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

(для регионов бесплатно)

Содержание

Общая характеристика галогенов — урок. Химия, 8–9 класс.

Общая характеристика элементов

Галогены — элементы \(VIIA\) группы периодической системы: фтор F, хлор Cl, бром Br, иод I  и астат At.

 

Астат является радиоактивным элементом и встречается в природе редко.

 

Все галогены относятся к неметаллам.

 

В атомах галогенов на внешнем энергетическом уровне находится по \(7\) электронов:

 

F   +9)2)7

 

Cl  +17)2)8)7

 

Br  +35)2)8)18)7

 

I     +53)2)8)18)18)7

 

Валентные электроны галогенов образуют три электронные пары, а один электрон внешнего энергетического уровня остаётся неспаренным.

 

С возрастанием порядкового номера от фтора к иоду увеличиваются радиусы атомов, снижается их электроотрицательность. Значит, неметаллические свойства галогенов по группе сверху вниз ослабевают.

 

До завершения внешнего электронного слоя атомам галогенов не хватает только одного электрона, поэтому им наиболее характерна степень окисления \(–1\).

 

У фтора электроотрицательность больше, чем у остальных элементов, и поэтому степень окисления \(–1\) — его единственная возможная степень окисления в соединениях.

 

Атомы других галогенов способны также и отдавать валентные электроны, проявляя при этом положительные степени окисления \(+1\), \(+3\), \(+5\), \(+7\). Так, положительные степени окисления атомы хлора проявляют в соединениях с более электроотрицательными фтором, кислородом и азотом.

 

Галогены образуют с металлами соединения с ионной связью, а с другими неметаллами — соединения с ковалентной полярной связью.

Общая характеристика простых веществ

Атомы галогенов соединяются попарно и образуют двухатомные молекулы: F2, Cl2, Br2, I2. 

 

Связь в молекулах ковалентная неполярная, одинарная.

Кристаллическая решётка — молекулярная. Поэтому у галогенов невысокие температуры кипения и плавления.

 

При обычных условиях фтор представляет собой светло-жёлтый газ, хлор — жёлто-зелёный газ, бром — красно-коричневую жидкость, иод — тёмно-фиолетовые кристаллы.

  

Рис. \(1\). Хлор

  

Рис. \(2\). Бром

 

Рис. \(3\). Иод

 

Твёрдый иод при нагревании легко возгоняется (переходит в газообразное состояние и обратно в твёрдое, не превращаясь в жидкость).

 

Рис. \(4\). Возгонка иода

  

У всех галогенов — резкий неприятный запах, и они очень токсичны.

 

В ряду галогенов с увеличением относительной молекулярной массы возрастают температуры кипения и плавления, увеличивается плотность, более интенсивной становится окраска.

 

В воде галогены растворяются слабо.

Фтор с водой вступает в химическую реакцию и вытесняет из неё кислород:

 

2F2+2h3O=4HF+O2↑.

Источники:

Рис. 1. Хлор © ЯКласс

Рис. 2. Бром © ЯКласс

Рис. 3. Иод https://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/7/7c/Iod_kristall.jpg

Рис. 4. Возгонка иода © ЯКласс

Галогены — это… Что такое 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 отредактировать эту статью, добавив ссылки на авторитетные источники.
Эта отметка установлена
14 декабря 2011
.
Группа → 17 (VIIA)
↓ Период
2
3
4
5
6
85

Астат

4f145d106s26p5
7
117

Унунсептий

5f146d107s27p5

Галоге́ны (от греч.

ἁλός — соль и γένος — рождение, происхождение; иногда употребляется устаревшее название гало́иды) — химические элементы 17-й группы периодической таблицы химических элементов Д.И. Менделеева (по устаревшей классификации — элементы главной подгруппы VII группы)[1].

Реагируют почти со всеми простыми веществами, кроме некоторых неметаллов. Все галогены — энергичные окислители, поэтому встречаются в природе только в виде соединений. С увеличением порядкового номера химическая активность галогенов уменьшается, химическая активность галогенид-ионов F, Cl, Br, I, At уменьшается.

К галогенам относятся фтор F, хлор Cl, бром Br, иод I, астат At, а также (формально) искусственный элемент унунсептий Uus.

Фтор F Хлор Cl Бром Br Иод I

Все галогены — неметаллы. На внешнем энергетическом уровне 7 электронов, являются сильными окислителями. При взаимодействии с металлами возникает ионная связь, и образуются соли. Галогены, (кроме F) при взаимодействии с более электроотрицательными элементами, могут проявлять и восстановительные свойства вплоть до высшей степени окисления +7.

Распространённость элементов и получение простых веществ

Как уже было сказано выше, галогены имеют высокую реакционную способность, поэтому встречаются в природе обычно в виде соединений.

Их распространённость в земной коре уменьшается при увеличении атомного радиуса от фтора к иоду. Количество астата в земной коре измеряется граммами, а унунсептий в природе отсутствует. Фтор, хлор, бром и иод производятся в промышленных масштабах, причем хлор производится в гораздо больших количествах.

В природе эти элементы встречаются в основном в виде галогенидов (за исключением иода, который также встречается в виде иодата натрия или калия в месторождениях нитратов щелочных металлов). Поскольку многие хлориды, бромиды и иодиды растворимы в воде, то эти анионы присутствуют в океане и природных рассолах. Основным источником фтора является фторид кальция, который очень малорастворим и находится в осадочных породах (как флюорит CaF2).

Основным способом получения простых веществ является окисление галогенидов. Высокие положительные стандартные электродные потенциалы Eo(F2/F) = +2,87 В и Eo(Cl2/Cl) = +1,36 В показывают, что окислить ионы F

− и Cl можно только сильными окислителями. В промышленности применяется только электролитическое окисление. При получении фтора нельзя использовать водный раствор, поскольку вода окисляется при значительно более низком потенциале (+1,32 В) и образующийся фтор стал бы быстро реагировать с водой. Впервые фтор был получен в 1886 г. французским химиком Анри Муассаном при электролизе раствора гидрофторида калия KHF2 в безводной плавиковой кислоте.

В промышленности хлор в основном получают электролизом водного раствора хлорида натрия в специальных электролизёрах. При этом протекают следующие реакции:

полуреакция на аноде:
полуреакция на катоде:

Окисление воды на аноде подавляется использованием такого материала электрода, который имеет более высокое перенапряжение по отношению к O

2, чем к Cl2 (таким материалом оказался катодное и анодное пространства разделены полимерной ионообменной мембраной. Мембрана позволяет катионам Na+ переходить из анодного пространства в катодное. Переход катионов поддерживает электронейтральность в обеих частях электролизёра, так как в течение электролиза отрицательные ионы удаляются от анода (превращение 2Cl в Cl2) и накапливаются у катода (образование OH). Перемещение OH в противоположную сторону могло бы тоже поддерживать электронейтральность, но ион OH реагировал бы с Cl2 и сводил на нет весь результат.

Бром получают химическим окислением бромид-иона, находящегося в морской воде. Подобный процесс используется и для получения иода из природных рассолов, богатых I

. В качестве окислителя в обоих случаях используют хлор, обладающий более сильными окислительными свойствами, а образующиеся Br2 и I2 удаляются из раствора потоком воздуха.

Физические свойства галогенов

Фтор является трудносжижаемым, а хлор легкосжижаемым газом с удушливым резким запахом. Энергия связи галогенов сверху вниз по ряду изменяется не равномерно. Фтор имеет аномально низкую энергию связи (151 кДж/моль), это объясняется тем, что фтор не имеет d-подуровня и не способен образовывать полуторные связи, в отличие от остальных галогенов (Cl2 243, Br2 199, I2 150,7, At2117 кДж/моль). От хлора к астату энергия связи постепенно ослабевает, что связано с увеличением атомного радиуса. Аналогичные аномалии имеют и температуры кипения (плавления):

Простое вещество Температура плавления, °C Температура кипения, °C
F2 −220 −188
Cl2 −101 −34
Br2 −7 58
I2 113,5 184,885
At2 244 309[2]

Химические свойства галогенов

Все галогены проявляют высокую окислительную активность, которая уменьшается при переходе от фтора к астату. Фтор — самый активный из галогенов, реагирует со всеми металлами без исключения, многие из них в атмосфере фтора самовоспламеняются, выделяя большое количество теплоты, например:

2Al + 3F2 = 2AlF3 + 2989 кДж,
2Fe + 3F2 = 2FeF3 + 1974 кДж.

Без нагревания фтор реагирует и со многими неметаллами (H2, S, С, Si, Р) — все реакции при этом сильно экзотермические, например:

Н2 + F2 = 2HF + 547 кДж,
Si + 2F2 = SiF4(г) + 1615 кДж.

При нагревании фтор окисляет все другие галогены по схеме

Hal2 + F2 = 2НalF

где Hal = Cl, Br, I, At, причем в соединениях HalF степени окисления хлора, брома, иода и астата равны +1.

Наконец, при облучении фтор реагирует даже с инертными (благородными) газами:

Хе + F2 = XeF2 + 152 кДж.

Взаимодействие фтора со сложными веществами также протекает очень энергично. Так, он окисляет воду, при этом реакция носит взрывной характер:

3F2 + ЗН2О = OF2↑ + 4HF + Н2О2.

Свободный хлор также очень реакционноспособен, хотя его активность и меньше, чем у фтора. Он непосредственно реагирует со всеми простыми веществами, за исключением кислорода, азота и благородных газов. Для сравнения приведем уравнения реакций хлора с теми же простыми веществами, что и для фтора:

2Al + 3Cl2 = 2AlCl3(кр) + 1405 кДж,
2Fe + ЗCl2 = 2FeCl3(кр) + 804 кДж,
Si + 2Cl2 = SiCl4(Ж) + 662 кДж,
Н2 + Cl2 = 2HCl(г)+185кДж.

Особый интерес представляет реакция с водородом. Так, при комнатной температуре, без освещения хлор практически не реагирует с водородом, тогда как при нагревании или при освещении (например, на прямом солнечном свету) эта реакция протекает со взрывом по приведенному ниже цепному механизму:

Cl2 + hν → 2Cl,
Cl + Н2 → HCl + Н,
Н + Cl2 → HCl + Cl,
Cl + Н2 → HCl + Н и т.  д.

Возбуждение этой реакции происходит под действием фотонов (hν), которые вызывают диссоциацию молекул Cl2 на атомы — при этом возникает цепь последовательных реакций, в каждой из которых появляется частица, инициирующая начало последующей стадии.

Реакция между Н2 и Cl2 послужила одним из первых объектов исследования цепных фотохимических реакций. Наибольший вклад в развитие представлений о цепных реакциях внёс русский учёный, лауреат Нобелевской премии (1956 год) Н. Н. Семёнов.

Хлор вступает в реакцию со многими сложными веществами, например замещения и присоединения с углеводородами:

СН3-СН3 + Cl2 → СН3-СН2Cl + HCl,
СН2=СН2 + Cl2 → СН2Cl — СН2Cl.

Хлор способен при нагревании вытеснять бром или иод из их соединений с водородом или металлами:

Cl2 + 2HBr = 2HCl + Br2,
Cl2 + 2HI = 2HCl + I2,
Cl2 + 2KBr = 2KCl + Br2,

а также обратимо реагирует с водой:

Cl2 + Н2О = HCl + HClO — 25 кДж.

Хлор, растворяясь в воде и частично реагируя с ней, как это показано выше, образует равновесную смесь веществ, называемую хлорной водой.

Заметим также, что хлор в левой части последнего уравнения имеет степень окисления 0. В результате реакции у одних атомов хлора степень окисления стала −1 (в HCl), у других +1 (в хлорноватистой кислоте HOCl). Такая реакция — пример реакции самоокисления-самовосстановления, или диспропорционирования.

Хлор может таким же образом реагировать (диспропорционировать) со щелочами:

Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + Н2О (на холоде),
3Cl2 + 6КОН = 5KCl + KClO3 + 3Н2О (при нагревании).

Химическая активность брома меньше, чем у фтора и хлора, но все же достаточно велика в связи с тем, что бром обычно ис­пользуют в жидком состоянии и поэтому его исходные концентрации при прочих равных условиях больше, чем у хлора.

Для примера приведем реакции взаимодействия брома с кремнием и водородом:

Si + 2Br2 = SiBr4(ж) + 433 кДж,
Н2 + Br2 = 2HBr(г) + 73 кДж.

Являясь более «мягким» реагентом, бром находит широкое применение в органической химии.

Отметим, что бром, так же, как и хлор, растворяется в воде, и, частично реагируя с ней, образует так называемую «бромную воду», тогда как иод практически в воде не растворим и не способен её окислять даже при нагревании; по этой причине не существует «иодной воды». Но иод способен растворяться в растворах иодидов с образованием комплексных анионов:

I2 + I → I3.

