменитый химический элемент, относится к группе галогенов. Что такое галогены, мы разобрали выше. Хлор сохраняет основные свойства элементов своей группы.

    Название он получил от греческого слова «хлорос», что переводится как бледно-зеленый. Этот газ очень широко распространен в природе, он в больших количествах содержится в морской воде. Хлор – очень важный химический элемент, он практически незаменим при отбеливании, дезинфекции бассейнов, а также обеззараживанию питьевой воды.

    Но хлор также известен и тем, что является опаснейшим смертельным оружием. В 1915 году немецкие войска использовали против французской армии порядка 6 тыс. баллонов с этим галогеном. Это смертельное оружие было придумано известным немецким химиком Фрицом Хабером.

    Йод

    Йод, или иод, – еще один химический элемент, который относится к группе галогенов. На самом деле в таблице Менделеева этот элемент называется не иначе как иод, но его тривиальным названием принято считать йод. Наименование элемента произошло от греческого слова, что в переводе на русский означает «фиалковый». Этот химический элемент в повседневной жизни встречается довольно часто. При взаимодействии с другими галогенами в основном с хлором получается отличное средство для дезинфекции ран и царапин. Сейчас иод применяют в медицине для профилактики болезней щитовидной железы.

    Астат

    Астат интересен тем, что никогда не был получен химиками в таком количестве, чтобы его можно было увидеть невооруженным глазом. И скорее всего, эта возможность никогда им не представится. Если бы специалисты и смогли получить большое количество этого химического элемента, он тут же и испарился бы, по причине возникновения высокой температуры, которая появляется в результате радиоактивного излучения этого элемента. Астат – самый редкий химический элемент, а небольшое его количество содержится в земной коре.

    Среди галогенов астат – довольно бесполезный элемент, потому что на данный момент никакого применения ему не найдено.

    Применение и значение

    Несмотря на то что все галогены имеют схожие химические свойства, применяются они совершенно в разных сферах. Например, фтор очень полезен для зубов, именно поэтому его добавляют в зубные пасты. Применение лечебных и профилактических средств, в составе которых присутствует химический элемент фтор, предотвращает появление кариеса. Хлор используют для получения соляной кислоты, которая незаменима в промышленности и медицине. Хлор используют для изготовления каучука, пластмассы, растворителей, красителей, а также синтетических волокон. Соединения, в которых содержится этот элемент, используют в сельском хозяйстве для борьбы с вредителями. Галоген хлор незаменим для отбеливания бумаги и тканей. Считается, что применение хлора для обработки питьевой воды небезопасно. Бром, который является галогеном, а также иод часто используют в медицине.

    Значение галогенов в жизни человека огромно. Если представить существование человечества без галоидов, то мы были бы лишены таких вещей, как фотографии, антисептические и дезинфицирующие средства, каучук, пластик, линолеум и многих других. Помимо этого, данные вещества необходимы организму человека, чтобы нормально функционировать, то есть играют важную биологическую роль. Хоть свойства галогенов и схожи, их роль в промышленности и медицине разная.

    Как легко определять свойства элементов и их соединений — Российская газета

    Не так уж часто удается написать заметку о том, что не просто войдет в школьные учебники будущего, а станет одной из базовых картинок-иллюстраций. Химики из Сколковского института науки и технологий Артем Оганов и Захед Алахъяри придумали и рассчитали, как расположить химические элементы в порядке постепенного изменения их химических свойств. Такая последовательность удобнее, чем таблица Менделеева, для предсказания твердости, стабильности, намагниченности и других свойств элементов и их соединений. О том, как было сделано и что значит это отрытые, «Коту» рассказал профессор Сколтеха Артем Оганов.

    Артем Оганов — кристаллограф-теоретик, создатель ряда новых материалов, а главное, методов, которые позволяют открывать новые материалы. Решил считавшуюся нерешаемой задачу предсказания кристаллической структуры вещества на основе его химического состава. Создал программу USPEX, способную предсказывать устойчивые химические соединения по набору исходных элементов. Один из самых цитируемых в мире ученых.

    Я хорошо помню, как мне пришло в голову решение этой задачи. Мы с семьей садились в самолет. У меня четверо детей, и все они расположились у меня на голове и прочих частях тела и к тому же продолжали непрерывно двигаться. Опытные родители знают, что сопротивляться этому бессмысленно, а беспокоиться неразумно. Поэтому мой мозг перестал метаться, анализируя внешние сигналы, и застыл, сфокусировавшись в одной точке. Точка эта оказалась на спинке впередистоящего кресла. Там-то и начал проступать основной график будущей работы. Я вдруг увидел, что элементы таблицы Менделеева не размазаны равномерно в пространстве своих свойств, а, как звезды в Галактике, расположены более-менее на плоскости.

    Эта проблема волновала меня последние 15 лет. В 1984 году британский физик Дэвид Петтифор опубликовал работу, в которой ввел понятие менделеевских чисел, — с их помощью он сгруппировал элементы в порядке изменения их химических свойств. В таблице Менделеева свойства элементов меняются скачками. Так, после самого химически активного неметалла фтора идет инертный неон, а сразу за ним — активнейший металл натрий. Можно ли найти вариант, при котором рядом бы стояли похожие по свойствам элементы?

    Петтифор предложил решение — выстроил элементы в некоторой последовательности, приписав им некие числа Менделеева. Но как приписал, не объяснил. И тем более не объяснил, какой у них физический смысл. Эти числа не расчет, а произвол, хотя и основанный на наблюдениях за свойствами бинарных соединений — веществ, состоящих из двух разных атомов. Скажем, если NaCl и KCl похожи, то и натрий с калием должны стоять рядом. Все это время ученые модифицировали и улучшали менделеевские числа, но что это такое, так никто и не объяснил.

    У химических элементов есть разные характеристики, которые влияют на их свойства. Прежде всего размер атома (его радиус), валентность, поляризуемость*, электроотрицательность**. Но валентность — параметр непостоянный, у разных элементов могут быть разные валентности, а мы неоднократно открывали химические соединения, которые с точки зрения привычных представлений о валентности не могли бы существовать. Но существуют. Поляризуемость очень сильно коррелирует с электроотрицательностью.

    *Поляризуемость — способность атома или молекулы становиться электрически полярными во внешнем электромагнитном поле. Поляризуемость показывает, насколько легко может возникнуть заряженная частица (ион) или новая химическая связь.

    **Электроотрицательность — способность атома оттягивать электроны других атомов в химических соединениях. Самая высокая степень электроотрицательности у галогенов и сильных окислителей (F, O, N, Cl), низкая — у активных металлов (Li, Na, K).

    Получается, что для определения фундаментальных свойств атомов можно использовать только атомный радиус и электроотрицательность. И если по оси Х — радиус, а по оси Y — электроотрицательность, мы получаем плоскость, на которой сильно вытянутым облаком располагаются элементы. Внутри этого облака, воспользовавшись несложным математическим приемом, можно провести линию, вдоль которой элементы встанут в порядке максимально плавного изменения свойств.

    Так мы открыли физический и химический смысл менделеевских чисел: это наилучшее представление всех химических свойств атома одним числом. Но мы предложили не только объяснение, но и улучшенную версию чисел Менделеева, в которой нет места субъективности — только расчеты на основе фундаментальных характеристик атомов. Мы назвали это «Универсальной последовательностью элементов», по-английски Universal Sequence Of Elements, сокращенно USE. И действительно, наша последовательность удобна в применении: она предсказывает свойства химических соединений лучше, чем петтифоровские менделеевские числа и их позднейшие модификации.

    Если расположить элементы на осях, то на плоскости будут бинарные соединения — молекулы и кристаллы, состоящие из двух типов атомов. Мы обнаружили, что на этом поле — его можно назвать химическим пространством — возникают области соединений с близкими свойствами, например твердостью кристаллов, магнетизмом, энергией связи. Известно, например, что алмаз, состоящий только из углерода, — самый твердый из кристаллов. А как искать другие твердые вещества? По соседству с алмазом в его химическом пространстве.

