Галоген Википедия

Группа →	17 (VIIA)
↓ Период
2
3
4
5
6	85 Астат 4f145d106s26p5
7	117 Теннессин 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 теннессин Ts.

Фтор F	Хлор Cl	Бром Br	Иод I

ru-wiki.ru

Галогены Википедия

Группа →	17 (VIIA)
↓ Период
2
3
4
5
6	85 Астат 4f145d106s26p5
7	117 Теннессин 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 теннессин Ts.

Фтор F	Хлор Cl	Бром Br	Иод I

ruwikiorg.ru

Галогени — Вікіпедія

Матеріал з Вікіпедії — вільної енциклопедії.

H																	He
Li	Be											B	C	N	O	F	Ne
Na	Mg											Al	Si	P	S	Cl	Ar
K	Ca	Sc	Ti	V	Cr	Mn	Fe	Co	Ni	Cu	Zn	Ga	Ge	As	Se	Br	Kr
Rb	Sr	Y	Zr	Nb	Mo	Tc	Ru	Rh	Pd	Ag	Cd	In	Sn	Sb	Te	I	Xe
Cs	Ba	*	Hf	Ta	W	Re	Os	Ir	Pt	Au	Hg	Tl	Pb	Bi	Po	At	Rn
Fr	Ra	**	Rf	Db	Sg	Bh	Hs	Mt	Ds	Rg	Cn	Uut	Fl	Uup	Uuh	Ts	Uuo
		*	La	Ce	Pr	Nd	Pm	Sm	Eu	Gd	Tb	Dy	Ho	Er	Tm	Yb	Lu
		**	Ac	Th	Pa	U	Np	Pu	Am	Cm	Bk	Cf	Es	Fm	Md	No	Lr

Група 17 періодичної таблиці (Галогени)

Галоге́ни (від грец. ἅλς — «сіль» або «море», та γεν-, від γίγνομαι — «стає») — хімічні елементи групи 17, або за старою класифікацією, VII групи головної підгрупи. періодичної системи елементів: Флуор (F), Хлор (Cl), Бром (Br), Йод (I), Астат (At) і Теннессін (Ts).

Молекули їхніх простих речовин — двоатомні. Назви простих речовин галогенів відповідають назвам елементів, окрім фтору. За звичайних умов фтор і хлор — гази, бром — рідина, йод і астат — тверді речовини.

Галогени реагують з більшістю елементів, утворюючи галогеніди. Вони мають окиснювальні властивості, які зменшуються від Флуору до Астату. Неметалічний характер елементів і хімічна активність галогенів посилюється знизу догори.

Фізичні властивості галогенів[ред. | ред. код]

Фтор є важкозріджуваним, а хлор легкозріджуваним газом із задушливим різким запахом. Енергія зв’язку галогенів згори ряду донизу змінюється нерівномірно. Фтор має аномально низьку енергію зв’язку (151 кДж/моль), це пояснюється тим, що фтор не має

d-підрівня і не здатний утворювати полуторні зв’язки, на відміну від інших галогенів (Cl₂ 243, Br₂ 199, I₂ 150,7, At₂117 кДж/моль). Від хлору до астату енергія зв’язку поступово слабшає, що пов’язане зі збільшенням атомного радіусу. Аналогічні аномалії мають і температури кипіння (плавлення):

Проста речовина	Температура плавлення, °C	Температура кипіння, °C
F2	−220	−188
Cl2	−101	−34
Br2	−7	58
I2	113,5	184,885
At2	244	309[1]

• 
• 
• 
• 

1. ↑ Редкол.: Кнунянц І. Л. (гол. ред.)
   . Хімічна енциклопедія: у 5 т. — 623 с. — 100 000 прим.

• Глосарій термінів з хімії / уклад. Й. Опейда, О. Швайка ; Ін-т фізико-органічної хімії та вуглехімії ім. Л. М. Литвиненка НАН України, Донецький національний університет. —  : Вебер, 2008. — 738 с. — ISBN 978-966-335-206-0.
• Мала гірнича енциклопедія : у 3 т. / за ред. В. С. Білецького. —  : Східний видавничий дім, 2004—2013.
• Ахметов Н. С. Загальна та неорганічна хімія. — М. : Вища школа, 2001. — ISBN 5-06-003363-5.
• Лідин Р. А.. Довідник із загальної та неорганічної хімії. — М. : колоси, 2008. — ISBN 978-5-9532-0465-1.
• Некрасов Б. В. Основи загальної хімії. — М. : Лань, 2004. — ISBN 5-8114-0501-4.
• Спіцин В. І., Мартиненко Л. І. Неорганічна хімія. — М. : МДУ, 1991, 1994.
• Турова Н. Я. Неорганічна хімія в таблицях. Навчальний посібник. — М. : ЧеРо, 2002. — ISBN 5-88711-168-2.
• Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan. (1997), Chemistry of the Elements (2nd ed.), Oxford: Butterworth-Heinemann, ISBN 0-08-037941-9
• F. Albert Cotton, Carlos A. Murillo, and Manfred Bochmann, (1999), Advanced inorganic chemistry. (6th ed.), New York: Wiley-Interscience, ISBN 0-471-19957-5
• Housecroft, C. E. Sharpe, A. G. (2008). Inorganic Chemistry (3rd ed.). Prentice Hall, ISBN 978-0-13-175553-6

uk.wikipedia.org

Галогены. Элементы VIIA-группы. Хлор, фтор. Конспект по химии

Галогены. Элементы VIIA-группы. Хлор, фтор

Ключевые слова: галогены, VIIA-группа, хлор, фтор, бром, йод, характеристика элемента, строение галогенов, получение хлора.
Раздел ОГЭ: 3.1.2. Химические свойства простых веществ-неметаллов: водорода, кислорода, галогенов, серы, азота, фосфора, углерода, кремния

---

---

Галогены (от греч. hals – соль и лат. genui – рождать, т. е. «рождающие соли») — это элементы VIIA-группы – фтор F, хлор Cl, бром Вг, йод I. Электронная конфигурация валентного слоя атомов галогенов в стационарном состоянии ns²np⁵. Радиусы атомов галогенов от фтора к йоду увеличиваются, энергия ионизации и электроотрицательности уменьшается, неметаллические свойства ослабляются.