Образующийся раствор называется раствором Люголя.

Иод существенно отличается по химической активности от остальных галогенов. Он не реагирует с большинством неметаллов, а с металлами медленно реагирует только при нагревании. Взаимодействие же иода с водородом происходит только при сильном нагревании, реакция является эндотермической и сильно обратимой:

Н2 + I2 = 2HI — 53 кДж.

Таким образом, химическая активность галогенов последовательно уменьшается от фтора к астату. Каждый галоген в ряду F — At может вытеснять после­дующий из его соединений с водородом или металлами, то есть каждый галоген в виде простого вещества способен окислять галогенид-ион любого из последующих галогенов. Астат ещё менее реакционноспособен, чем иод. Но и он реагирует с металлами (например с литием):

2Li + At2 = 2LiAt — астатид лития.

А при диссоциации образуются не только протоны, но и ионы At+:HAt диссоц. на:2HAt=H++At+H+At+.

Примечания

  1. Таблица Менделеева на сайте ИЮПАК
  2. Редкол.:Кнунянц И. Л. (гл. ред.) Химическая энциклопедия: в 5 т. — Москва: Советская энциклопедия, 1988. — Т. 1. — С. 211. — 623 с. — 100 000 экз.

Фтор — польза или вред

Для начала вспомни что такое фтор — химический элемент VII а-группы периодической системы Менделеева, относится к галогенам, атомный номер 9, при нормальных условиях элемент фтор находится в виде двухатомных молекул F2 — газ бледно-жёлтого цвета с резким запахом, напоминающим озон или хлор. Название фтор (от греч. «разрушение»), предложенное Андре Ампером в 1810 году, употребляется в русском и некоторых других языках.

Так вот один из популярных журнале про медицину Journal of Bone and Mineral Research опубликовал данные исследований по применению зубных паст со фтором. В статье подробно описываются влияние частого применения таких паст на нарушение подвижности  и боли в суставах. Исследования показали, что при высоких дозах фтора может возникнуть скелетный флюороз и — в более редких случаях — артрит.

Как пример, был описан гражданин Америки 50-ти лет, который на протяжении долгого времени чистил зубы пастой со фтором 6(!) раз в день. После каждой чистки он фторированной зубной нитью вычищал межзубные промежутки. Результатом чрезмерного употрбление фтора стали боли в шеи и развитие артрита. На постановку диагноза у врачей ушло более двух лет. Диагноз — отравление фтором. По результатам анализов выяснилось повышенное содержание фтора в моче, костях и крови «борца с кариесом». Для восстановления в организме нормльного уровня фтора потребовались долгие 8 месяцев и специальная диета.

В связи с этим, хотелось бы сказать что применение зубных паст со фтором возможно, но только после консультации со специалистами. Кроме того, не следует пользоваться ими постоянно, а применять именно как лечебный курс для повышения уровня защиты зубов от кариеса.

Напоследок напомним, что зубные пасты со фтором еще более опасны для здоровья детей и применять их надо с очень большой осторожностью. Ну, а применение ополаскивателей полости рта со фтором можно только людям с повышенным риском возникновения кариеса. И помните — все в нашей жизни надо делать в меру!

Галогены — особая группа химически активных веществ

Галогены — класс простых неорганических веществ с похожими химическими свойствами. Все они неметаллы. Когда-то название «галоген» (рождающий соль) предлагалось для хлора. Потом хлор стал называться хлором, а галогенами стали называть группу элементов в таблице Менделеева, к которой относится хлор. В группу входят фтор, хлор, бром, йод, астат, теннесин. Первые четыре элемента широко распространены на Земле. Содержание астата ученые оценивают в несколько граммов. Теннесин (номер элемента 294) создан искусственно.

Все галогены химически активны, поэтому в естественном виде встречаются только (кроме йода) в минералах, а также в морской воде и подземных рассолах.

Свойства

Физические свойства различны. Фтор и хлор — газообразны. Бром — жидкий, легко испаряется. Йод — твердый кристаллический, переходит в газообразное состояние, минуя жидкое. Астат — твердый. Все галогены плохо растворяются в воде, но способны образовывать «хлорную», «йодную» и «бромную» воду, частично вступая в реакцию с водой. Растворяются в неполярных органических растворителях. Все галогены ядовиты, пахнут неприятно. 

С точки зрения химии галогены очень активны. Взаимодействуют со всеми металлами и многими неметаллами, в том числе с органическими веществами. Активность уменьшается от фтора к астату. Если фтор, чаще всего, реагирует с металлами и неметаллами в нормальных условиях, то йоду для начала реакции с металлами требуется повышение температуры, а с большинством неметаллов он вообще не взаимодействует. Все галогены проявляют выраженные окислительные свойства, но с более сильными окислителями становятся восстановителями (кроме фтора, который всегда имеет степень окисления -1).

Польза и опасность

Все галогены крайне токсичны. Например, пары йода, попав в легкие в больших количествах, вызывают отек легких, поражение почек, отрицательно влияют на сердечно-сосудистую систему. Если вовремя не принять меры, то человек может умереть. Еще более опасны хлор и фтор. Хлор, в свое время, стал первым боевым отравляющим газом. А воздействие фтора на кожу всего в течение двух секунд приведет к сильнейшему ожогу из-за крайней химической агрессивности реактива. Поэтому все работы с галогенами следует проводить с использованием средств защиты, включая противогазы.

Несмотря на то, что галогены токсичны, они являются биогенными элементами, важными для функционирования организма человека.

Фтор необходим для формирования эмали зубов и костной ткани.

Хлор играет важнейшую роль в регулировании водно-солевого баланса, нужен для работы нервной и мышечной системы, ЖКТ, эритроцитов.

Недостаток брома в организме приводит к бессоннице, замедлению роста детей, прерыванию беременности, снижению уровня гемоглобина.

Йод жизненно важен для работы щитовидной железы, влияет на развитие организма и на его обмен веществ. Недостаток йода отрицательно сказывается на памяти и интеллекте, работе сердечно-сосудистой системы, уровне гемоглобина.

Применение

  • Фтор востребован для синтеза фторосодержащих веществ, например, фреонов, фторопластов (тефлона). Как компонент зубных паст и некоторых лекарственных средств. Окислитель в ракетных топливах. Входит в состав электролита в производстве алюминия.
  • Хлор — самый используемый в промышленности галоген. Он применяется в химическом синтезе для получения соляной кислоты, глицерина, хлораминов, хлоридов металлов, ПВХ, каучуков, искусственных волокон и пр. ; для обеззараживания воды, помещений, спецодежды; для отбеливания тканей и бумаги; для производства гербицидов и многого другого.
  • Бром используется в аналитической химии для определения непредельных орг.соединений. В медицине бромиды натрия и калия — успокаивающие средства и лекарства при гипертонии и эпилепсии.
  • Соединения брома применяются в органическом синтезе, нефтедобыче, в ракетных топливах, как инсектициды и пестициды, в фотоделе.
  • Спиртовой раствор йода — популярное антисептическое и рассасывающее средство. Соединения йода используются в качестве контрастного раствора в рентгенографии и томографии. Изотоп I-131 применяется при радиотерапии рака щитовидной железы. Йод — индикатор в аналитической химии и криминалистике. Применяется в производстве аккумуляторов, галогеновых ламп, очень мощных газовых лазеров, ЖК-дисплеев. Иодат и иодид калия — пищевые добавки для иодирования соли.

Бром и его действие на организм человека. Справка

При обычных условиях бром – тяжелая жидкость с резким запахом, в отраженном свете темно фиолетового, почти черного цвета, в проходящем – темно красного; легко образует желто бурые пары. Температура плавления  7,25 °С, температура кипения 59,2 °С.

Бром растворим в воде (3,58 г в 100 г при 20 °С), в присутствии хлоридов (химические соединения хлора) и особенно бромидов (химические соединения брома) растворимость повышается, а в присутствии сульфатов понижается.

По реакционной способности бром занимает промежуточное положение между хлором и йодом. С другими галогенами (фтором, хлором, йодом) образует неустойчивые соединения, отличающиеся высокой химической активностью.

С кислородом и азотом бром непосредственно не реагирует даже при повышенных температурах, его нестойкие соединения с этими элементами получают косвенными методами. Бром также не вступает в реакцию с углеродом.

При взаимодействии со многими металлами бром образует бромиды. К действию брома устойчивы тантал и платина, в меньшей степени — серебро, титан и свинец.

Бром – сильный окислитель.

Бром – довольно редкий в земной коре элемент. Его содержание в ней оценивается в 0,37х10 4 (примерно 50 е место).

Химически бром высоко активен и поэтому в свободном виде в природе не встречается. Входит в состав большого числа различных соединений (бромиды натрия, калия, магния и др.), сопутствующих хлоридам натрия, калия и магния. Собственные минералы брома – бромаргирит (бромид серебра) и эмболит (смешанный хлорид и бромид серебра) – чрезвычайно редки.

Источником брома служат воды горьких озер, соляные рассолы, сопутствующие нефти и различным соляным месторождениям, и морская вода. В настоящее время бром обычно извлекают из вод некоторых горьких озер, одно из которых расположено, в частности, в Кулундинской степи на Алтае.

Бром применяют при получении ряда неорганических и органических веществ, в аналитической химии. Соединения брома используют в качестве топливных добавок, пестицидов, ингибиторов горения. Широко известны содержащие бром лекарственные препараты.
Бром ядовит: токсическая доза для организма составляет 3 г, летальная – от 35 г.

При содержании брома в воздухе 0,001% наблюдаются раздражение слизистых оболочек, головокружение, кровотечение из носа. При концентрации 0,02% – удушье, спазмы, заболевание дыхательных путей. Попадание на кожу жидкого брома вызывает зуд, при длительном действии образуются медленно заживающие язвы.

Бром оказывает очень глубокое действие на лимфатические железы, в особенности на околоушную железу, яичники и яички. Он вызывает быстрое увеличение их в объеме и особого рода затвердение: пораженная железа тверда, как камень. Важная характеристика: поражаются железы только на левой стороне.

При внутреннем употреблении малых доз и очень высоких разведений бром производит своеобразное действие на головной и спинной мозг – он понижает интеллектуальную работоспособность и подавляет рефлекторную возбудимость, возбуждает сонливость.

При отравлении парами брома пострадавшего нужно немедленно вывести на свежий воздух. Для восстановления дыхания можно пользоваться тампоном, смоченным нашатырным спиртом, периодически поднося его к носу пострадавшего на короткое время. Дальнейшее лечение должно проводиться под наблюдением врача.

При бытовом отравлении бромом или бромидами, принятыми внутрь: дать пострадавшему молока с размешанным в нем яйцом, несколько раз вызвать рвоту, контролируя, чтобы рвотные массы не попали в дыхательные пути. Можно также дать выпить теплый крахмальный или мучной клейстер и активированный уголь. Внутрь для выведения брома из организма в течение дня необходимо принять 10 30 г поваренной соли в большом количестве воды (3 5 л). Дальнейшее лечение – симптоматическое.

Кожа, обожженная жидким бромом, промывается многократно водой.

Из-за высокой химической активности и ядовитости как паров брома, так и жидкого брома его следует хранить в стеклянной, плотно укупоренной толстостенной посуде. Склянки с бромом располагают в емкостях с песком, который предохраняет склянки от разрушения при встряхивании. Из за высокой плотности брома склянки с ним ни в коем случае нельзя брать только за горло (горло может оторваться, и тогда ядовитая жидкость окажется на полу).

Мерами индивидуальной защиты являются применение фильтрующих промышленных противогазов, резиновых перчаток, сапог, фартуков, строгое выполнение правил техники безопасности.

Материал подготовлен на основе информации открытых источников

Неметаллы: простые вещества — свойства неметаллов, история открытия — химия 9 класс

Положение неметаллов в периодической системе


Как же определить, относится вещество к металлам или к неметаллам?

Если внимательно посмотреть на Периодическую систему Д.И. Менделеева (подробно с классификацией элементов знакомимся в параграфе 42 учебника по химии для 8 класса под редакцией Еремина В.В.) и провести условную диагональ от водорода через бор до астата и неоткрытого пока элемента № 118, таблица неметаллов займет правый верхний угол.

Каждый горизонтальный период таблицы заканчивается элементом с завершенным внешним энергетическим уровнем. Эта группа элементов носит название благородные газы и имеет особые свойства, с которыми можно познакомиться в параграфе 18 учебника «Химия» для 8 класса под редакцией Еремина В. В.

При рассмотрении электронного строения неметаллов можно заметить, что энергетические уровни атома заполнены электронами больше чем на 50% (исключение – бор), и у элементов, расположенных в таблице справа налево количество электронов на внешнем уровне увеличивается. Поэтому в химических реакциях эта группа веществ может быть как акцептором электронов с окислительными свойствами, так и донором электронов с восстановительными свойствами.