    Улучшенные менделеевские числа помогут находить новые соединения с полезными свойствами и смогут прояснить некоторые вопросы, связанные с привычной таблицей Менделеева. Например, уже сейчас можно ставить точку в споре, где должен находиться водород: над литием или над фтором. Согласно менделеевским числам, водород ближе к галогенам, чем к щелочным металлам.

    Ссылка: Zahed Allahyari and Artem R. Oganov, Nonempirical Definition of the Mendeleev Numbers: Organizing the Chemical Space: J. Phys. Chem. C 2020, 124, 43, 23867-23878.

    Универсальная последовательность элементов (USE)

    Журнал «Кот Шрёдингера»

    Как вычисляются числа Менделеева

    Универсальная последовательность элементов определяется их проекцией на линию, обозначенную синим цветом. Журнал «Кот Шрёдингера»

    Периодическая таблица: повседневное использование галогенов

    Revolutionized поддерживает считыватели. Когда вы совершаете покупку по ссылкам на нашем сайте, мы можем получать партнерскую комиссию. Узнайте больше здесь.

    Мы используем различные элементы таблицы Менделеева каждый день, даже не осознавая этого. Кислород и водород составляют воду, которую вы пьете. Кислород и азот составляют воздух, которым вы дышите. Различные металлы составляют все, от столового серебра, которым вы едите, до деталей машины, на которой вы едете.Сегодня мы подробнее рассмотрим свойства галогенов. Что такое галогены и где вы можете встретить их в повседневной жизни?

    Свойства галогенов и их количество

    В группе галогенов шесть элементов, но в чистом виде они очень редко встречаются в природе. Эти элементы очень реактивны, поэтому, когда они встречаются в природе, обычно в форме соединений или в виде ионов. Шесть:

    Мука Йод
    Хлор Астатин
    Бром Теннессин

    Фтор и хлор довольно распространены в земной коре. Йод и бром встречаются реже. Ученые считают астат одним из самых редких природных элементов. С другой стороны, ученые искусственно создали Теннессин.

    Химические и физические свойства

    Каждый из этих элементов имеет сходные химические и физические свойства. Свойства галогенов определяются по их внешней оболочке — каждый галогенный элемент имеет семь валентных электронов на своей внешней оболочке. В чистом виде вы никогда не найдете ни одного атома галогена. Все они представлены в виде двухатомных молекул — двух атомов элемента — или связаны с другим элементом.

    Каждый из этих элементов также образует кислоты при соединении с водородом. В отличие от некоторых других элементных групп, галогены охватывают все три состояния материи. Йод и астатин находятся в твердом состоянии, бром — в жидком состоянии, а фтор и хлор в своем естественном состоянии — в газах.

    Теннессин немного сложно классифицировать, потому что он был создан в лаборатории, поэтому в любой момент времени было создано всего несколько атомов, а период полураспада элемента составляет всего около 80 миллисекунд.

    Реальные приложения

    Где вы можете найти галогенные элементы в повседневной жизни? Поскольку природа свойств галогена затрудняет их поиск в одиночку, вот общие двухатомные молекулы каждого элемента, встречающиеся в нашей жизни.

    Фтор

    Фтор — элементарный элементарный ребенок. Это самый реактивный элемент в периодической таблице, связывающийся со всем, что находится достаточно близко, чтобы обмениваться электронами. Он также не хочет отказываться от своих доходов, полученных нечестным путем.Никакое химическое вещество на планете не может отделить фтор от любого из его соединений. Такая реакционная способность означает, что вы никогда не найдете в природе чистого элементарного фтора.

    Существует множество применений для этого проблемного элемента, и вы, вероятно, встречали пару из них в своей повседневной жизни.

    Использование фтора
    • Зубная паста: Соедините фтор с натрием, и вы получите фторид натрия. Вы найдете это соединение в большинстве зубных паст, помогает предотвратить кариес. .
    • Травление стекла: В паре с водородом фтор становится плавиковой кислотой. Эта кислота часто содержится как в бытовых, так и в коммерческих составах для травления стекла.
    • Изотопы урана: Фтор даже связывается с радиоактивными элементами. Гексафторид урана помогает инженерам-атомщикам разделять изотопы урана для различных применений.

    Хлор

    Хлор — еще один элемент, который успешно связывается практически со всем, что встречается на его пути, хотя он не так активен, как фтор.Этот элемент появился в конце 1700-х годов, и большая часть хлора, который мы используем сегодня, поступает из океанов путем электролиза.

    Вы найдете хлор в самых разных продуктах, многие из которых, вероятно, есть у вас дома прямо сейчас.

    Использование хлора
    • Очистители: Отбеливатель производится из разбавленного хлора. Его антисептические свойства делают его ценным для всего, от дезинфекции поверхностей до очистки питьевой воды.
    • Плавательные бассейны: Другое применение хлора — это обслуживание бассейнов .Элемент дезинфицирует воду и предотвращает рост водорослей и бактерий.
    • Поваренная соль: Возьмите два опасных химиката — натрий и хлор — и позвольте им соединиться, и вы получите вкусное дополнение к большинству пищевых продуктов. Хлорид натрия — это химическое название поваренной соли.

    Бром и йод

    Бром получил свое название от греческого слова bromos, , что означает зловоние. Этот элемент жидкий при комнатной температуре и имеет невероятно ядовитый запах.Это опасное вещество, которое при попадании на кожу вызывает химические ожоги. Он также испаряется при комнатной температуре, образуя газообразный галоген, который раздражает глаза и легкие.

    Йод, с другой стороны, был еще одним случайным открытием. Химик пытался удалить натрий и калий из морских водорослей. При добавлении слишком большого количества серной кислоты к соединению образовалось облако пурпурного газа, которое при конденсации содержало элементарный йод.

    Применение брома и йода
    • Проявление фото: Бром раньше был необходим для предотвращения накопления свинца в двигателях, когда мы все еще использовали этилированный бензин.Сегодня неэтилированный бензин является стандартом, и единственное практическое применение брома — это бромид серебра, который необходим для проявки фотографий.
    • Дезинфицирующие средства: Йод в смеси со спиртом — невероятно эффективный антисептик для поверхностных ран. В наши дни это не так часто, как раньше, но вы все еще можете найти бутылку или две в местной аптеке.
    • Радиационное облучение: Йод — необходимый микронутриент, поддерживающий здоровье щитовидной железы.Когда он связывается с калием, образующийся йодид калия может лечить острое облучение.

    Астатин и Теннессин

    Астатин настолько невероятно редок в природе, что, по оценкам ученых, в любой момент времени существует всего 30 граммов. Он образуется при распаде тория и урана.

    Теннессин не встречается в природе, но он невероятно радиоактивен. У него невероятно короткий период полураспада — около 80 миллисекунд, поэтому вы не встретите его в повседневной жизни. Вне лабораторных условий ни один из этих элементов не имеет практического применения.

    От предпоследнего, но не менее

    Группа галогенов может быть не так распространена, как некоторые другие группы элементов, но эти элементы являются важной частью окружающего нас мира, и многие из них являются основой для таких вещей, как отбеливатель в вашей прачечной или зубная паста в ваша ванная комната. Возможно, вы не встретите их в чистом виде, но в случае с такими веществами, как фтор и хлор, это неплохо. Если в вашей аптечке есть йод, значит, вы встречали галогены в повседневной жизни.

    Если у вас есть какие-либо вопросы о свойствах галогенов, дайте нам знать в комментариях ниже. Хотите узнать больше о других элементах периодической таблицы? Научитесь читать таблицу Менделеева сейчас?
    Эта статья изначально опубликована 06.09.2018. Мы обновили его 09.09.2020, чтобы расширить раздел «Реальные приложения» за счет более глубокого использования галогенов.