Вещества, образующие диагональ бор-кремний-германий-мышьяк-теллур, являются уникальными, и в зависимости от реакции и реагента могут проявлять как металлические, так и неметаллические свойства. Их называют металлоиды. В химических реакциях они проявляют преимущественно восстановительные свойства.

Химия. Базовый уровень. 10 класс. Учебник.

Учебник написан преподавателями химического факультета МГУ им. М. В. Ломоносова. Простота и доступность изложения курса органической химии , большое количество иллюстраций , а также разнообразные вопросы упражнения и задачи способствуют успешному усвоению учебного материала. Учебник соответствует Федеральному государственному образовательному стандарту среднего общего образования.

Купить

Физические свойства неметаллов. Аллотропия

Если смотреть на металлы, то невооруженным глазом можно заметить общие свойства — металлический блеск, твердое агрегатное состояние (исключение — жидкая ртуть), тепло- и электропроводность.

С неметаллами все намного сложнее. Они могут иметь молекулярное и немолекулярное строение. Благодаря различиям в строении, простые вещества неметаллы существуют в трех агрегатных состояниях:

  1. Молекулярные:
    • Летучие, газообразные, бесцветные кислород, водород.
    • Газообразные, окрашенные хлор, азот, фтор.
    • Единственный жидкий представитель — темно-красный бром.
    • Твердые, но хрупкие вещества с невысокой температурой плавления — кристаллы йода, серы, белого фосфора.
  2. Немолекулярные:
    • Твердые вещества с высокой температурой плавления — кремний, графит, алмаз и красный фосфор.

Большинство из неметаллических веществ плохо проводят электричество и тепло.

Исключением является графит — разновидность углерода.

Аллотропия — уникальная способность неметаллического элемента образовывать несколько простых веществ. В естественной среде существуют аллотропные модификации элементов, которые отличаются физическими и химическими свойствами. К ним относятся озон и кислород, графит и алмаз. Подробнее о физических свойствах неметаллов вы можете узнать в учебнике «Химия. 9 класс».

Химические свойства неметаллов

Как мы разобрали выше, группа неметаллов довольно полиморфна и в зависимости от типа реакций, в которых они участвуют, могут проявлять и окислительные, и восстановительные свойства. Фтор — исключение в этом ряду. Он всегда окислитель.

В ряду F,O,N,CL,Br,I,S,C,Se,P,As,Si,H окислительные свойства уменьшаются. Восстановительные свойства кислород может проявлять только в отношении фтора.

  1. Реакции с металлами.

В этом типе реакций проявляются окислительные свойства и неметаллы принимают электроны с образованием отрицательно заряженных частиц.

Са + Сl2 = СаСl2

Са + O2 = СаO2

Na + Сl2 = Na+Сl2

  1. Реакции с водородом

Практически все неметаллы реагируют с водородом. Лишь благородные газы составляют исключение для реакций данного типа. Продуктом реакции являются летучие водородные соединения:

Cl2 + H2 = 2HCl

С + 2Н2 = СН4

  1. Реакции с кислородом.
Неметаллы образуют кислотные или несолеобразующие оксиды.
S + O2 = SO2   

P + 5O2 = 2P2O5

    4. Взаимодействие с водой и кислотами для неметаллов не характерно.

Что ещё почитать?

ОГЭ по химии — 2019: расписание, критерии оценивания, типы заданий

Биография Д.И. Менделеева. Интересные факты из жизни великого химика

Карбоновые кислоты

Массовая доля вещества

История открытия неметаллов

Медная посуда, железные орудия труда, золотые украшения — издавна человек замечал, что у всех этих веществ есть определенные общие свойства:

  • они проводят тепло и электрический ток;
  • для них характерен металлический блеск;
  • благодаря пластичности и ковкости им можно придать любую форму;
  • для всех веществ характерна металлическая кристаллическая решетка.

В противовес металлам были и другие вещества, не обладающие металлическими свойствами, и названные соответственно неметаллами. Практически до конца XVII века ученым-алхимикам было известно всего лишь два вещества-неметалла — углерод и сера.

В 1669 году Бранд в поисках «философского камня» открыл белый фосфор. И за короткий период с 1748 по 1798 годы было открыто около 15 новых металлов и 5 неметаллов.

Попытки открытия фтора стоили исследователям не только здоровья, но и жизни. Деви, братья Кнокс, Гей-Люссак — это неполный список жертв науки, что потеряли здоровье в попытках выделить фтор из плавикового шпата. Лишь в 1886 году Муассан решил сложную задачу способом электролиза. И получил первый галоген, а ещё – ядовитый хлор. Во времена Первой мировой войны его использовали как оружие массового поражения.

В настоящее время открыто 22 неметаллических элемента.

#ADVERTISING_INSERT#

Элементы главной подгруппы (галогены) — Справочник химика 21

    У галогенов — элементов главной подгруппы УП группы — электронные конфигурации внешних оболочек одинаковые и выражаются формулой Это значит, что до восьмиэлектронной оболочки у галогенов не хватает по одному электрону. Поэтому при образовании соединения атомов щелочного металла и галогена перенос электрона схематически может быть показан так  [c.72]
    Галогенами называют элементы главной подгруппы седьмой группы периодической системы фтор, хлор, бром, йод и астат. Название галогены означает солероды , так как все чни обладают свойством непосредственно соединяться с металлами и образовывать соли — г а л и д ы. Например, хлор соединяется с натрием, образуя поваренную соль (хлорид натрия). Атомы галогенов имеют во внешнем слое по семь электронов обладают большим сход- [c.154]

    Атомы элементов подгруппы марганца в отличие от галогенов не образуют отрицательных ионов и являются только восстановителями. Они имеют мало общего с атомами элементов главной подгруппы — галогенами, если не считать сходства в проявленпи степени окисления +7. [c.204]

    Максимальная положительная валентность элементов подгруппы марганца, как и элементов главной подгруппы — галогенов, равна +7. Эти элементы в своих соединениях проявляют только положительную валентность и обладают металлическими свойствами. [c.436]

    Особое положение водорода в, периодической системе вызвано тем, что в своеобразном первой периоде систшы содержится только два элемента — водород и гелий, в то время как в остальных периодах — восемь и более элементов. В водороде имеются признаки свойств элементов первой и седьмой груш. Однако существует большое различие в его отношении к элементам главных подгрупп I и Ш групп, т.е. к щелочным металлам и галогенам. Его химические свойства, которые напошшают свойства щелочных металлов (за исклкь чением валентности), обусловлены иными причинами, чем у щелочных металлов. Напротив, свойства, которые определяют сродство водорода к галогенам, объясняются теми же факторами, что и у последних. Исходя из этого, водород можно характеризовать как галоген, который вследствие особого положения — первого члена в общем ряду элементов — проявляет в химическом отношении внешнее сходство со щелочными металлами [I].[c.28]

    VII группы имеется наиболее активный неметалл—фтор. Другие элементы главной подгруппы — тоже типичные неметаллы, носящие общее название галогенов (фтор, хлор, бром, йод и астат). [c.517]

    Побочная подгруппа (медь, серебро, золото). В противоположность элементам главной подгруппы Си, Ag и Аи дают довольно устойчивые комплексы с галогенами, аминами, серусодержащими и отчасти с кислородсодержащими заместителями, т. е. в этом смысле они представляют собой характерные комп- [c.185]

    Общие сведения. Водород наиболее легкий из всех элементов. По своему атомному весу и порядковому номеру он стоит в самом начале ряда химических элементов и поэтому занимает первое место в периодической системе. В строгом смысле слова его не удается отнести к какой-нибудь определенной группе периодической системы. Его особое положение в периодической системе вызвано тем, что своеобразный первый период системы содержит только два элемента — водород и гелий, а не так как остальные периоды — 8 и больше элементов. Таким образом, водород объединяет признаки первой и предпоследней VII) групп. Однако существует большое различие в его отношении к элементам главных подгрупп I и VII групп, т. е. к щелочным металлам и галогенам. Химические свойства, которыми он напоминает щелочные металлы (за исключением его валентности), обусловлены совсем другими обстоятельствами, чем у щелочных металлов. Напротив, свойства, которые определяют его сродство с галогенами, у водорода объясняются теми же причинами, что и у галогенов. Поэтому водород можно кратко характеризовать следующим образом водород — это галоген, который вследствие своего особого положения в качестве первого члена в общем ряду элементов проявляет в химическом отношении некоторое внешнее сходство со щелочными металлами. [c.42]

    Развивая основной закон химии — периодический закон, его автор, Д. И. Менделеев разработал также систему элементов , основанную на их атомном весе и химическом сходстве. Благодаря этому ученым удалось установить взаимосвязь между всеми химическими элементами, предугадать и открыть новые химические элементы. Ниже приводится краткий обзор свойств элементов главных подгрупп периодической системы, начиная с галогенов (табл. 13). [c.58]

    Теория строения атома объясняет и существование подгрупп элементов. В каждой из них объединены элементы, атомы которых имеют сходное строение внешнего энергетического уровня. При этом атомы элементов главных подгрупп содержат на внешних уровнях число электронов, равное номеру группы. Побочные же подгруппы включают элементы, атомы которых имеют на внешнем уровне по 2 или 1 электрону. Эти различия в строении обусловливают и различия Б свойствах элементов, находящихся в разных подгруппах одной группы. Так, атомы элементов подгруппы галогенов содержат на внешнем уровне по 7 электронов, а подгруппы марганца — по 2 электрона. Первые — типичные неметаллы, а вторые — металлы. [c.190]

    Рассматривая связь электроотрицательности с положением элемента в периодической системе, можно отметить некоторые закономерности. В горизонтальных направлениях периодической системы (по периодам) наблюдается увеличение электроотрицательности (особенно для элементов главных подгрупп). Например, электроотрицательность элементов второго периода увеличивается от 1,0 для лития до 4,0 для фтора электроотрицательность элементов третьего периода — от 0,9 для натрия до 3,0 для хлора. В вертикальных направлениях периодической системы (по подгруппам) наблюдается уменьшение электроотрицательности. Так, в подгруппе ш,елочных металлов электроотрицательность уменьшается от 1,0 для лития до 0,7 для цезия в подгруппе галогенов — от 4,0 для фтора до 2,2 для астата. [c.81]


    До завершения внешнего электронного слоя атому водорода не хватает одного электрона, что характерно также для элементов главной подгруппы VII группы — галогенов. Это обусловливает возможность помещения водорода в VII группу Периодической системы Д. И. Менделеева. [c.107]

    Самые сильные окислители — атомы галогенов и кислорода — принимают соответственно один и два электрона. Самые слабые окислители — атомы элементов главной подгруппы четвертой группы принимают четыре электрона.[c.123]

    При последовательном переходе от элементов главной подгруппы I группы к элементам главной подгруппы УП группы химическая связь в оксидах изменяется от ионной (в оксидах щелочных и щелочноземельных металлов) до типично ковалентной (в оксидах галогенов, серы, азота, углерода), а кристаллические решетки — от типично координационных до молекулярных. Поэтому оксиды элементов главных подгрупп, расположенных в правой части периодической таблицы, особенно вверху, являются при обычных условиях либо газами, либо довольно летучими твердыми и жидкими веществами, в то время как оксиды элементов главных подгрупп I, II, III и, если не считать углерод, IV групп — нелетучие при обычных условиях твердые вещества, часто весьма тугоплавкие (например, оксид алюминия). [c.184]

    Названия соединений элементов с элементами главной подгруппы шестой группы периодической системы Д. И. Менделеева серой, селеном и теллуром строятся так же, как и названия соединений с галогенами по международной номенклатуре первое слово названия — сульфид, селенид, теллурид по русской для соединений с серой — сернистый.[c.32]

    Элементы главной подгруппы седьмой группы — Р, С1, Вг, I и А1 — называются галогенами. Они характеризуются одинаковой электронной конфигурацией наружного уровня п5 пр . По этой причине в соединениях с металлами и водородом они проявляют устойчивую степень окисления —1. [c.174]

    Металлы чаще всего обладают восстановительными свойствами. В периодах с повышением порядкового номера элемента восстановительные свойства простых веществ понижаются, а окислительные возрастают и становятся максимальными у галогенов. Например, в третьем периоде натрий — самый активный восстановитель, а хлор — самый активный окислитель. У элементов главных подгрупп с повышением порядкового номера усиливаются восстановительные свойства и ослабевают окислительные. Наиболее сильные восстановители — щелочные металлы, наиболее активные из них Fr и s. Лучшие окислители — галогены. [c.320]