    Revolutionized поддерживает считыватели. Когда вы совершаете покупку по ссылкам на нашем сайте, мы можем получать партнерскую комиссию.Узнайте больше здесь.

    Элементы Группы 17 (Галогены)

    22.5 Элементы Группы 17 (Галогены)

    Цель обучения

    1. Чтобы понять периодические тенденции и реакционную способность элементов группы 17: галогенов.

    Поскольку галогены обладают высокой реакционной способностью, ни один из них не встречается в природе как свободный элемент. Соляная кислота, входящая в состав царской водки (смесь HCl и HNO 3 , растворяющая золото), и минеральный плавиковый шпат (CaF 2 ) были хорошо известны алхимикам, которые использовали их в своих поисках золото.Несмотря на их присутствие в знакомых веществах, до 19 века ни один из галогенов не считался элементом.

    Обратите внимание на узор

    Поскольку галогены обладают высокой реакционной способностью, ни один из них не встречается в природе как свободный элемент.

    Хлор был первым галогеном, который был получен в чистом виде. В 1774 году Карл Вильгельм Шееле (соискатель кислорода) произвел хлор путем реакции соляной кислоты с диоксидом марганца. Однако Шееле был убежден, что бледно-зеленый газ, который он собирал над водой, был соединением кислорода и соляной кислоты.В 1811 году «соединение» Шееле было идентифицировано как новый элемент, названный от греческого chloros , что означает «желтовато-зеленый» (тот же стержень, что и у хлорофилла , зеленого пигмента растений). В том же году французский промышленный химик Бернар Куртуа случайно добавил слишком много серной кислоты к остатку, полученному от сожженных морских водорослей. Был выпущен темно-фиолетовый пар с резким ароматом, подобным аромату «соединения» Шееле. Пурпурное вещество было идентифицировано как новый элемент, названный йодом от греческого iodes , что означает «фиолетовый».Бром был открыт вскоре после этого молодым французским химиком Антуаном Жеромом Баларом, который выделил темно-красную жидкость с сильным запахом хлора из рассола из солончаков близ Монпелье на юге Франции. Поскольку многие из его свойств были промежуточными между свойствами хлора и йода, Балард сначала думал, что выделил соединение из двух (возможно, IC1). Однако вскоре он понял, что открыл новый элемент, который назвал бромом от греческого bromos , что означает «зловоние».«В настоящее время органические соединения хлора, такие как ПВХ (поливинилхлорид), потребляют около 70% Cl 2 , производимого ежегодно; Броморганические соединения используются в гораздо меньших количествах, прежде всего как антипирены.

    Из-за уникальных свойств своих соединений считалось, что фтор существует задолго до того, как он был фактически выделен. Минеральный плавиковый шпат (теперь называемый флюорит [CaF 2 ]) использовался с 16 века в качестве «флюса», вещества с низкой температурой плавления, которое могло растворять другие минералы и руды.В 1670 году немецкий стеклорез обнаружил, что при нагревании плавикового шпата с сильной кислотой образуется раствор, который может травить стекло. Позднее было обнаружено, что раствор содержит кислоту нового элемента, который в 1812 году был назван фтором. Однако оказалось, что элементарный фтор очень трудно выделить, поскольку и HF, и F 2 чрезвычайно реактивны и токсичны. После трехкратного отравления при попытке выделить элемент, французский химик Анри Муассан в 1886 г. преуспел в электролизе образца KF в безводном HF с образованием бледно-зеленого газа (рис.14 «Выделение элементарного фтора»). За это достижение, среди прочего, Муассан узко победил Менделеева и получил Нобелевскую премию по химии в 1906 году. Большое количество фтора теперь расходуется на производство криолита (Na 3 AlF 6 ), ключевого промежуточного звена в производстве производство алюминия металлического. Фтор также содержится в зубах в виде фторапатита [Ca 5 (PO 4 ) 3 F], который образуется в результате реакции гидроксиапатита [Ca 5 (PO 4 ) 3 OH] в зубная эмаль с ионами фтора в зубных пастах, ополаскивателях и питьевой воде.

    Кристалл минерального флюорита (CaF 2 ). Пурпурный цвет некоторых кристаллов флюорита обусловлен небольшими включениями сильно окисляющих примесей, которые выделяют заметное количество озона при измельчении кристаллов.

    Рисунок 22.14 Выделение элементарного фтора

    Французский химик Анри Муассан был первым, кто выделил элементарный фтор. Репродукция U-образной электролизной ячейки, с помощью которой Муассан впервые выделил элементарный фтор в 1866 году, показана с образцами криолита (слева) и плавикового шпата (справа).Плавиковый шпат — это сырье, из которого получают безводную плавиковую кислоту (HF). Криолит — редкий минерал, содержащий фторид-ион.

    Самый тяжелый галоген — астат (At), который непрерывно образуется в результате естественного радиоактивного распада. Все его изотопы очень радиоактивны, а самый стабильный имеет период полураспада всего около 8 часов. Следовательно, астатин является наименее распространенным природным элементом на Земле, и, по оценкам, в любой момент времени в земной коре присутствует менее 30 г.

    Приготовление и общие свойства элементов группы 17

    Все галогены, кроме йода, встречаются в природе в виде солей галогенид-ионов (X ), поэтому все методы, используемые для получения F 2 , Cl 2 и Br 2 , включают окисление галогенида. Реакция CaF 2 с концентрированной серной кислотой дает газообразный фтористый водород:

    Уравнение 22.38

    CaF 2 (т) + H 2 SO 4 (л) → CaSO 4 (т) + 2HF (г)

    Фтор получают электролизом смеси 1: 1 HF и K + HF 2 при 60–300 ° C в аппарате из монеля, высококоррозионно-стойкого сплава никель-медь:

    Уравнение 22.39

    KHF2⋅HF (ж) → электролиз F2 (г) + h3 (г)

    Фтор — один из самых сильных известных окислителей, и как F 2 , так и HF обладают высокой коррозионной активностью. Следовательно, производство, хранение, транспортировка и обращение с этими газами создают серьезные технические проблемы.

    Рисунок 22.15 Подземная соляная шахта

    Подземные месторождения каменной соли расположены по всему миру, например, в Петралии на Сицилии.

    Хотя хлора значительно меньше, чем фтора, элементарный хлор производится в огромных масштабах.К счастью, большие подземные месторождения каменной соли (NaCl) находятся по всему миру (рис. 22.15 «Подземная соляная шахта»), а морская вода состоит примерно из 2% NaCl по массе, обеспечивая почти неисчерпаемый запас. Внутренние соленые озера, такие как Мертвое море и Большое соленое озеро, являются еще более богатыми источниками, содержащими около 23% и 8% NaCl по массе соответственно. Хлор получают промышленным способом с помощью хлорщелочного процесса, в котором используется следующая реакция:

    Уравнение 22.40

    2NaCl (водн.) + 2h3O (l) → электролиз 2NaOH (водн.) + Cl2 (г) + h3 (г)

    Бром гораздо менее распространен, чем фтор или хлор, но он легко извлекается из морской воды, которая содержит около 65 мг Br на литр. Еще более богатыми источниками являются соленые озера и подземные рассолы; Например, в Мертвом море содержится 4 г Br на литр. Йод является наименее распространенным из нерадиоактивных галогенов и является относительно редким элементом. Из-за своей низкой электроотрицательности йод обычно встречается в природе в окисленной форме.Следовательно, наиболее коммерчески важные месторождения йода, такие как месторождения в Чилийской пустыне, представляют собой йодатные соли, такие как Ca (IO 3 ) 2 . Следовательно, для производства йода из таких отложений требуется восстановления , а не окисление. Процесс обычно осуществляется в два этапа: восстановление йодата до йодида гидросульфитом натрия с последующей реакцией йодида с дополнительным йодатом:

    Уравнение 22.41

    2IO 3 (водн.) + 6HSO 3 (водн.) → 2I (водн.) + 6SO 4 2- (водн.) + 6H + (водн.)