    Положение элемента в периодической си теме Д. И. Менделеева. Хлор — это элемент главной подгруппы седьмой группы, относится к галогенам. Атомный (порядковый) номер хлора 17. Относительная атомная масса равна 35,5. [c.342]

    И. Проведите аналогичные расчеты для различных вариантов реакций между атомами галогенов и атомами элементов главной подгруппы I группы Периодической системы  [c.141]

    По химическим свойствам элементы главной подгруппы VI группы периодической системы — сера, селен и теллур (кислород и полоний здесь не рассматриваются) относятся к неметаллам. Хотя селен и теллур, особенно последний, в элементарном состоянии могут существовать в металлических модификациях и способны давать соли с сильными кислотами, выступая в качестве катионов, металлоидный характер у них является преобладающим. При образовании химических соединений сера, селен и теллур могут присоединять или отдавать электроны, проявляя максимальную отрицательную валентность, равную 2, и максимальную положительную, равную 6. Отдача электронов у халькогенов осуществляется легче, чем у галогенов, а присоединение идет несколько труднее. Химическая активность элементов уменьшается по направлению от серы к теллуру, однако в общем является настолько высокой, что ограничивает их применение в катализе. В каталитической практике халькогены и их соединения (за исключением серной кислоты, данные по которой не включены в материал справочника) используются редко, и возможности их применения еще недостаточно изучены. Ниже описываются химические свойства элементарных халькогенов и основных их соединений, употребляющихся в катализе. [c.511]

    VII главной подгруппы — галогенами, он в общем значительно отличается от них, что обусловлено его специфическим положением первого элемента. Исходя из этих соображений, рекомендуется выделять его и рассматривать его свойства и поведение прежде других элементов. [c.22]

    Элементы побочной подгруппы седьмой группы периодической системы Д. И. Менделеева марганец, технеций и рений по своим химическим свойствам отличаются от элементов главной подгруппы. Имея в наружном электронном слое два электрона и недостроенный предпоследний электронный слой, атомы этих элементов неспособны присоединять электроны и, в отличие от галогенов, соединений с водородом не образуют. [c.184]

    В состав этой подгруппы входят элементы побочной подгруппы седьмой группы марганец, технеций и рений. Отношение между ними и элементами главной подгруппы седьмой группы — галогенами — приблизительно такое же, как и между элементами главной и побочной подгрупп шестой группы. Имея в наружном электронном слое атома всего два электрона, марганец и его аналоги не способны присоединять электроны и, в отличие от галогенов, соединений с водородом не образуют. Однако высшие кислородные соединения этих элементов до некоторой степени сходны с соответствующими соединениями галогенов, так как в образовании связей с кислородом у них, как и у галогенов, могут участвовать семь электронов. Поэтому их высшая степень окисленности равна +7. [c.662]

    К подгруппе кислорода относят элементы главной подгруппы VI группы периодической системы типические элементы — кислород и серу, элементы больших периодов — селен, теллур и полоний (мало изученный в химическом отношении). По аналогии с галогенами эти элементы (кроме полония) называют халькогенами. Во внешнем слое их атомов по шесть электронов (з р ). Поэтому халькогены ведут себя как типичные неметаллы, хотя и менее активные, чем галогены. Присоединяя по два электрона, атомы их превращаются в отрицательно двухзарядные ионы, входящие в соединения с металлами и водородом. Но водородные соединения халькогенов менее устойчивы и труднее образуются, чем у галогенов. К тому же с увеличением атомных номеров сродство к электрону у халькогенов уменьшается, а теллур непосредственно с водородом уже не взаимодействует. В подгруппе окислительная активность нейтральных атомов сверху вниз понижается, восстановительные свойства отрицательных ионов усиливаются. [c.168]

    Во внешнем слое атомов этих элементов находится пять электронов Такие атомы обладают свойством приобретать по три электрона и проявлять валентность —3. Тип водородных соединений у этих элементов ЭНд, но в отличие от водородных соединений галогенов и подгруппы кислорода они не отщепляют ионов в водных растворах. Кроме того, свойство присоединять электроны выражено у элементов подгруппы азота слабее, чем у элементов главных подгрупп шестой и седьмой групп. [c.188]

    Галогены—типичные металлоиды. Элементы же подгруппы марганца— металлы. Это резкое различие объясняется своеобразием структуры электронных оболочек атомов. Атомы галогенов на внешнем электронном слое содержат 7 электронов. Это обусловливает их металлоидный характер при присоединении добавочных электронов они способны образовать отрицательно валентные ионы, давать водородистые соединения типа HR, водные растворы которых обладают кислотными свойствами, и т. д. Атомы элементов подгруппы марганца на внешнем слое имеют 2 электрона. Отрицательно валентных ионов образовать они не могут, водородистых соединении не дают. Но в высших кислородных соединениях элементы подгруппы марганца положительно семивалентны, образуют кислотные окислы состава RgO, (например, MngO,— марганцевый ангидрид). В этом отношении они аналогичны элементам главной подгруппы—галогенам, которые в высших кислородных соединениях тоже положительно семивалентны (например, lgO,—хлорный ангидрид). Но атомы галогенов в этом случае отдают 7 электронов, составляюших внешний слой, а атомы элементов подгруппы марганца отдают 2 электрона внешнего слоя и 5 электронов ближайшего внутреннего. Для примера приводим с птветствуюш,ие электронные схемы для марганца  [c.370]

    У элементов главных подгрупп по мере увеличения порядкового номера энергия ионизации уменьшается. Уменьшается также и сродство к электрону. В результате в каждой главной подгруппе с повышением порядкового номера увеличиваются восстановительные свойства простых веществ и уменьшаются окислительные. Например, из элементов главной подгруппы II группы наиболее активные восстановители — барий и радий, а из элементов главной подгруппы VII группы (галогенов) самый активный окислитель — фтор. В одной и той же главной подгруппе могут находиться элементы с резко различньши окислительно-восстановительными свойствами. Так, в главной подгруппе VI группы кислород проявляет только окислительные свойства, а полоний — в основном только восстановительные. [c.151]

    Оксиды элементов главных подгрупп со значительным парциальным зарядом на атоме кислорода являются ионными соединениями (НагО, СаО). Соединения с немного меньшим парциальным зарядом на атоме кислорода имеют полимерное строение, причем связь элемент — кислород в них приобретает в значительной степени ковалентный характер (В2О3, SiOj). И наконец, оксиды с атомами кислорода, на которых сосредоточен очень небольшой отрицательный заряд, представляют собой молекулярные вещества (Р4О10, СО2, оксиды азота, серы и некоторые оксиды галогенов). [c.472]

    Атомы элементов главной подгруппы IV группы содержат во внешней электронной оболочке четыре электрона. Тенденция к отдаче электронов у свободных атомов углерода и его аналогов ныражена слабее, чем у соседей слева по периоду, а тенденция к приему электронов — слабее, чем у соседей справа. Вместе с тем обе эти тенденции выражены приблизительно в равной степени. Поэтому, если можно говорить о том, что атомам галогенов, кислорода или азота присущи электроотрицательные свойства, а атоллам щелочных и щелочноземельных ме- [c.92]

    Галогены (от греч. хальс — соль и геннао — рождаю) — химические элементы главной подгруппы УН группы периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева фтор Г, хлор С1, бром Вг, иод I и астат А1. Они относятся к неметаллам. В последнем электронном слое атомов галогенов находится 7 электронов (электронная конфигурация 8 р ). Это обусловливает самое характерное свойство галогенов — присоединение электрона с образованием однозарядного аниона, имеющего оболочку ближайшего инертного элемента, например  [c.102]

    Из пп. 3 и 4 следует, что у атомов элементов этой подгруппы проявляется способность присоединять электроны до 8, но эта способность менее выражена, чем у атомов элементов подгрупп кислорода и галогеН 01Б. Легче происходит отдача электронов, в результате чего устойчивость соединений элементов подгруппы азота с кислородом большая, чем у элементов главных подгрупп VI и VII групп (сравнить НгОз и СЬОу). Соединения типа РНз не отщепляют И» в водном растворе и не обладают кислотными свойствами. [c.161]

    Солеобразные гидриды водород образует с большинством элементов главных подгрупп I и II групп. В солеобразных гидридах водород является алект оотрицательной составной частью (см. гидрид лития стр. 199). При этом он ведет себя как галоген. [c.66]

    По отношению к кислороду, галогенам и другим электроотрицательным элементам элементы главной подгруппы IV группы проявляют максимальную валентность, равную четырем, что соответствует номеру группы. Но наряду с этим они могут выступать и как двухв лттвые. Углерод наряду с СО2 и 82 образует также СО и С8 правда, последнее соединение очень неустойчиво. Соединения 810 и 818 также мало устойчивы. Еще большей склонностью проявлять двухвалентность обладает германий, который, кроме двуокиси и дисульфида, образует еще и дихлорид. Тенденция выступать в качестве двухвалентного элемента растет далее у олова, для которого устойчивости двух- и четырехвалентного состояния примерно равны. Наконец, у свинца двухвалентное состояние преобладает над четырехвалентным. [c.449]

    Это поведение элементов главной подгруппы V группы становится особенно наглядным, если рассматривать их атомы в соединениях с кислородом, галогенами и т. д. в качестве положительно заряженных ионов, а в соединениях с водородом — в качестве отрицательно заряженных ионов. Тогда имеет место следующее. Элементы главной подгруппы V группы обладают максимальной положительной валентностью пять, но они часто проявляют также и положительную валентность три. Склонность к приобретению только трех полояштельных зарядов увеличивается с возрастанием их порядкового номера. Кроме того, эти элементы могут выстзгпать и как отрицательно трехвалентные. Эта способность заметно убывает по направлению от азота к висмуту. [c.625]


Группа 17: Галогены — Химия LibreTexts

  1. Последнее обновление
  2. Сохранить как PDF
Без заголовков

Галогены расположены слева от благородных газов в периодической таблице. Эти пять токсичных неметаллических элементов составляют 17-ю группу периодической таблицы и состоят из: фтора (F), хлора (Cl), брома (Br), йода (I) и астата (At).Хотя астатин радиоактивен и имеет только короткоживущие изотопы, он ведет себя аналогично йоду и часто включается в группу галогенов. Поскольку галогенные элементы имеют семь валентных электронов, им требуется только один дополнительный электрон, чтобы сформировать полный октет. Эта характеристика делает их более реактивными, чем другие группы неметаллов.

  • Группа 17: Физические свойства галогенов
    Можно видеть, что наблюдается регулярное увеличение многих свойств галогенов, переходящих по группе 17 от фтора к йоду.Это включает их температуры плавления, кипения, интенсивность их цвета, радиус соответствующего галогенид-иона и плотность элемента. С другой стороны, по мере того, как мы спускаемся вниз по этой группе, наблюдается регулярное уменьшение энергии первой ионизации. В результате происходит регулярное повышение способности образовывать высокие степени окисления.
  • Группа 17: химические свойства галогенов
    Включает галогены в группе 17: фтор (F), хлор (Cl), бром (Br) и йод (I).Включает тенденции изменения атомных и физических свойств, окислительно-восстановительных свойств галогенов и их ионов, кислотности галогенидов водорода и тестов на галогенид-ионы.
  • Химия фтора (Z = 9)
    Фтор (F) — первый элемент в группе галогенов (группа 17) в периодической таблице. Его атомный номер 9 и атомный вес 19, и это газ при комнатной температуре. Это наиболее электроотрицательный элемент, учитывая, что он является верхним элементом в галогенной группе, и, следовательно, очень реактивен.Это неметалл и один из немногих элементов, которые могут образовывать двухатомные молекулы (F2).
  • Химия хлора (Z = 17)
    Хлор является галогеном группы 17 и периода 3. Он очень реактивен и широко используется во многих целях, например в качестве дезинфицирующего средства. Из-за своей высокой реакционной способности он обычно встречается в природе в связи со многими различными элементами.
  • Химический состав брома (Z = 35)
    Бром представляет собой красновато-коричневую дымящуюся жидкость при комнатной температуре с очень неприятным запахом хлора.На самом деле его название происходит от греческого слова bromos или «зловоние». Впервые он был выделен в чистом виде Балардом в 1826 году. Это единственный неметалл, который является жидкостью при нормальных комнатных условиях. Бром на коже вызывает болезненные ожоги, которые заживают очень медленно. В лаборатории к этому элементу следует относиться с величайшим уважением.
  • Химический состав йода (Z = 53)
    Элементарный йод представляет собой твердое вещество темно-серого цвета со слабым металлическим блеском. При нагревании при обычном давлении воздуха он возгоняется до фиолетового газа.Название йод происходит от греческого ioeides, что означает «фиолетовый цвет». Он был открыт в 1811 году Куртуа.
  • Химия астата (Z = 85)
    Астатин является последним из известных галогенов и был синтезирован в 1940 году Корсоном и другими в Калифорнийском университете. Он радиоактивен, и его название от греческого astatos означает «нестабильный». Элемент может быть получен путем бомбардировки мишеней из висмута-209 альфа-частицами высокой энергии (ядрами гелия).Астатин 211 является продуктом с периодом полураспада 7,2 часа. Самый стабильный изотоп астатина — 210 с периодом полураспада 8,1 часа.