    Уравнение 22.42

    5I (водн.) + IO 3 (водн.) + 6H + (водн.) → 3I 2 (s) + 3H 2 O (л)

    Поскольку все галогены имеют нс 2 np 5 электронных конфигураций, в их химии преобладает тенденция принимать дополнительный электрон с образованием иона с закрытой оболочкой (X ). Только сродство к электрону и энергия диссоциации связи фтора значительно отличаются от ожидаемых периодических тенденций, показанных в таблице 22.6 «Избранные свойства группы 17 элементов». Электрон-электронное отталкивание важно для фтора из-за его небольшого атомного объема, что делает сродство фтора к электрону меньше, чем у хлора. Точно так же отталкивание между электронными парами на соседних атомах отвечает за неожиданно низкую энергию диссоциации связи F – F. (Как обсуждалось ранее, этот эффект также ответственен за слабость связей O – O, N – N и N – O.)

    Обратите внимание на узор

    Окислительная сила снижается по группе 17.

    Обратите внимание на узор

    Электростатическое отталкивание между неподеленными парами электронов на соседних атомах приводит к тому, что одинарные связи между N, O и F становятся слабее, чем ожидалось.

    Таблица 22.6 Выбранные свойства элементов группы 17

    Имущество Фтор Хлор Бром Йод Астатин
    атомный символ F Класс Br I в
    атомный номер 9 17 35 53 85
    атомная масса (а.е.м.) 19.00 35,45 79,90 126,90 210
    конфигурация валентных электронов * 2 с 2 2 с 5 3 с 2 3 с 5 4 с 2 4 с 5 5 с 2 5 с 5 6 с 2 6 с 5
    точка плавления / температура кипения (° C) −220 / −188 −102 / −34.0 −7,2 / 58,8 114/184 302 / —
    плотность (г / см 3 ) при 25 ° C 1,55 (г / л) 2,90 (г / л) 3,10 4,93
    атомный радиус (пм) 42 79 94 115 127
    первая энергия ионизации (кДж / моль) 1681 1251 1140 1008 926
    нормальная степень окисления -1 -1 (+1, +3, +5, +7) -1 (+1, +3, +5, +7) -1 (+1, +3, +5, +7) -1, +1
    ионный радиус (пм) 133 181 196 220
    сродство к электрону (кДж / моль) −328 −349 −325 −295 −270
    электроотрицательность 4.0 3,2 3,0 2,7 2,2
    стандартный восстановительный потенциал ( E °, V) (X 2 → X в основном растворе) +2,87 +1,36 +1.07 +0,54 +0.30
    Энергия диссоциации X 2 (г) (кДж / моль) 158,8 243,6 192,8 151,1 ~ 80
    продукт реакции с О 2 O 2 F 2 нет нет нет нет
    тип оксида кислая кислая кислая кислая кислая
    продукт реакции с N 2 нет нет нет нет нет
    продукт реакции с H 2 HF HCl HBr HI HAt
    * Показанная конфигурация не включает заполненные подоболочки d и f .
    Приведены значения для шестикоординатного аниона (X ).

    Поскольку это самый электроотрицательный элемент в периодической таблице, фтор образует соединения только в степени окисления -1. Обратите внимание, однако, что все галогены, кроме астатина, имеют электроотрицательность больше 2,5, что делает их химический состав исключительно химическим составом неметаллов. Все галогены имеют относительно высокие энергии ионизации, но энергия, необходимая для удаления электронов, существенно уменьшается по мере того, как мы спускаемся вниз по колонке.Следовательно, более тяжелые галогены также образуют соединения в положительных степенях окисления (+1, +3, +5 и +7), полученных в результате формальной потери нс и нп электронов.

    Обратите внимание на узор

    Поскольку энергия ионизации уменьшается вниз по группе, более тяжелые галогены образуют соединения с положительными степенями окисления (+1, +3, +5 и +7).

    Реакции и соединения галогенов

    Фтор — самый реактивный элемент в периодической таблице Менделеева, образуя соединения со всеми остальными элементами, кроме гелия, неона и аргона.Реакции фтора с большинством других элементов варьируются от бурных до взрывоопасных; только O 2 , N 2 и Kr реагируют медленно. Существует три причины высокой реакционной способности фтора:

    1. Поскольку фтор настолько электроотрицателен, он способен удалять или, по крайней мере, разделять валентные электроны практически любого другого элемента.
    2. Из-за своего небольшого размера фтор имеет тенденцию образовывать очень прочные связи с другими элементами, что делает его соединения термодинамически стабильными.
    3. Связь F – F является слабой из-за отталкивания неподеленных пар электронов на соседних атомах, что снижает как термодинамические, так и кинетические барьеры для реакции.

    Обладая высокоположительными элементами, фтор образует ионные соединения, содержащие ион F с закрытой оболочкой. Напротив, с менее электроположительными элементами (или с металлами в очень высоких степенях окисления) фтор образует ковалентные соединения, содержащие концевые атомы F, такие как SF 6 .Из-за своей высокой электроотрицательности и валентной электронной конфигурации фтор обычно участвует только в одной электронной парной связи. Только очень сильная кислота Льюиса, такая как AlF 3 , может разделять неподеленную пару электронов с фторид-ионом, образуя AlF 6 3-.

    Галогены (X 2 ) реагируют с металлами (M) в соответствии с общим уравнением

    Уравнение 22.43

    M (s, l) + n X 2 (s, l, g) → MX n (s, l)

    Для элементов, которые проявляют несколько степеней окисления, фтор имеет тенденцию давать максимально возможную степень окисления, а йод — самую низкую. Например, ванадий реагирует с галогенами с образованием VF 5 , VCl 4 , VBr 4 и VI 3 .

    Галогениды металлов в степени окисления +1 или +2, такие как CaF 2 , обычно являются ионными галогенидами, которые имеют высокие температуры плавления и часто растворимы в воде.По мере того, как степень окисления металла увеличивается, ковалентный характер галогенида увеличивается из-за поляризации связи M – X. Обладая высокой электроотрицательностью, фторид является наименее поляризуемым, а йодид с наименьшей электроотрицательностью является наиболее поляризуемым из галогенов. Галогениды малых ионов трехвалентных металлов, таких как Al 3+ , имеют тенденцию быть относительно ковалентными. Например, AlBr 3 представляет собой летучее твердое вещество, которое содержит бромидные мостиковые соединения Al 2 Br 6 молекул.Напротив, галогениды более крупных трехвалентных металлов, таких как лантаноиды, по существу являются ионными. Например, трибромид индия (InBr 3 ) и трибромид лантаноида (LnBr 3 ) — все твердые вещества с высокой температурой плавления, которые хорошо растворимы в воде.

    Обратите внимание на узор

    По мере увеличения степени окисления металла ковалентный характер соответствующих галогенидов металлов также увеличивается из-за поляризации связи M – X.

    Все галогены бурно реагируют с водородом с образованием галогенидов водорода (HX). Поскольку связь H – F в HF сильно поляризована (H δ + –F δ– ), жидкий HF имеет обширные водородные связи, что придает ему необычно высокую температуру кипения и высокую диэлектрическую проницаемость. В результате жидкий HF представляет собой полярный растворитель, который в некоторых отношениях похож на воду и жидкий аммиак; после реакции продукты можно извлечь, просто выпарив растворитель HF. (Однако с фтористым водородом следует обращаться с особой осторожностью, потому что контакт HF с кожей вызывает чрезвычайно болезненные ожоги, которые медленно заживают.) Поскольку фторид имеет высокое сродство к кремнию, водная фтористоводородная кислота используется для травления стекла, растворяя SiO 2 , чтобы получить растворы стабильного иона SiF 6 2-.

    Стекло, протравленное фтористым водородом.

    За исключением фтора, все галогены реагируют с водой в реакции диспропорционирования, где X представляет собой Cl, Br или I:

    Уравнение 22.44

    X 2 (г, л, с) + H 2 O (л) → H + (водн.) + X (водн.) + HOX (водн.)

    Наиболее стабильными оксокислотами являются пергалиевые кислоты , которые содержат галогены в их высшей степени окисления (+7). Кислотная сила оксокислот галогенов увеличивается с увеличением степени окисления, тогда как их стабильность и сила кислоты снижаются по группе. Таким образом, хлорная кислота (HOClO 3 , обычно обозначаемая как HClO 4 ) является более сильнодействующей кислотой и более сильным окислителем, чем пербромистоводородная кислота.Хотя все оксикислоты являются сильными окислителями, некоторые, например HClO 4 , довольно медленно реагируют при низких температурах. Следовательно, смеси оксокислот или оксоанионов галогенов с органическими соединениями потенциально взрывоопасны, если они нагреваются или даже механически перемешиваются для инициирования реакции. Из-за опасности взрыва оксикислоты и оксоанионы галогенов никогда не должны вступать в контакт с органическими соединениями .

    Обратите внимание на узор

    Как сила кислоты, так и окислительная способность оксокислот галогенов снижаются по группе.

    Галогены реагируют друг с другом с образованием межгалогенных соединений , таких как ICl 3 , BrF 5 и IF 7 . Во всех случаях более тяжелый галоген, который имеет более низкую электроотрицательность, является центральным атомом. Максимальная степень окисления и количество концевых галогенов плавно увеличиваются по мере уменьшения энергии ионизации центрального галогена и увеличения электроотрицательности концевого галогена. Таким образом, в зависимости от условий йод реагирует с другими галогенами с образованием IF n ( n = 1–7), ICl или ICl 3 или IBr, тогда как бром реагирует с фтором с образованием только BrF, BrF 3 и BrF 5 , но не BrF 7 .Межгалогенные соединения являются одними из самых сильных известных кислот Льюиса, с сильной тенденцией реагировать с галогенид-ионами с образованием комплексов с более высокими координационными числами, таких как ион IF 8 :

    Уравнение 22.45

    IF 7 (l) + KF (s) → KIF 8 (s)

    Все элементы 17-й группы образуют соединения с нечетными степенями окисления (-1, +1, +3, +5, +7). Межгалогенные соединения также являются сильными окислителями и сильными фторирующими агентами; контакт с органическими материалами или водой может привести к взрыву.

    Обратите внимание на узор

    Все элементы группы 17 образуют соединения в нечетных степенях окисления (-1, +1, +3, +5, +7), но важность более высоких степеней окисления обычно уменьшается вниз по группе.

    Пример 9

    Для каждой реакции объясните, почему образуются данные продукты.

    1. ClF 3 (г) + Cl 2 (г) → 3ClF (г)
    2. 2KI (т.) + 3H 2 SO 4 (вод.) → I 2 (вод.) + SO 2 (г) + 2KHSO 4 (вод.) + 2H 2 O (л)
    3. Pb (тв) + 2BrF 3 (л) → PbF 4 (тв) + 2BrF (г)

    Дано: сбалансированные химические уравнения

    Спрашивали: почему данные продукты образуют

    Стратегия:

    Классифицируйте тип реакции.Используя периодические тенденции изменения атомных свойств, термодинамики и кинетики, объясните, почему образуются наблюдаемые продукты реакции.

    Решение:

    1. Когда реагенты содержат один и тот же элемент в двух разных степенях окисления, мы ожидаем, что продукт будет иметь этот элемент в промежуточной степени окисления. У нас есть Cl 3+ и Cl 0 в качестве реагентов, поэтому возможный продукт будет иметь Cl в степени окисления +1 или +2.Из нашего обсуждения мы знаем, что +1 гораздо более вероятен. В этом случае Cl 2 ведет себя скорее как восстановитель, чем как окислитель.
    2. На первый взгляд, это простая кислотно-основная реакция, в которой серная кислота переносит протон на I с образованием HI. Напомним, однако, что I можно окислить до I 2 . Серная кислота содержит серу в высшей степени окисления (+6), поэтому она является хорошим окислителем. В этом случае преобладает окислительно-восстановительная реакция.
    3. Это реакция металлического элемента с очень сильным окислителем. Следовательно, произойдет окислительно-восстановительная реакция. Вопрос только в том, будет ли свинец окисляться до Pb (II) или Pb (IV). Поскольку BrF 3 является мощным окислителем, а фтор способен стабилизировать высокие степени окисления других элементов, вполне вероятно, что продуктом будет PbF 4 . Двумя возможными продуктами восстановления для BrF 3 являются BrF и Br 2 . Фактический продукт, вероятно, будет зависеть от соотношения используемых реагентов.При избытке BrF 3 ожидается более окисленный продукт (BrF). При более низких соотношениях окислителя и свинца мы, вероятно, получили бы Br 2 в качестве продукта.

    Упражнение

    Определите продукты каждой реакции и напишите сбалансированное химическое уравнение для каждой реакции.

    1. CaCl 2 (т) + H 3 PO 4 (л) →
    2. GeO 2 (т) + HF (водн.) →
    3. Fe 2 O 3 (т) + HCl (г) → Δ
    4. NaClO 2 (водн.) + Cl 2 (г) →

    Ответ:

    1. CaCl 2 (т) + H 3 PO 4 (л) → 2HCl (г) + Ca (HPO 4 ) (раствор)
    2. GeO 2 (т) + 6HF (вод.) → GeF 6 2- (вод.) + 2H 2 O (л) + 2H + (вод.)
    3. Fe 2 O 3 (т) + 6HCl (г) → Δ 2FeCl 3 (т) + 3H 2 O (г)
    4. 2NaClO 2 (водн.) + Cl 2 (г) → 2ClO 2 (г) + 2NaCl (водн.)

    Сводка

    Галогены настолько реактивны, что ни один из них не встречается в природе как свободный элемент; вместо этого все, кроме йода, обнаруживаются в виде галогенидных солей с ионом X .Их химия состоит исключительно из неметаллов. В соответствии с периодическими тенденциями, энергия ионизации снижается по группе. Фтор, самый реактивный элемент в периодической таблице, имеет низкую энергию диссоциации связи F – F из-за отталкивания между неподеленными парами электронов на соседних атомах. Фтор образует ионные соединения с электроположительными элементами и ковалентные соединения с менее электроположительными элементами и металлами в высоких степенях окисления. Все галогены реагируют с водородом с образованием галогенидов водорода.За исключением F 2 , все реагируют с водой с образованием оксокислот, в том числе пергалогенных кислот , которые содержат галогены в их наивысшей степени окисления. Галогены также образуют межгалогенных соединений ; более тяжелый галоген с более низкой электроотрицательностью является центральным атомом.

    Ключевые вынос

    • Галогены обладают высокой реакционной способностью.
    • Все галогены имеют относительно высокую энергию ионизации, и сила кислоты и окислительная способность их оксокислот снижаются по группе.

    Концептуальные проблемы

    1. Самые легкие элементы групп 15, 16 и 17 образуют необычно слабые одинарные связи. Почему их связи такие слабые?

    2. Фтор имеет аномально низкую энергию связи F – F. Почему? Почему фтор образует соединения только в степени окисления -1, тогда как другие галогены существуют в нескольких степенях окисления?

    3. Сравните AlI 3 , InCl 3 , GaF 3 и LaBr 3 в отношении типа образующейся связи M – X, температуры плавления и растворимости в неполярных растворителях.