Эскиз: газообразный хлор в ампуле. (CC-BY-SA; В. Оэлен (http://woelen.homescience.net/science/index.html)).

галогенных элементов | Encyclopedia.com

CONCEPT

Поваренная соль, отбеливатель, фтор в зубной пасте, хлор в бассейнах — что у всего этого общего? Добавьте к этому списку галогенные лампы, и ответ станет более ясным: все они содержат один или несколько галогенов, которые образуют группу 7 периодической таблицы элементов.Семейство галогенов, известных под общим термином, происходящим от греческого слова, означающего «производство соли», состоит из пяти элементов: фтора, хлора, брома, йода и астата. Первые четыре из них широко используются, часто в сочетании; последнее же — очень радиоактивное и чрезвычайно редкое вещество. Применения галогенов многочисленны и разнообразны, в том числе опасны, противоречивы и смертельны.

КАК ЭТО РАБОТАЕТ

Галогены в Периодической таблице элементов

Как уже отмечалось, галогены образуют группу 7 Периодической таблицы элементов.Они перечислены ниже вместе с химическим символом и атомным номером:

  • Фтор (F) 9
  • Хлор (Cl): 17
  • Бром (Br): 35
  • Йод (I): 53
  • Астатин (At ): 85

В периодической таблице, отображаемой в химических лабораториях по всему миру, количество столбцов и строк не меняется, поскольку эти конфигурации являются результатом определенных и взаимосвязанных свойств между элементами. Всегда 18 столбцов; однако способ их маркировки в разных местах несколько отличается.Многие химики за пределами США называют их 18 различными группами элементов; однако в США используется несколько иная система.

Во многих американских версиях таблицы всего восемь групп, иногда обозначаемых римскими цифрами. 40 переходных металлов в центре не обозначены номерами группы, равно как и лантаноиды и актиниды, которые выделены в нижней части таблицы Менделеева. Оставшиеся восемь столбцов — единственные, которым присвоены номера групп.Во многих отношениях это менее полезно, чем система из 18 групповых номеров; Однако у него есть одно преимущество.

ЭЛЕКТРОННЫЕ КОНФИГУРАЦИИ И СВЯЗЬ.

В системе из восьми групп номер группы обозначает количество валентных электронов. Валентные электроны, занимающие самые высокие энергетические уровни атома, — это электроны, которые связывают один элемент с другим. Их часто называют «внешней оболочкой» атома, хотя реальная структура намного сложнее. В любом случае электронная конфигурация — это один из способов определения галогенов: все они имеют семь валентных электронов.

Поскольку строки в периодической таблице указывают на увеличение уровней энергии, уровни энергии повышаются по мере продвижения вверх по списку галогенов. Фтор во втором ряду имеет конфигурацию валентной оболочки 2s 2 2p 5 ; а хлора — 3s 2 3p 5 . Обратите внимание, что изменяется только уровень энергии, но не электронная конфигурация на самом высоком уровне энергии. То же самое касается брома (4s 2 4p 5 ), йода (4s 2 4p 5 ) и астата (5s 2 5p 5 ).

Все члены семейства галогенов имеют одинаковые электронные конфигурации валентной оболочки и, таким образом, имеют тенденцию связываться примерно одинаковым образом. Как мы Как вы увидите, они склонны к образованию связей с большей легкостью, чем большинство других веществ, и действительно, фтор является наиболее реактивным из всех элементов.

Таким образом, парадоксально, что они находятся «по соседству» с благородными газами группы 8, наименее реактивными среди элементов. Причина этого, как обсуждается в эссе «Химическая связь», заключается в том, что большинство элементов связываются таким образом, что образуют валентную оболочку из восьми электронов; благородные газы уже присутствуют, поэтому они не связываются, за исключением некоторых случаев, а затем в основном с фтором.

Характеристики галогенов

С точки зрения фазы вещества, в котором они обычно находятся, галогены представляют собой разнообразную группу. Фтор и хлор — это газы, йод — твердое вещество, а бром — один из двух элементов, которые существуют при комнатной температуре в виде жидкости. Что касается астатина, то он тоже твердое вещество, но настолько радиоактивно, что трудно многое узнать о его свойствах.

Несмотря на эти различия, галогены имеют много общего, и не только в отношении их семи валентных электронов.В самом деле, они были идентифицированы как группа, обладающая схожими характеристиками, задолго до того, как химики узнали об электронах, не говоря уже о электронных конфигурациях. Одно из первых, что ученые заметили в этих пяти элементах, — это то, что они склонны образовывать соли. В повседневной терминологии «соль» относится только к нескольким вариациям одного и того же предмета — поваренной соли, морской соли и т.п. Однако в химии это значение гораздо шире: соль определяется как результат связи между кислотой и основанием.

Многие соли образуются в результате связывания металла и неметалла. Все галогены являются неметаллами и имеют тенденцию к образованию солей с металлами, как в примере хлорида натрия (NaCl), связи между хлором, галогеном и металлическим натрием. В результате, конечно, получается то, что люди обычно называют «солью». Из-за его склонности к образованию солей первый из выделенных галогенов — хлор в 1811 году — первоначально был назван «галогеном». Это сочетание греческих слов halos, , или соль, и gennan , «образовывать или порождать».»

В чистом виде галогены двухатомны, что означает, что они существуют в виде молекул с двумя атомами: F 2 , Cl 2 и т. Д. При соединении с металлами они образуют ионные связи, которые являются наиболее прочными. форма химической связи. В процессе галогены становятся отрицательно заряженными ионами или анионами. Они представлены символами F−, Cl−, Br− и I−, а также названиями фторид, хлорид, бромид и йодид. . Все галогены обладают высокой реакционной способностью и могут напрямую сочетаться практически со всеми элементами.

Из-за такой высокой реакционной способности галогены почти никогда не встречаются в чистом виде; скорее, они должны быть извлечены. Извлечение галогенов вдвойне проблематично, потому что они опасны. Воздействие больших количеств может быть вредным или смертельным, и по этой причине галогены использовались в качестве ядов для отпугивания нежелательных растений и насекомых — и, в одной из самых ужасающих глав военной истории двадцатого века, в качестве оружия в Первой мировой войне.

ПРИМЕНЕНИЕ В РЕАЛЬНОМ ЖИЗНИ

Хлор

Хлор — это очень ядовитый газ зеленовато-желтого цвета с резким запахом, вызывающим удушье у человека.Тем не менее, он может объединяться с другими элементами с образованием соединений, безопасных для употребления в пищу человеком. Наиболее примечательным среди этих соединений является соль, которая использовалась в качестве пищевого консерванта, по крайней мере, с 3000 г. до н.э.

Соль, конечно же, встречается в природе. Напротив, первое соединение хлора, произведенное людьми, вероятно, было соляной кислотой, полученной путем растворения газообразного хлористого водорода в воде. Первым ученым, который работал с соляной кислотой, был персидский врач и алхимик Разес (ар-Рази; ок. 864-ок.935), один из самых выдающихся научных умов средневекового периода. Алхимики, которые в некотором роде были предшественниками настоящих химиков, считали, что такие неблагородные металлы, как железо, можно превратить в золото. Конечно, это невозможно, но алхимики примерно в 1200 году по крайней мере преуспели в растворении золота с помощью смеси соляной и азотной кислот, известной как царская водка.

Первым современным ученым, который работал с хлором, был шведский химик Карл В. Шееле (1742-1786), который также открыл ряд других элементов и соединений, включая барий, марганец, кислород, аммиак и глицерин.Однако Шееле, выделивший его в 1774 году, думал, что хлор представляет собой соединение; только в 1811 году английский химик сэр Хэмфри Дэви (1778-1829) идентифицировал его как элемент. Другой химик предложил название «галоген» для предполагаемого соединения, но Дэви предположил, что это вместо этого называть хлор после греческого слова chloros , которое указывает на болезненно-желтый цвет.

ИСПОЛЬЗОВАНИЕ ХЛОРА.

Опасности, связанные с хлором, сделали его эффективным веществом для борьбы с пятнами, растениями, животными и даже людьми.Газообразный хлор сильно раздражает слизистые оболочки носа, рта и легких, и его можно обнаружить в воздухе в концентрации всего 3 части на миллион (ppm).

Концентрация хлора, использованного против войск с обеих сторон в Первой мировой войне (начало 1915 г.), конечно, была намного выше. Благодаря использованию газообразного хлора и других противопехотных средств, одним из самых пугающих образов этого конфликта был солдат, погибший от ядовитого газа. Но так же, как он вреден для человека, хлор может быть вредным для микробов, тем самым сохраняя человеческую жизнь.Еще в 1801 году он использовался в растворах как дезинфицирующее средство; В 1831 году его использование в больницах сделало его эффективным оружием против эпидемии холеры, охватившей Европу.

Еще одно известное применение хлора — это отбеливающий агент. До 1785 года, когда хлор был Сначала использовался в качестве отбеливателя, единственный способ удалить пятна и нежелательные цвета с ткани или бумаги — это подвергнуть их воздействию солнечного света, что не всегда является эффективным методом. Напротив, хлор, который до сих пор используется в качестве отбеливателя, может быть очень эффективным — это хорошая причина не использовать обычный старомодный отбеливатель ни для чего, кроме белой одежды.(С 1980-х годов производители отбеливателей разработали полноцветные версии для осветления и удаления пятен с одежды других цветов.)

Гидрохолорид кальция (CaOCl), как отбеливающий порошок, так и дезинфицирующее средство, используемое в плавательных бассейнах, сочетает в себе оба свойства. дезинфицирующие и отбеливающие свойства хлора. Это и другие обсуждаемые здесь — лишь некоторые из многих, многих соединений, образованных с хлором с высокой реакционной способностью. Особенно примечательны — и вызывают споры — соединения, содержащие хлор и углерод.

ХЛОР И ОРГАНИЧЕСКИЕ СОЕДИНЕНИЯ.

Хлор хорошо связывается с органическими веществами или веществами, содержащими углерод. В ряде случаев хлор становится частью органического полимера, такого как ПВХ (поливинилхлорид), используемого для изготовления синтетических труб. Хлорные полимеры также используются при производстве синтетического каучука или неопрена. Из-за своей устойчивости к нагреванию, окислению и маслам неопрен используется в ряде автомобильных деталей.

Связь хлора с веществами, содержащими углерод, становится все более спорной из-за опасений, связанных со здоровьем и окружающей средой, а в некоторых случаях соединения хлор-углерод запрещены.Такова была судьба ДДТ, пестицида, растворимого в жирах и маслах, а не в воде. Когда было обнаружено, что ДДТ является канцерогенным или вызывающим рак у людей и животных, его использование в Соединенных Штатах было объявлено вне закона.

Другие, менее известные инсектициды, связанные с хлором, также были запрещены из-за их потенциального вреда для жизни человека и окружающей среды. Среди них хлорсодержащие материалы, которые когда-то использовались для химической чистки. Также примечательна роль хлора в хлорфторуглеродах (CFC), которые используются в хладагентах, таких как фреон, и в пропеллентах для аэрозольных распылителей.ХФУ имеют тенденцию легко испаряться, и опасения по поводу их воздействия на атмосферу Земли привели к тому, что их использование было прекращено.

Фтор

Фтор отличается тем, что он является наиболее реактивным из всех элементов с самым высоким значением электроотрицательности в периодической таблице. Из-за этого изолировать оказалось крайне сложно. Дэви сначала идентифицировал его как элемент, но был отравлен при безуспешной попытке разложить фтороводород. Двое других химиков позже были также отравлены при аналогичных попытках, в результате чего один из них скончался.

Французскому химику Эдмонду Фреми (1814–1894) почти удалось выделить фтор, и, хотя ему это не удалось, он вдохновил своего ученика Анри Муассана (1852–1907) на продолжение проекта. Одна из проблем, связанных с выделением этого высокореактивного элемента, заключалась в том, что он имеет тенденцию «атаковать» любой контейнер, в который он помещен: например, большинство металлов воспламеняется в присутствии фтора. Как и другие до него, Муассан приступил к выделению фтора из фтороводорода с помощью электролиза — использования электрического тока, чтобы вызвать химическую реакцию, — но при этом он использовал сплав платины с иридием, устойчивый к атакам фтора.В 1906 году он получил Нобелевскую премию за свою работу, и его метод до сих пор используется в модифицированном виде.

СВОЙСТВА И ИСПОЛЬЗОВАНИЕ ФТОРА.

Бледно-зеленый газ низкой плотности, фтор может соединяться со всеми элементами, кроме некоторых благородных газов. Даже вода будет гореть в присутствии этого высокореактивного вещества. Фтор также очень токсичен и может вызвать серьезные ожоги при контакте, но он также присутствует в безвредных соединениях, в первую очередь в минерале, известном как плавиковый шпат или фторид кальция.Последний излучает флуоресцентный свет (флуоресценция — это термин для типа света, не сопровождаемого теплом), а фтор был назван в честь минерала, который является одним из его основных «хозяев».

Начиная с 1600-х годов фтористоводородная кислота использовалась для травления стекла и до сих пор используется для этой цели при производстве таких продуктов, как электрические лампочки. Нефтяная промышленность использует его в качестве катализатора — вещества, которое ускоряет химическую реакцию — для увеличения октанового числа бензина. Фтор также используется в полимере, широко известном как тефлон, который обеспечивает антипригарную поверхность для сковород и других продуктов, связанных с приготовлением пищи.

Так же, как хлор использовался во время Первой мировой войны, фтор был задействован во Второй мировой войне, чтобы создать оружие гораздо более ужасное, чем ядовитый газ: атомная бомба. Ученым, работающим над Манхэттенским проектом, усилиями Соединенных Штатов по разработке бомб, сброшенных на Японию в 1945 году, требовалось большое количество изотопа урана-235. Это они получили в значительной степени за счет диффузии соединения гексафторида урана, который состоит из молекул, содержащих один атом урана и шесть анионов фтора.

ФТОРИДАЦИЯ ВОДЫ.

Задолго до Второй мировой войны официальные лица здравоохранения США заметили, что в населенных пунктах с высокой концентрацией фторида в питьевой воде, как правило, значительно реже встречается кариес. В некоторых районах концентрация фторида в воде была настолько высокой, что он оставил пятна на зубах людей; тем не менее, на рубеже веков — в эпоху, когда гигиена зубов в том виде, в каком мы ее знаем сегодня, еще только зарождалась, — профилактика кариеса была привлекательной перспективой.Возможно, предполагали официальные лица, можно было бы ввести меньшие концентрации фтора в питьевую воду в населенных пунктах, что в результате улучшило бы общее состояние здоровья зубов.

После Второй мировой войны в ряде муниципалитетов Соединенных Штатов было проведено фторирование воды в системах водоснабжения с использованием концентрации всего 1 ppm. В течение нескольких лет фторирование стало горячо обсуждаемой темой, при этом сторонники указывали на потенциальную пользу для здоровья, а противники спорили с точки зрения вопросов, непосредственно не связанных с наукой.По их словам, это было вторжением в личную свободу со стороны правительства, заставляющего граждан пить воду с добавлением посторонних веществ.

Фактически, в 1950-х годах фторирование стало ассоциироваться в некоторых кругах с коммунизмом — всего лишь еще одним проявлением попытки правительства контролировать своих граждан. В более поздние годы, по иронии судьбы, усилия по антифторированию стали ассоциироваться с группами левого политического, а не правого толка. К тому времени спор больше не вращался вокруг вопроса о государственной власти; вместо этого беспокойство было связано с риском для здоровья, связанным с введением смертоносного вещества в больших дозах.

Фторид тем временем нашел применение в зубных пастах. Colgate взяла на себя инициативу, представив «фторид олова» в 1955 году. Три года спустя компания запустила запоминающуюся рекламную кампанию с рекламными роликами, в которых маленькая девочка показала своей матери «табель успеваемости» от дантиста и объявила: «Смотри, мама! Нет. полости! » В течение нескольких лет практически все марки зубных паст использовали фтор; однако использование фторида в питьевой воде оставалось спорным.

Фактически, еще в 1993 году вопрос фторирования оставался достаточно острым, чтобы породить исследование, проведенное U.С. Национальный исследовательский совет. Совет обнаружил некоторое улучшение состояния зубов, но не такое значительное, как утверждали первые сторонники фторирования. Кроме того, это улучшение можно объяснить рядом других факторов, включая фтор в зубных пастах и ​​в целом повышенную осведомленность населения США о здоровье зубов.

ХЛОРОФТОРОКАРБОНЫ.

Еще одно спорное применение фтора — его использование вместе с хлором и углеродом в хлорфторуглеродах.Как отмечалось выше, ХФУ использовались в хладагентах и ​​пропеллентах; другое применение — как вспениватель для пенополиуретана. Так продолжалось несколько десятилетий, но в 1980-х годах экологи забеспокоились по поводу истощения озонового слоя высоко в атмосфере Земли.

В отличие от обычного кислорода (O 2 ), озон или O 3 способен поглощать ультрафиолетовое излучение Солнца, которое в противном случае было бы вредным для жизни человека. Считается, что ХФУ катализируют превращение озона в кислород, и этим можно объяснить «озоновую дыру», которая особенно заметна над Антарктикой в ​​сентябре и октябре.

В результате в 1996 г. ряд стран подписали соглашение о прекращении производства галоидоуглеродов или веществ, содержащих галогены и углерод. Производители в странах, подписавших это соглашение, известное как Монреальский протокол, разработали заменители ХФУ, в первую очередь гидрохлорфторуглероды (ГХФУ), подобные ХФУ соединения, также содержащие атомы водорода.

Однако вопрос об озоновом слое еще далек от решения. Критики утверждают, что на самом деле истощение озонового слоя над Антарктидой является естественным явлением, что может объяснить, почему это происходит только в определенное время года.Это также может объяснить, почему это происходит в основном в Антарктиде, вдали от любого места, где люди использовали ХФУ. (Разрушение озона гораздо менее значимо в Арктике, которая намного ближе к населенным центрам промышленно развитого мира.) В любом случае природные источники, такие как извержения вулканов, продолжают добавлять галогеновые соединения в атмосферу.

Бром

Бром — это красновато-коричневая жидкость с неприятным запахом, название которой происходит от греческого слова, означающего «вонь». С температурой кипения намного ниже, чем у воды — 137.84 ° F (58,8 ° C) — легко превращается в газ. Как и другие галогены, его пары сильно раздражают глаза и горло. Он встречается в основном в отложениях рассола, раствора соли и воды. Среди наиболее значительных залежей рассола находятся на Мертвом море Израиля, а также в Арканзасе и Мичигане.

Заслуга в выделении брома обычно приписывается французскому химику Антуану-Жерому Балару (1802-1876), хотя на самом деле немецкий химик Карл Лёвиг (1803-1890) фактически первым выделил его в 1825 году.Однако Балард, опубликовавший свои результаты годом позже, дал гораздо более подробное объяснение свойств брома.

Первое использование брома на самом деле произошло обоими людьми на несколько тысячелетий раньше. Для изготовления своих знаменитых пурпурных красителей финикийцы использовали моллюсков мурекс, которые содержали бром. (Как и названия галогенов, слово «финикийцы» происходит от греческого языка — в данном случае слово означает «красный» или «пурпурный», что относится к их красителям.) Сегодня бром также используется в красителях и других материалах. современное использование включает применение в пестицидах, дезинфицирующих средствах, лекарствах и антипиренах.

В свое время соединение, содержащее бром, широко использовалось в нефтяной промышленности в качестве добавки к бензину, содержащему свинец. Дибромид этилена реагирует со свинцом, выделяемым бензином, с образованием бромида свинца (PbBr 2 ), называемого «поглотителем», потому что он имеет тенденцию очищать выбросы содержащего свинец бензина. Однако использование этилированного бензина было прекращено в конце 1970-х — начале 1980-х годов; в результате спрос на дибромид этилена значительно упал.

ГАЛОГЕННЫЕ ЛАМПЫ.

Название «галоген», вероятно, знакомо большинству людей из-за термина «галогенная лампа». Галогенные лампы, используемые для автомобильных фар, прожекторов и прожекторов, намного эффективнее обычных ламп накаливания. Лампы накаливания, «производящие тепло», были впервые разработаны в 1870-х годах и усовершенствованы в начале двадцатого века с заменой углерода на вольфрам в качестве основного материала в нити накала, области, которая нагревается.

Вольфрам оказался намного более долговечным, чем углерод, при нагревании, но он имеет ряд проблем в сочетании с газами в лампе накаливания.По мере того как лампочка продолжает гореть в течение некоторого времени, вольфрамовая нить начинает истончаться и в конечном итоге ломается. При этом на поверхности колбы начинает накапливаться вольфрам, делая ее свет тусклым. Однако, добавляя бром и другие галогены в газовый наполнитель колбы, что позволяет получить галогенную лампу, эти проблемы решаются.

Когда вольфрам испаряется из нити накала, он соединяется с галогеном с образованием газообразного соединения, которое циркулирует внутри колбы. Вместо того, чтобы оседать на поверхности колбы, соединение остается газом, пока не вступит в контакт с нитью накала и не разрушится.Затем он повторно наносится на нить накала, и газообразный галоген может свободно соединяться с недавно испарившимся вольфрамом. Хотя галогенная лампа в конечном итоге выходит из строя, она служит намного дольше, чем обычная лампа накаливания, и горит гораздо более ярким светом. Кроме того, из-за уменьшения отложений вольфрама на поверхности он не начинает тускнеть по мере приближения к концу срока службы.

Йод

Йод, впервые выделенный в 1811 году из золы морских водорослей, получил название от греческого слова, означающего «фиолетовый», что указывает на то, что он образует темно-пурпурные кристаллы.В течение 1800-х годов йод коммерчески добывался на рудниках в Чили, но в течение двадцатого века колодцы рассола в Японии, Оклахоме и Мичигане оказались лучшим источником.

Среди наиболее известных свойств йода — его важность в рационе человека. Щитовидная железа вырабатывает регулирующий рост гормон, содержащий йод, и его недостаток может вызвать зоб или отек шеи. Поваренная соль естественным образом не содержит йода; однако хлорид натрия, продаваемый в магазинах, обычно содержит около 0.01% йодид натрия, добавленный производителем.

Йод когда-то использовался в развитии фотографии: в первые дни фотографической технологии в процессе дагеротипирования использовались серебряные пластины, сенсибилизированные парами йода. Соединения йода сегодня используются в химическом анализе и синтезе органических соединений.

Астатин

Так же, как фтор является наиболее реактивным, астатин является самым редким из всех элементов. Спустя долгое время после того, как его существование было предсказано, химикам все еще не удавалось найти его в природе, и он был создан только в 1940 году путем бомбардировки висмута альфа-частицами (положительно заряженными ядрами гелия).Недавно выделенный элемент получил греческое имя, означающее «нестабильный».

Действительно, ни один из 20 известных изотопов астата не является стабильным, а самый долгоживущий имеет период полураспада всего 8,3 часа. Это только усугубило трудности, связанные с изучением этого странного элемента, и поэтому трудно сказать, какое применение может иметь астат, если оно вообще есть. Наиболее многообещающая область связана с использованием астата для лечения состояния, известного как гипертиреоз, связанного с чрезмерно активной щитовидной железой.

ГДЕ ПОДРОБНЕЕ

«Химия галогенов». Университет Пердью Химический факультет (веб-сайт). (20 мая 2001 г.).

«Галогены». Chemical Elements.com (веб-сайт). (20 мая 2001 г.).

«Галогены». Источник коррозии (веб-сайт). (20 мая 2001 г.).

«Галогены» (Интернет-сайт). (20 мая 2001 г.).

«Галогены» (Интернет-сайт). (20 мая 2001 г.).

Кнапп, Брайан Дж. Хлор, фтор, бром и йод. Хенли-он-Темз, Англия: Атлантическая Европа, 1996.

Окслейд, Крис. Элементы и соединения. Чикаго: Библиотека Хайнемана, 2001.

Stwertka, Albert. Путеводитель по элементам. New York: Oxford University Press, 1998.

«Визуальные элементы: группа VII — галогены» (веб-сайт). (20 мая 2001 г.).

КЛЮЧЕВЫЕ УСЛОВИЯ

АНИОН:

Отрицательный ион, образующийся, когда атом получает один или несколько электронов. Анион (произносится как «AN-ie-un») элемента никогда не называют, например, анионом хлора.Скорее, анион, содержащий единственный элемент, называется добавлением суффикса -ide к имени исходного элемента — в данном случае «хлорид». Для более сложных анионов применяются другие правила.

АТОМНЫЙ НОМЕР:

Число протонов в ядре атома. Поскольку это число отличается для каждого элемента, элементы перечислены в периодической таблице элементов в порядке их атомного номера.

ХИМИЧЕСКИЙ СИМВОЛ:

Одно- или двухбуквенное сокращение названия элемента.