    4. Каковы формулы межгалогенных соединений, которые, скорее всего, будут содержать следующие разновидности в указанных степенях окисления: I (+3), Cl (+3), I (-1), Br (+5)?

    5. Рассмотрим эту серию бромидов: AlBr 3 , SiBr 4 и PBr 5 .Уменьшается или усиливается в этом ряду ионный характер связи атомов Br с центральным атомом?

    6. Хром образует соединения в степенях окисления +6, +3 и +2. Какой галоген вы бы использовали для получения каждой степени окисления? Обоснуйте свой выбор.

    7. ClF 7 , BrF 5 , IF 7 , BrF 3 , ICl 3 , IF 3 и IF 5 , какой из них наименее вероятен? Обоснуйте свой выбор.

    ответов

    1. Электростатическое отталкивание между неподеленными парами соседних атомов снижает прочность связи.

    2. Ионный характер уменьшается при уменьшении Δχ от Al до P.

    Структура и реакционная способность

    1. SiF 4 легко реагирует с NaF с образованием SiF 6 2-. Напротив, CF 4 полностью инертен и не проявляет тенденции к образованию CF 6 2- даже в экстремальных условиях.Объясните эту разницу.

    2. Предскажите продукты каждой реакции, а затем уравновесите каждое химическое уравнение.

      1. Xe (г) + избыток F 2 (г) →
      2. Se (s) + Cl 2 (г) →
      3. SO 2 (г) + Br 2 (г) →
      4. NaBH 4 (s) + BF 3 (soln) →
    3. Напишите сбалансированное химическое уравнение реакции водного HF с

      .
      1. SiO 2 .
      2. Na 2 CO 3 .
      3. CaO.
    4. Оксигалогениды серы, такие как тионилгалогениды (SOX 2 , где X представляет собой F, Cl или Br), хорошо известны. Поскольку тионилгалогениды активно реагируют со следовыми количествами воды, они используются для дегидратации гидратированных солей металлов.Напишите сбалансированное химическое уравнение, чтобы показать продукты реакции SOCl 2 с водой.

    5. Напишите сбалансированное химическое уравнение, описывающее каждую реакцию.

      1. горение серы в атмосфере хлора
      2. Растворение йода в растворе йодида калия
      3. гидролиз PCl 3
      4. Получение HF из фторида кальция и серной кислоты
      5. Термическое разложение KClO 3
      6. Окисление сульфид-иона элементарным йодом
    6. Запишите полную электронную структуру Льюиса, тип гибрида, используемого центральным атомом, и количество неподеленных парных электронов, присутствующих на центральном атоме для каждого соединения.

      1. CF 4
      2. PCl 3
      3. XeF 4

    ответов

    1. Углерод не имеет малой энергии d орбиталей, которые можно использовать для формирования набора из d 2 sp 3 гибридных орбиталей.Он также настолько мал, что шесть атомов фтора не могут поместиться вокруг него на расстоянии, которое позволило бы образовать прочные связи C – F.

      1. SiO 2 (т.) + 6HF (водн.) → SiF 6 2- (водн.) + 2H + (водн.) + 2H 2 O (л)
      2. Na 2 CO 3 (т) + 2HF (водн.) → CO 2 (г) + 2NaF (водн.) + H 2 O (л)
      3. CaO (т.) + 2HF (водн.) → CaF 2 (т.) + H 2 O (л)
      1. S 8 (т) + 4Cl 2 (г) → 4S 2 Cl 2 (л)
      2. I 2 (т) + KI (водн.) → I 3 (водн.) + K + (водн.)
      3. PCl 3 (л) + 3H 2 O (л) → H 3 PO 3 (водн.) + 3HCl (водн.)
      4. CaF 2 (т.) + H 2 SO 4 (водн.) → 2HF (водн.) + CaSO 4 (т.)
      5. 2KClO 3 (т) → Δ 2KCl (т) + 3O 2 (г)
      6. 8S 2- (водн.) + 8I 2 (водн.) → S 8 (т.) + 16I (водн.)

    Галогены Обзор и свойства | Группа 17 элементов периодической таблицы — Видео и стенограмма урока

    Хлор, галоген, химически реагирует с натрием с образованием поваренной соли.

    Галогены Номер группы

    Эти элементы не только известны как солеобразователи, но их также можно отнести к элементам группы 17, группы 7A или группы VII. Группа элементов имеет одинаковое количество валентных электронов или одинаковое количество электронов в их внешней электронной оболочке. Группы в самой современной периодической таблице в настоящее время помечены от 1 до 18, но ранее восемь самых больших столбцов были помечены римскими числами от I до VIII.Кроме того, в других периодических таблицах также могут быть перечислены восемь самых больших столбцов с номером и буквой, например 7A. Шесть элементов, составляющих галогены:

    Имя элемента Символ Атомный номер
    фтор F 9
    хлор Класс 17
    бром рублей 35
    йод I 53
    астатин при 85
    теннессин Ц 117

    Электронная структура галогенов

    Поскольку галогены очень реактивны, они хотят связываться с другими элементами или соединениями, чтобы стать стабильными.Чтобы стать стабильными, им необходимо заполнить внешнюю электронную оболочку. Все галогены имеют 7 валентных электронов . Валентный электрон — это электрон, находящийся во внешней оболочке атома. Например, атом фтора содержит 9 электронов. Первая оболочка заполнена двумя электронами, а вторая — семью электронами. Следовательно, фтор имеет 2 электрона в своей первой оболочке и 7 валентных электронов во второй. Чтобы стать стабильным, атому фтора нужен только еще один валентный электрон.

    Для того, чтобы стать стабильными, элементы могут образовывать ковалентную связь и делить электроны или ионную связь и отдавать или брать электроны. Поскольку галогенам нужен только еще один валентный электрон, чтобы завершить свою последнюю электронную оболочку, они часто образуют ионную связь и забирают электрон. Например, у атома натрия (Na) всего 11 электронов. Его первая оболочка заполнена двумя электронами, вторая — восемью электронами, а третья — только одним электроном.Напомним, одному атому фтора просто нужен еще один электрон, чтобы заполнить вторую оболочку. Следовательно, атом натрия отдаст свой один валентный электрон фтору. Теперь и натрий, и фтор имеют заполненную внешнюю оболочку и образовали фторид натрия (NaF).

    Не все элементы в периодической таблице хотят образовывать связи с другими элементами или соединениями. Однако галогены очень электроотрицательны или имеют высокую тенденцию притягивать электроны других элементов.Фактически, фтор — самый электроотрицательный элемент в таблице Менделеева.

    Более того, если бы другой галоген, такой как йод (I), образовал бы соль с калием (K), йод все равно образовал бы ионную связь. Однако у йода меньше электроотрицательности, чем у фтора. Это связано с тем, что с увеличением атомного радиуса или размера атома электроотрицательность уменьшается. Например, у фтора всего 9 электронов с двумя электронными оболочками, а у йода — 53 электрона с пятью оболочками. Чем больше электронных оболочек, тем крупнее атом.

    Атом фтора имеет 9 электронов и 2 электронные оболочки. ПРИМЕЧАНИЕ: на рисунке показана неподеленная пара электронов синим цветом и неспаренный валентный электрон красным цветом.

    У атома йода 53 электрона и 5 электронных оболочек. ПРИМЕЧАНИЕ: на рисунке показана неподеленная пара электронов синим цветом и неспаренный валентный электрон красным цветом.

    Общие свойства галогенов

    Поскольку галогены очень реакционноспособны, они не обнаруживаются сами по себе в природе, а находятся либо в соединениях, либо диатомически (связаны сами с собой).Кроме того, химически не связанные галогены очень токсичны из-за их высокой электроотрицательности и способности притягивать другие электроны. Кроме того, все галогены являются окислителями. Это означает, что каждый галоген может повышать степень окисления или количество приобретенных или потерянных электронов других элементов во время химической связи. Например, натрий и фтор сами по себе имеют степень окисления 0. Однако атом фтора будет притягивать валентный электрон атома натрия с образованием фторида натрия (NaF).Поскольку фтор забрал электрон у натрия, степень окисления натрия увеличилась до +1, потому что он потерял отрицательно заряженный электрон. Потеряв электрон, натрий теперь считается катионом. В свою очередь, фтор приобрел отрицательно заряженный электрон, снизил степень окисления до -1 и теперь считается анионом. Кроме того, галогенам также могут быть присвоены другие степени окисления, такие как +1, +3 и даже +7, в зависимости от других элементов, которые с ним связаны.

    Представление молекулы фторида натрия.Атом натрия (изображенный фиолетовым цветом) имеет степень окисления +1, поскольку он отдает электрон. Атом фтора (обозначен зеленым) имеет степень окисления -1, так как он получил электрон.

    Еще одним интересным свойством группы галогенов является их материальное состояние при комнатной температуре. Фтор и хлор — это газы, бром и йод — жидкости, а астат и теннессин — твердые вещества. Группа галогенов — единственная группа в периодической таблице, которая содержит все три состояния вещества.

    Использование галогенов

    Хотя галогены сами по себе токсичны, многие из них имеют широкий спектр применения в сочетании с другими элементами. Однако в настоящее время астат и теннессин не используются в коммерческих целях.

    Использование хлора

    Название соединения Формула Использовать
    гипохлорит кальция Ca (ClO) 2 добавлен в воду для создания хлорноватистой кислоты, дезинфицирующей бактерии и водоросли
    натрия хлорид NaCl соль поваренная
    диоксид хлора ClO2 отбеливает бумагу, удаляя лигнин из древесных волокон
    Клонидин C9 H9 Cl2 N3 лечит высокое кровяное давление; более 250 одобренных FDA лекарств, содержащих соединение хлора
    каучук хлорированный C10 h21 Класс 17 используется для окраски бетона бассейнов или фундаментов с пресной или соленой водой; сопротивляется выцветанию
    хлорид магния MgCl Используется для предотвращения и расчистки льда на дорогах

    Использование фтора

    Название соединения Формула Использовать
    фторид натрия NaF используется в зубной пасте и добавляется в общественную воду для предотвращения кариеса и кариеса; около 75% U.Население С. имеет фторированную воду

    Использование йода

    Название соединения Формула Использовать
    Повидон йод C6 H9 I2 антисептик для ухода за ранами
    йодат калия КИО3 добавлен в поваренную соль, так как йод необходим для функции щитовидной железы

    Использование брома

    Название соединения Формула Использовать
    бромид пиридостигмина C9 h23 BrN2 O2 Используется для лечения миастении тяжелой формы
    бромистый метил Ч4 Бр убивает насекомых и грызунов; U.С. прекратил его использование в 2005 году, так как он разрушает озоновый слой
    бромид серебра AgBr используется в фотографии для проявления пленки

    Краткое содержание урока

    Галогены — это шесть различных элементов, обнаруженных в периодической таблице в предпоследнем столбце, известной сегодня как Группа 17. Хотя каждый элемент отличается от других, все они имеют много общих характеристик. Все галогены являются неметаллами и плохо проводят тепло и электричество.Галогены очень реакционноспособны и легко образуют химические связи с другими элементами и соединениями. Часто они создают ионную связь с металлами с образованием солей, таких как фторид натрия, NaF. Во время этой связи сильно электроотрицательный атом фтора притягивает и забирает электрон у натрия. Тогда атом фтора будет иметь 8 валентных электронов в своей внешней оболочке, в то время как натрий будет иметь 2 валентных электрона в своей внешней оболочке. Оба элемента теперь стабильны, так как их крайние оболочки теперь заполнены.Реже галогеновые элементы образуют ковалентных связей и обмениваются электронами.

    Галоген — обзор | Темы ScienceDirect

    Галогенная связь

    Галогенная связь (HaB), нековалентное взаимодействие, обладающее несколькими уникальными особенностями по сравнению с более привычными водородными связями, становится мощным инструментом в разработке функциональных материалов. По этой причине IUPAC недавно опубликовал [54] определение этого взаимодействия: Галогенная связь возникает, когда есть свидетельства чистого притягивающего взаимодействия между электрофильной областью, связанной с атомом галогена в молекулярном объекте, и нуклеофильной областью в другом, или то же, молекулярное соединение .Кроме того, в 2014 году в Лечче, Италия, началась серия ежегодных встреч в рамках «Международного симпозиума по галогенным связям».

    Детали природы HaB в газовой фазе, полученные в результате вращательных исследований молекулярных комплексов малых неорганических молекул с водой, были рассмотрены Легоном [55].

    Здесь мы опишем HaB, образованный между фреонами (хлорфторуглеродами, CFC) и между фреонами и другими молекулами. Обычно CFC, содержащие водород, образуют аддукты с другими молекулами через слабые водородные связи.Их группы CH, как упоминалось в предыдущем разделе, действительно могут действовать как доноры протонов, свойство, усиленное отводом электронов атомами галогена, и взаимодействовать с богатыми электронами областями молекул-партнеров. Когда CFC не содержат водород, положительная электростатическая область («σ-дырка») может электростатически взаимодействовать с отрицательными участками другого или того же молекулярного объекта, что приводит к образованию HaB.

    Хлортрифторметан, CClF 3 , можно рассматривать как прототип молекулы для исследования HaB с помощью ротационной спектроскопии с σ-отверстием, расположенным на атоме Cl.

    Итак, CClF 3 с водой [56], диметиловым эфиром [57] и формальдегидом [58] образует O ⋯ Cl HaBs. Их длины лежат в диапазоне r O Cl = 3,028–3,048 Å. Для CClF 3 -H 2 O энергии диссоциации комплексов, соответствующие силе HaB, были оценены как ~ 8 кДж / моль.

    CClF 3 связан с аммиаком через N ⋯ Cl HaB [59]. Длина его связи составляет 3,090 (3) Å, а его прочность (энергия диссоциации комплекса) ~ 11 кДж / моль.

    В комплексе 1: 1 между CF 3 Cl и CH 3 F две части связаны галогенной связью Cl ⋯ F ( r C ⋯ F = 2,995 Å). Две симметричные вершины CF 3 и CH 3 совершают свободное или почти свободное внутреннее вращение, которое изменяет «жесткое» значение постоянной вращения A почти на 1 порядок [60].

    Галогены | Протокол

    8.7: Галогены

    Элементы группы 17, известные как галогены, являются неметаллами.При комнатной температуре фтор и хлор являются газами, бром — жидкостью, а йод — твердым веществом. Астатин — очень нестабильный радиоактивный элемент, поэтому в настоящее время большинство его свойств неизвестны из-за его короткого периода полураспада. Теннессин — это синтетический элемент, который, по прогнозам, также входит в эту группу.

    Галогены встречаются не в виде отдельных атомов, а в виде двухатомных молекул. Атомный радиус увеличивается от фтора к йоду. Электронная конфигурация валентной оболочки галогенов составляет нс 2 нп 5 , и они имеют тенденцию принимать электрон для достижения конфигурации благородного газа.Различные свойства галогенов перечислены в таблице 1.

    Таблица 1: Свойства галогенов.