DIATOMIC:

Термин, описывающий элемент, который существует в виде молекул, состоящих из двух атомов. Все галогены диатомны.

ЭЛЕКТРОЛИЗ:

Использование электрического тока, чтобы вызвать химическую реакцию.

HALF-LIFE:

Промежуток времени, необходимый веществу, чтобы уменьшиться вдвое от его первоначального количества.

ГАЛОГЕНЫ:

Группа 7 периодической таблицы элементов, включая фтор, хлор, бром, йод и астат.Галогены двухатомны и склонны к образованию солей; отсюда их название, которое происходит от двух греческих терминов, означающих «солеобразование».

ION:

Атом, который потерял или получил один или несколько электронов и, таким образом, имеет чистый электрический заряд.

ИОННАЯ СВЯЗЬ:

Форма химической связи, которая возникает в результате притяжения между ионами с противоположными электрическими зарядами.

ИЗОТОПЫ:

Атомы, которые имеют равное количество протонов и, следовательно, принадлежат к одному элементу, но различаются количеством нейтронов.Это приводит к разнице масс. Изотопы могут быть стабильными или нестабильными, то есть радиоактивными.

ПЕРИОДИЧЕСКАЯ ТАБЛИЦА ЭЛЕМЕНТОВ:

Диаграмма, в которой элементы расположены в порядке их атомного номера. Вертикальные столбцы в периодической таблице указывают группы или «семейства» элементов со схожими химическими характеристиками.

ПОЛИМЕР:

Большая молекула, содержащая множество маленьких звеньев, которые соединяются вместе.

РАДИОАКТИВНОСТЬ:

Термин, описывающий явление, при котором определенные материалы подвергаются форме распада, вызванной испусканием частиц высокой энергии.«Разложение» в этом смысле не означает «гниль»; вместо этого радиоактивные изотопы продолжают испускать частицы, превращаясь в изотопы других элементов, пока они не станут стабильными.

SALT:

Соединение, образованное реакцией кислоты с основанием. Соли обычно образуются при соединении металла и неметалла.

ЭЛЕКТРОНЫ ВАЛЕНЦИИ:

Электроны, которые занимают самые высокие уровни энергии в анатоме и участвуют в химической связи. Все галогены имеют семь валентных электронов.

Группа 7: Галогены | StudyPug

  • Галогены хорошо реагируют с металлами 1 и 2 групп , потому что они имеют электронные конфигурации, которые дополняют галогены. Металлы реагируют, теряя электроны; галогены реагируют, приобретая их. Это бурные экзотермические реакции.
  • Группа 1 с галогенами:

    2M + X 2 \, → \, 2MX

    Группа 2 с галогенами:

    M + X 2 \, → \, MX 2
    В обоих уравнениях:
    M = металл группы 1 или группы 2.
    X = галоген (F 2 , Cl 2 , Br 2 , I 2 ).
  • A более реактивный галоген может замещать менее реактивный галоген в соли . Это известно как реакция вытеснения .

  • X 2 + 2MY \, → \, 2MX + Y 2
    X = F, Cl, Br или I,
    Y = атом галогена ниже X в группе.
    X = Например:
    Cl 2 + 2NaBr \, → \, 2NaCl + Br 2
    Эта реакция работает до тех пор, пока галоген «X 2 » находится выше в группе, чем галоген в галогенидной соли «MY», где M — металл, а Y — ион галогенида.
    Если эта реакция происходит в воде («водном растворе»), правильнее записать эту реакцию, игнорируя ионы металлов, потому что они всего лишь ионы-наблюдатели. Ионы-зрители в реакции не участвуют — это просто окисление ионов галогенидов (Cl , Br или I ) молекулой галогена (см. Пункт чуть ниже).
  • Галогены являются хорошими окислителями, и еще реакционноспособных галогенов могут окислять ионы галогенов ниже по группе .
    Общее уравнение:
    X 2 + 2Y (водн.) \, → \, 2X (водн.) + Y 2
    Где X представляет собой атом галогена выше в группе, чем Y.

    Эта реакция работает до тех пор, пока галоген (X 2 ) реагирует выше в группе, чем галогенид-ионы (2Y ), которые они окисляют. Вы можете думать об этом как об электронах (или отрицательном заряде), «движущихся вверх» по группе.
    Например, Cl 2 будет реагировать с Br с образованием хлорид-ионов и брома:

    Cl 2 (г) + 2Br (водн.) \, → \, 2Cl (водн.) + Br 2 (л)
    • Фтор — такой сильный окислитель, что эта реакция практически не работает для фтора , потому что он буквально окисляет воду, а не галогенид-ионы!

    Эта реакция происходит менее охотно по группе.Это эффект изменения энтальпии X 2 \, → \, 2X (водн.) , становящегося менее экзотермическим (более положительным). Причины, по которым это происходит, вводят в заблуждение; есть «короткий ответ» и более точный длинный ответ.

    • Короткий ответ заключается в том, что в галогенной группе электроотрицательность выше и меньше электронная защита ядра в верхней части группы. Это означает, что фтор / хлор лучше притягивает электроны к своей внешней оболочке и образует ион, чем более крупные галогены, такие как бром / йод ниже.В зависимости от вашего курса / программы этого ответа, вероятно, будет достаточно, но это не совсем так.

    • Короткий ответ неточный, потому что он говорит только об одной части реакции, называемой сродством к электрону, и данные по энтальпии 2 не подтверждают это. Фтор не лучше хлора «притягивает электроны к своей внешней оболочке». Общее изменение энтальпии по-прежнему показывает фтор как наиболее реактивный, потому что…

    • Длинный ответ заключается в том, что в этой реакции задействовано несколько изменений энтальпии .
      Первый — это энтальпия распыления : энергия, необходимая для разрыва всех связей в веществе на отдельные атомы в газовой фазе. Для галогенов это изменение можно записать как:

    • X 2 (г) \, → \, 2X (г)
      В элементарном фторе и хлоре это половина энтальпии связи 1 , потому что они являются двухатомными газами при комнатной температуре. F-F является более слабой связью, чем Cl-Cl, поэтому F легче распыляется.
      Второй — это сродство к электрону : энергия, выделяемая, когда электрон соединяется с газовым атомом с образованием отрицательного иона.Это изменение можно записать как: 2X (г) \, → \, 2X (г)
      Сродство фтора к электрону на самом деле меньше, чем у хлора. 2 Фтор — это небольшой атом с очень высокой электронной плотностью, куда притягиваются связывающие электроны. Это снижает его сродство к электрону до более низкого, чем у Cl. Cl \, → \, Cl выделяет немного больше энергии, чем F \, → \, F , поэтому Cl легче ионизируется.
      Третье — это энтальпия гидратации : энергия, выделяемая, когда ионное вещество растворяется в воде и взаимодействует с ней.Это изменение можно записать как: 2X (г) \, → \, 2X (водн.)
      Энтальпия гидратации намного выше, когда растворяются ионы F , чем когда растворяются ионы Cl . 3 Другими словами, F , взаимодействуя с водой, выделяет НАМНОГО больше энергии, чем Cl , взаимодействуя с водой.
    Таким образом, если сложить три значения энтальпии 1,2,3 вместе, чтобы получить общее изменение энтальпии, вы обнаружите, что фтор на сегодняшний день является наиболее экзотермическим.Изменение становится менее экзотермическим при последовательном переходе группы вниз.
  • Галогены, особенно хлор, также вступают в реакции диспропорционирования . Это реакции, в которых окисляются и восстанавливаются атомы одного и того же вещества. В реакции с Cl 2 один атом восстанавливается при образовании одного продукта, а другой атом Cl окисляется при образовании части другого продукта.

    Диспропорционирование хлора с водой ниже:


  • Cl 2 + H 2 O \, \ rightleftharpoons \, ⇌ HClO + HCl
    Диспропорционирование хлора с холодным гидроксидом натрия показано ниже: Cl 2 + 2NaOH \, → \, NaClO + NaCl + H 2 O
    Эта реакция с холодным гидроксидом натрия дает гипохлорит натрия (NaClO), который является активным ингредиентом отбеливающих средств.Соли гипохлорита и элементарный хлор (в очень малых количествах) используются при очистке воды в качестве дезинфицирующих средств.

    Реакции диспропорционирования лучше всего понять, используя числа окисления (подробнее см. Число окисления):

    • Как и все элементарные формы, Cl в Cl 2 имеет нулевую степень окисления.
    • Na, входящий в группу 1, имеет степень окисления +1; то же самое делает H, когда он связан с неметаллами.
    • Кислород, являясь наиболее электроотрицательным элементом, помимо фтора, в соединениях имеет степень окисления -2.
    • В приведенных выше реакциях степени окисления не меняются, за исключением хлора: хлор переходит от двух атомов с нулевой степенью окисления до одного атома со степенью окисления -1 и другого с +1 .

    Реакция хлора с горячим гидроксидом натрия немного отличается, вместо этого образуется хлорат натрия:
    3Cl 2 + 6NaOH \, → \, 5NaCl + NaClO 3 + 3H 2 O
    Так же, как и в реакции с водой и холодным гидроксидом натрия, единственное изменение степени окисления здесь связано с атомами хлора.
    • 5 из 6 атомов Cl в реагентах образовали хлорид натрия со степенью окисления от 0 до -1.
    • Последний атом Cl образует хлорат натрия с изменением степени окисления от 0 до +5.
    Чтобы сбалансировать это уравнение , запомните продукты, а затем посмотрите на изменения степени окисления:
    • Число окисления просто говорит вам о переносе электронов. Электроны не создаются и не разрушаются, поэтому изменения степени окисления в реакции должны сводиться к нулю.
    • Когда Cl 2 реагирует с горячим NaOH, образуется NaClO 3 , который представляет собой изменение степени окисления от 0 до +5 в атоме хлора. Если один атом хлора изменил 0 \, → \, +5, должно быть изменение на 0 \, → \, -5 других атомов хлора в целом. В NaCl хлор имеет степень окисления 1, поэтому для общего изменения -5 необходимо 5 моль NaCl.
    • Это дает вам 5NaCl на каждый NaClO 3 . Для этого вам понадобится 3Cl 2 для атомов хлора, 6 NaOH для 6 атомов Na, а оставшиеся H и O образуют 3 H 2 O молекул.
    См. Ниже полные уравнения:

    Эта реакция диспропорционирования может происходить также с бромом и йодом. Реакция с образованием хлората / бромата / иодата (NaXO 3 , X = Cl, Br, I) протекает более легко по группе.

    Каталожные номера:
    1 : https://labs.chem.ucsb.edu/zakarian/armen/11—bonddissociationenergy.pdf — источник данных по энтальпии связи.
    2 : http: // hyperphysics.phy-astr.gsu.edu/hbase/Chemical/eleaff.html#c1 — источник данных сродства к электрону.
    3 : http://www.wiredchemist.com/chemistry/data/enthalpies-hydration — источник энтальпии гидратации.

    Что означает отсутствие галогенов? | Эксперты по этикеткам

    Время от времени EIM просят предоставить заявления, касающиеся RoHS , REACH и содержания галогенов. Все это относится к «зеленым» инициативам, начатым в первую очередь на европейском рынке в отношении веществ, которые не являются экологически чистыми, а во многих случаях являются совершенно опасными.

    Что касается «содержания галогена», мы конкретно говорим о элементах хлора, фтора, брома, йода и астата, которые обычно используются в производстве электроники и пластмасс, таких как ПВХ и тефлон. В процессе производства в компоненты часто добавляют галогены, чтобы они выдерживали высокие температуры и были огнестойкими, но они представляют собой солеобразующие соединения, которые обладают высокой реакционной способностью и имеют низкие температуры плавления:

    Хлор : Обычно используется в качестве отбеливателя и дезинфицирующего средства для очистки бассейнов, он также используется в электронных компонентах и ​​может вызвать серьезные проблемы при воспламенении, создавая ядовитый газ.

    Фтор : Как и хлор, это газ, но он более реактивен и используется в хладагентах, аэрозольных распылителях и ракетном топливе (а также в зубной пасте).

    Йод : Это твердое вещество добавляют в галогенные лампы для продления срока службы нити накала.

    Бром : Эта жидкость используется для защиты от огня, пестицидов и красителей.

    Астатины : Еще одно твердое вещество, отчасти похожее на йод, этот материал сейчас не имеет практического применения, поскольку он очень нестабилен и радиоактивен.

    Потребители могут этого не осознавать, но многие электронные устройства сгорают в конце своей жизни, потенциально выделяя всевозможные опасные токсины. Хотя ни один из этих галогенов, используемых в электронных устройствах, не наносит прямого вреда человеку или окружающей среде, они определенно могут быть вредными, если происходит пожар или , когда не используются надлежащая переработка и утилизация , например, в развивающихся странах.

    Мы вас еще не напугали? Разве нет смысла избегать этих соединений? Именно поэтому были начаты попытки «без галогенов».Это не утвержденный правительством процесс, а требование экологически сознательных потребителей и групп по удалению или, по крайней мере, сокращению токсичных материалов из производственных процессов, в которых используются такие элементы, как провода и кабели, печатные платы, пленки, соединители, механические пластиковые детали и другие предметы. сделал.

    Чтобы быть классифицированным как «не содержащее галогенов, вещество должно содержать менее 900 частей на миллион (ppm) хлора или брома, а также иметь менее 1500 ppm общего количества галогенов, согласно Международной электрохимической комиссии, Ограничение использования галогенов. (IEC 61249-2-21), который включает печатные платы и соединительные конструкции.

    Причина, по которой EIM уделяет такое особое внимание всем этим «зеленым» усилиям, заключается в том, что этикетки со штрих-кодом очень часто используются для идентификации пластиковых и электронных продуктов, и поэтому ингредиенты в наших этикетках и чернилах несут такую ​​же ответственность. Мы очень серьезно относимся к этому и предлагаем ряд, например, лент для теплопередачи, которые не только лучше для окружающей среды, но и обладают меньшей токсичностью для дыма при воздействии огня и уменьшают разрушительную коррозию электронных устройств.

    Наши ленты, классифицированные как «Безгалогенные», включают:

    T84H / T85 — Высококачественная смола для высоких температур и химического воздействия

    T80 / T81 — Смола общего назначения

    T144 / T145 — Воск / смола премиум-класса

    T146 / T147 — Воск / смола общего назначения

    T38 / T39 — Экономичный воск общего назначения

    Наряду с безгалогеновым механизмом у нас также есть ассортимент изделий из высокотемпературных полиимидов, полиэстера и алюминия.Как и в случае со всеми нашими этикеточными материалами, мы регулярно получаем обновления от наших поставщиков относительно их соответствия RoHS, REACH и содержанию галогенов и можем предоставить официальные сертификаты соответствия опасным материалам по запросу.

    Что нужно знать

    Часть 1 из 2 — Что это такое и почему вызывают беспокойство

    26 октября 2018

    Автор: Джон Вивари

    Поскольку галогенсодержащие вещества подвергаются все более пристальному вниманию со стороны Европейского Союза и ряда неправительственных организаций (НПО) из-за их известных и предполагаемых рисков, важно понимать, каких изменений следует ожидать, если потребуется прекратить их использование в процессе производства электроники.

    В части 1 мы поговорим о том, что такое галогены и галогениды и почему они вызывают беспокойство. Затем мы поговорим о любых изменениях, которые вам могут потребоваться для соблюдения потенциального запрета на использование этих материалов.

    Что такое галогены и галогениды?

    Изучая таблицу Менделеева, вы обнаружите, что галогены являются электроотрицательными элементами в столбце 17, включая фтор (F), хлор (Cl), бром (Br), йод (I) и астат (At).

    Галогениды — это химические соединения, содержащие галогены.Галогениды присутствуют в природе, а некоторые из них, а именно соли и кислоты, необходимы для жизни человека. Галогениды можно найти в минералах, животных и растениях. Самый известный галогенид — это поваренная соль NaCl.

    Почему галогены вызывают озабоченность в электронной промышленности?

    Хотя некоторые галогенсодержащие вещества или галогениды безопасны, некоторые вызывают подозрения как токсичные и канцерогенные. В электронной промышленности это может вызывать беспокойство, поскольку некоторые из этих материалов используются в производстве.

    Например, мы знаем, что хлор используется для обеспечения безопасности питьевой воды, убивая нежелательные бактерии. В такой низкой концентрации он не вреден для человека. Однако проблемы возникают, когда газообразный хлор выбрасывается в воздух.

    Использование небромированных эпоксидных смол может привести к тому, что хлор останется в качестве остаточного материала при производстве печатных плат. Концентрации обычно ниже 100 ppm, но проблема заключается в том, что слишком много хлора может быть опасным для человека и окружающей среды.

    Другие источники галогенов в печатных платах включают проклейку для стекловолокна, отвердители эпоксидных смол и ускорители, смачивающие и пеногасители смол, остатки флюса и загрязнения от манипуляций. В более широкой категории «электроника» к списку источников добавляются многие пластмассы, бумага, покрытия, герметики, смазки и клеи.

    Какие решения обсуждаются?

    Основная проблема, связанная с галогенами и электронной промышленностью, — это нерегулируемая утилизация материалов путем сжигания.Неконтролируемое горение может привести к ненужному выбросу галогенов в окружающую среду из-за побочного образования диоксинов и фуранов. Поскольку влияние галогенов на окружающую среду все еще изучается, трудно определить, может ли выброс этих галогенов вызвать долгосрочные эффекты. Большой вопрос заключается в том, столкнется ли отрасль в ближайшее время с новыми правилами, требующими определенных способов утилизации материалов.

    К счастью, в настоящее время технология доступна.Некоторые предприятия уже используют безгалогенные процессы в своем производстве. Современные технологии сжигания практически устранили проблемы, связанные с производством диоксинов и фуранов при утилизации отходов на современных предприятиях.

    Что это означает для предприятий, на которых еще нет технологии?

    Исходя из предыдущих процессов регулирования, вероятность введения норм по галогенам высока. Возможно, пришло время начать планирование, когда правила вступят в силу в полную силу.

    В нашей следующей статье мы обсудим потребность в безгалогенных материалах и разницу между ними и тем, что сейчас регулярно используется.Мы углубимся в проблемы, связанные с галогенами и галогенидами, чтобы лучше понять, станут ли изменения необходимыми или процессы останутся нерегулируемыми.

    Для получения более подробной информации по этой теме обязательно ознакомьтесь с этим официальным документом «Галогениды и галогены».

    Или, если вы хотите узнать о флюсе и паяльной пасте Nordson EFD без галогенов или галогенов, свяжитесь с нами по адресу [email protected]

    О Джоне Вивари

    Джон Вивари (John Vivari) — руководитель глобальной линейки продуктов для пайки в Nordson EFD.Он использует свой опыт в технологии дозирования жидкостей и паяльной пасты, чтобы помочь клиентам в разработке процессов точного дозирования, печати и оплавления. Джон обладает более чем 20-летним опытом проектирования и сборки электроники. Он присоединился к Nordson EFD в 2001 году.


    Влияние галогенов на качество воздуха в Европе

    Галогены (Cl, Br) оказывают сильное влияние на стратосферный озон (O 3 ). Недавно было показано, что они (Cl, Br и I) влияют на тропосферу, в частности, за счет снижения соотношений смешивания O 3 и OH.Их потенциал влияния на качество воздуха в регионе изучен не так хорошо. Мы исследуем влияние галогенов на региональные загрязнители (с акцентом на O 3 ) с помощью европейской сетки модели GEOS-Chem (0,25 ° × 0,3125 °). Недавно он был обновлен, чтобы включить представление о химии галогенов. Мы сосредотачиваемся на лете 2015 года во время кампании ICOZA в атмосферной обсерватории Вейборна на побережье Северного моря в Великобритании. Сравнение этих наблюдений с наблюдениями британской сети контроля качества воздуха показывает, что у модели есть определенные навыки в представлении соотношений смешивания / концентрации загрязнителей в течение этого периода.Хотя модель успешно имитирует наблюдения ClNO 2 в Вейборне, она значительно недооценивает наблюдения ClNO 2 , полученные во внутренних районах. Он также недооценивает отношения смешивания IO, OIO, I 2 и BrO, но это может отражать прибрежный характер этих наблюдений. Моделирование с использованием галогенов и без них позволяет выявить процессы, посредством которых галогены могут воздействовать на O 3 .Во всем домене O 3 отношения смеси уменьшаются из-за галогенов. В северной Европе это происходит из-за изменения фона O 3 , поступившего в регион, тогда как в южной Европе это происходит из-за местной химии, вызванной средиземноморскими выбросами. Доля почасового O 3 выше 50 нмоль моль -1 в Европе снижена с 46% до 18% за счет галогенов. ClNO 2 из N 2 O 5 Поглощение морской солью приводит к увеличению отношения смеси O 3 , но это меньше, чем уменьшение, вызванное бромом и йодом .12% этана и 16% ацетона в пограничном слое окисляются Cl. Реакция аэрозоля на галогены сложна с небольшим (~ 10%) снижением PM 2,5 в большинстве мест. Отсутствие ограничений для наблюдений в сочетании с большими неопределенностями в выбросах и химической переработке галогенов делают эти выводы в лучшем случае предварительными. Однако полученные здесь результаты указывают на возможность влияния химии галогенов на политику в области качества воздуха в Европе и других частях мира.

    Эта статья в открытом доступе

    Подождите, пока мы загрузим ваш контент … Что-то пошло не так.Попробуй еще раз?

    Свойства галогенов

    Галогены представляют собой ряд неметаллических элементов из 17 группы периодической таблицы (ранее VII). Галогены включают фтор (F), хлор (Cl), бром (Br), йод (I) и астат (At). Искусственно созданный элемент 117 (ununseptium) также может считаться галогеном.

    Физические свойства

    Атомы становятся больше в группе по мере заполнения дополнительных электронных оболочек. Когда фтор существует в виде двухатомной молекулы, связь F – F оказывается неожиданно слабой. Это связано с тем, что атомы фтора являются наименьшими из галогенов — атомы тесно связаны друг с другом, что приводит к отталкиванию между свободными электронами в двух атомах фтора.

    Точки кипения галогенов увеличиваются по группе из-за увеличения силы Ван-дер-Ваальса по мере увеличения размера и относительной атомной массы атомов.Это изменение проявляется в изменении фазы элементов с газовой (F 2 , Cl 2 ) на жидкую (Br 2 ), на твердую (I 2 ). Галогены — единственная группа периодической таблицы, содержащая элементы во всех трех известных состояниях вещества (твердое, жидкое и газообразное) при стандартной температуре и давлении.

    Физические состояния галогенов

    Галогены представляют все три знакомых состояния вещества: (слева направо) хлор — это газ, бром — жидкость и йод — твердое тело.Высокоактивный фтор на рисунке не представлен.

    Химические свойства

    Электроотрицательность — это способность атома притягивать электроны или электронную плотность к себе внутри ковалентной связи. Электроотрицательность зависит от притяжения между ядром и связывающими электронами во внешней оболочке. Это, в свою очередь, зависит от баланса между количеством протонов в ядре, расстоянием между ядром и связывающими электронами и экранирующим эффектом внутренних электронов.В галогенидах водорода (HX, где X — галоген) связь H-X удлиняется по мере увеличения количества атомов галогена. Это означает, что общие электроны находятся дальше от ядра галогена, что увеличивает экранирование внутренних электронов. Это означает, что электроотрицательность уменьшается по группе.

    Галогены обладают высокой реакционной способностью, и в достаточных количествах они могут быть вредными или смертельными для биологических организмов. Эта реактивность обусловлена ​​высокой электроотрицательностью и высоким эффективным зарядом ядра. Галогены могут получить электрон, вступая в реакцию с атомами других элементов.

    Фтор — один из наиболее реактивных элементов. Он реагирует с инертными материалами, такими как стекло, и образует соединения с более тяжелыми инертными газами. Это едкий и высокотоксичный газ. Реакционная способность фтора означает, что, как только он вступает в реакцию с чем-либо, он связывается настолько прочно, что образующаяся молекула становится инертной и нереактивной. Фтор может реагировать со стеклом в присутствии небольшого количества воды с образованием тетрафторида кремния (SiF4). Таким образом, с фтором следует обращаться с такими веществами, как инертное фторорганическое соединение тефлон.

    Фтор активно реагирует с водой с образованием кислорода (O 2 ) и фтороводорода:

    $ 2 F_2 (г) + 2 H_2O (л) \ rightarrow O_2 (г) + 4 HF (водн.) $

    Хлор имеет максимальную растворимость 7,1 г на кг воды при температуре окружающей среды (21 ° C). Растворенный хлор реагирует с образованием соляной кислоты (HCl) и хлорноватистой кислоты (HClO), раствора, который можно использовать в качестве дезинфицирующего средства или отбеливателя:

    $ Cl_2 (г) + H_2O (l) \ rightarrow HCl (водн.) + HClO (водн.) $

    Растворимость брома равна 3.41 г на 100 г воды. Он медленно реагирует с образованием бромистого водорода (HBr) и бромистоводородной кислоты (HBrO):

    $ Br_2 (г) + H_2O (l) \ rightarrow HBr (водн.) + HBrO (водн.) $

    Йод минимально растворим в воде, его растворимость составляет 0,03 г на 100 г воды.

    Разное

    Добавить комментарий

    Ваш адрес email не будет опубликован. Обязательные поля помечены *