    Элемент Электронная конфигурация Атомный радиус (пм) IE 1 ​​ (кДж / моль) EA (кДж / моль) Плотность при 25 ° C Температура плавления (° C)
    F [He] 2 с 2 2 с 5 71 1680 -328 1.70 г / л -219
    Класс [Ne] 3 с 2 3 с 5 99 1250 -348 3,12 г / л -101
    Br [Ar] 4 с 2 4 с 5 114 1140 -324 3,19 г / см 3 -7
    I [Kr] 5 с 2 5 с 5 133 1010 -295 3.96 г / см 3 114

    Электронное сродство галогенов имеет большие отрицательные значения; таким образом, галогены являются мощными окислителями. Фтор — самый мощный окислитель из группы с самым отрицательным сродством к электрону. Галогены реагируют с металлами, чтобы получить электрон и произвести соответствующий галогенид металла. Например, хлор реагирует с железом с образованием хлорида железа и с натрием с образованием хлорида натрия.Галогены реагируют с водородом с образованием галогенидов водорода, которые растворяются в воде с образованием галогенводородных кислот. Плавиковая кислота — самая слабая галогенкислота. Фтор бурно реагирует с водой. Реакция сильно экзотермична и дает кислород. Реакция хлора с водой менее интенсивна. Хлорноватистая кислота, образующаяся в этой реакции, является сильным окислителем.

    Галогены реагируют друг с другом с образованием межгалогенных соединений, многие из которых являются бинарными соединениями. Общая молекулярная формула межгалогенных соединений: AB n , где A — галоген с более высоким атомным номером и нечетное число.Немногочисленными примерами межгалогенных соединений являются ICl, IBr, BrF, BrCl, ClF. Галогены реагируют с углеродом с образованием коммерчески важных соединений. Например, этилен реагирует с фтором с образованием перфторэтилена.

    Этот текст адаптирован из Openstax, Chemistry 2e, раздел 6.5: Периодические изменения в свойствах элементов.

    Что нужно знать о галогенах | Периодическая таблица | Основы химии [онлайн-видео] — O-уровень обучения средней химии

    В этом видео мы сосредоточимся на элементах группы VII, которые мы называем галогенами.Все они очень реактивные неметаллы. Мы называем их галогенами, потому что они реагируют с большинством металлов с образованием солей. Галоген по-гречески означает «солеобразователь».

    Элементы VII группы называются галогенами. Элементами этой группы являются фтор, хлор, бром, йод и астат.

    Галогены — это неметаллы, которые существуют в виде молекул. Каждая молекула состоит из двух ковалентно связанных атомов, поэтому мы называем их двухатомными молекулами.

    Силы между молекулами слабые, требуется небольшое количество энергии, чтобы преодолеть эти слабые межмолекулярные силы притяжения.Следовательно, температура плавления и температура кипения галогенов низкие.

    Их точки кипения повышаются по Группе. В комнатных условиях фтор и хлор существуют в виде газов. Бром существует в жидком виде, а йод — в твердом.

    Все галогены окрашены. Интенсивность цвета увеличивается вниз по группе. Фтор — бледно-желтый, хлор — бледно-желто-зеленый, бром — красновато-коричневый, а йод — пурпурно-черный.

    Все галогены ядовиты, и с ними нужно обращаться осторожно в химической лаборатории.

    Образование ионного соединения

    Галогены — очень реактивные неметаллы, они реагируют с металлами с образованием ионных солей. Например, натрий горит в хлоре с образованием хлорида натрия. В этой реакции наблюдается яркое пламя.

    Галогены образуют ион с зарядом -1. Каждый атом галогена имеет семь электронов в валентной оболочке. Один электрон используется для достижения стабильной электронной конфигурации октета благородного газа. Ионы галогенов называют галогенидами.Ион фтора — фторид, ион хлора — хлорид, ион брома — бромид, ион йода — йодид.

    Все соединения галогенов с металлами являются ионными.

    Галогены становятся менее активными в группе. Фтор — самый реактивный неметалл в Периодической таблице. Хлор более активен, чем бром, а бром более активен, чем йод.

    Реакция вытеснения

    Интересной реакцией, в которой могут быть галогены, является реакция замещения.Более реактивный галоген может вытеснить менее реактивный галоген из галогенидного раствора.

    Например, у нас есть йодид калия. Когда хлор добавляется к йодиду калия, более активный хлор заменяет йод, образуя хлорид калия, оставляя йод обратно в качестве элемента.

    Говоря языком химии, более активный хлор вытесняет менее химически активный йод из водного раствора йодида калия, образуя хлорид калия и йод.

    В этой реакции можно сделать любопытное наблюдение — бледно-зеленовато-желтый хлор барботируется в бесцветный раствор йодида калия.Коричневый раствор образуется из-за образования йода.

    Класс 2 + 2KI → 2KCl + I 2

    Если мы преобразовали это химическое уравнение в ионное уравнение, мы поняли, что это окислительно-восстановительная реакция.

    Класс 2 + 2K + + 2I → 2K + + 2Cl + I 2

    Отмените ионы-наблюдатели, мы получим Cl 2 + 2I → 2Cl + I 2 .Здесь вы можете видеть, что степень окисления хлора уменьшается с 0 в Cl 2 до -1 в Cl , в то время как степень окисления йода увеличивается с -1 в I до 0 в I 2 . Следовательно, Cl 2 был восстановлен, а I был окислен. Хлор является окислителем, а йодид — восстановителем.

    Короче говоря, галогены не являются металлами и существуют в виде двухатомных ковалентных молекул. Их температуры плавления и кипения низкие и повышаются по Группе.Эти элементы окрашены, и интенсивность цвета увеличивается вниз по Группе.

    Все они реактивны, и реактивность снижается по группе. Более реактивный галоген вытесняет менее реактивный галоген из своего галогенидного раствора. Все галогены — сильные окислители.

    Тема: Периодическая таблица, химия уровня O, Сингапур

    Если вы хотите узнать больше об основах Периодической таблицы, прочтите этот пост.

    Если вы хотите узнать больше об элементах Группы I, прочтите этот пост.

    В следующем посте мы сосредоточимся на благородных газах и переходных элементах.

    Нравится:

    Нравится Загрузка …

    Связанные

    Галоген


    2

    Создание притяжения между молекулами в глубине периодической таблицы

    22 января 2019 г. — Исследователи представили первое экспериментальное и теоретическое доказательство того, что между некоторыми из более тяжелых элементов периодической таблицы, такими как мышьяк, возможно образование сильного, стабильного притяжения…


    Супергерои, еда и приложения вносят современный поворот в таблицу Менделеева

    13 января 2021 г. — Многие студенты, особенно студенты, не специализирующиеся на естественных науках, боятся химии. Первый урок вводного курса химии обычно посвящен тому, как интерпретировать периодическую таблицу элементов, но это …


    Новая Периодическая таблица капель может помочь раскрыть преступления

    25 февраля 2019 г. — Ученые создали периодическую таблицу движений капель, частично вдохновленную параллелями между симметриями атомных орбиталей, которые определяют положения элементов на классической периодической системе…


    Химики используют синергетический эффект галлия

    21 января 2021 г. — Химики продемонстрировали ценность «командной работы», успешно применив взаимодействие между двумя атомами галлия в новом соединении для разделения особенно прочной связи между …


    Ученые объявляют «ядерную» периодическую таблицу

    27 мая 2020 г. — Физики разработали «ядерную таблицу Менделеева». В то время как традиционная таблица основана на поведении электронов в атоме, эта новая таблица основана на протонах в ядре.Протоны …


    Экспериментальные тесты релятивистской химии обновят Периодическую таблицу

    16 февраля 2021 г. — Исследователи использовали ускоритель частиц и соосаждение для изучения химической активности отдельных атомов резерфордия. Подобные эксперименты продолжат развитие релятивистской химии …


    Открытие периодических таблиц для молекул

    9 сентября 2019 г. — Ученые разработали таблицы, похожие на периодическую таблицу элементов, но для молекул.Их подход может быть использован для предсказания новых стабильных веществ и создания полезных …


    Фтор ускоряет рост двумерных материалов

    15 июля 2019 г. — За счет пространственного ограничения фтора ученые могли активировать подпиточные газы, отключив при этом его вредные эффекты.

    Разное

    Добавить комментарий

    Ваш адрес email не будет опубликован.