ХАРАКТЕРИСТИКА ЭЛЕМЕНТА ХЛОР

Хлор Cl – элемент № 17, в Периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева находится в 3–м периоде, в VIIA группе. Электронная конфигурация атома хлора в стационарном состоянии 1s²2s²2p⁶3s²3p⁵:

В своих соединениях хлор проявляет валентности:

Наиболее характерными степенями окисления хлора являются следующие:

Высший оксид хлора – оксид хлора (VII) Cl₂О₇ – кислотный оксид, высшим гидроксидом хлора является хлорная кислота НСlO₄ (сильная кислота).

Водородное соединение хлора – хлороводород НCl (газ при обычных условиях), его водный раствор – соляная кислота, сильный электролит.

ХАРАКТЕРИСТИКА ЭЛЕМЕНТА ФТОР

Фтор F – элемент № 9, находится во 2–м периоде, в VIIA группе. Электронная конфигурация внешнего электронного атома фтора 1s²2s²2p⁵:

В атоме фтора нет вакантных орбиталей на втором энергетическом уровне для перехода атома в возбуждённое состояние. Переход на вакантные орбитали третьего энергетического уровня потребовал бы слишком больших затрат энергии, следовательно, фтор может быть только одновалентен.

Электроотрицательность фтора среди других элементов максимальна (∼4,0 по шкале Полинга). Следовательно, для фтора невозможны положительные степени окисления. Возможные степени окисления фтора: 0 (F₂) и –1 (HF, KF и т. д.).

СТРОЕНИЕ ГАЛОГЕНОВ – ПРОСТЫХ ВЕЩЕСТВ

Галогенам не присуща аллотропия, каждому элементу – галогену (Hal) соответствует одно простое вещество Наl₂. Галогены – вещества молекулярного строения.

При обычных условиях фтор F₂ – зеленовато–жёлтый газ; хлор Cl₂ – жёлто–зелёный газ; бром Вг₂ – красно–бурая жидкость, примерно в 3 раза тяжелее воды; йод I₂ – фиолетово–чёрные кристаллы с металлическим блеском. Все галогены обладают характерным запахом.

Хлор, бром, йод умеренно растворимы в воде, их растворы называются соответственно хлорной, бромной и йодной водой (фтор с водой реагирует).

ПОЛУЧЕНИЕ ХЛОРА

В промышленности хлор получают электролизом расплава поваренной соли.

Лабораторные способы получения хлора основаны на окислении хлора в соляной кислоте с помощью таких окислителей, как перманганат калия, дихромат калия или диоксид марганца. Приведём примеры этих реакций:

---

Конспект урока по химии «Галогены. Элементы VIIA-группы. Хлор, фтор «. Выберите дальнейшее действие:

uchitel.pro

Подготовка к ЦТ и ЕГЭ по химии

В группу галогенов входят фтор, хлор, бром, иод и астат. Эти элементы составляют VII группу периодической системы Д. И. Менделеева. Электронная конфигурация внешнего слоя у атомов этих элементов ns²np⁵, где n – номер периода. Всего во внешнем электронном слое атомов галогенов 7 электронов, что предопределяет свойство галогенов присоединять электрон.

Галогены являются сильными окислителями, непосредственно взаимодействуют почти со всеми металлами и неметаллами, за исключением кислорода, углерода, азота и благородных газов. Связь в галогенидах щелочных и щелочноземельных металлов ионная, в остальных – ковалентная.

Галогены образуют двухатомные непрочные молекулы. Легкость распада молекул галогенов на атомы – одна из причин их высокой химической активности.

В свободном состоянии галогены состоят из двухатомных молекул: F₂, Cl₂, Br₂, I₂. Астат – радиоактивный элемент и может быть получен только искусственным путем.

От фтора к иоду изменяются физические свойства галогенов: растет плотность, увеличиваются размеры атомов, повышаются температуры кипения и плавления.

С увеличением порядкового номера окислительная способность галогенов в свободном состоянии падает. Поэтому каждый предыдущий галоген вытесняет последующий из его соединений с металлами и водородом, например:

2КСl + F₂ = 2КF + Cl₂

Фтор – самый активный неметалл. Он проявляет только одну степень окисления –1, непосредственно реагирует почти со всеми металлами (даже с золотом и платиной), а также с неметаллами. Раствор фтороводорода в воде называют плавиковой кислотой, а ее соли называются фторидами. Химическим путем фтор получить невозможно, поэтому используется исключительно электролиз.

Хлор, бром и иод проявляют степень окисления  –1 и +1. Степень окисления –1 наиболее характерна для галогенов.

Из-за высокой химической активности галогены в природе существуют только в связанном виде.

Хлор впервые был получен в 1774 г. шведским химиком К. Шееле. Хлор – газ желтоватого цвета с резким запахом, в 2,5 раза тяжелее воздуха. Температура плавления – 101°C, кипения – 34,1°C. Неплохо растворим в воде – один объем воды поглощает примерно 2,5 объемов хлора. Хлор очень ядовит.

Хлор широко используется в промышленности для отбелки тканей, получения соляной кислоты, белильной извести, ядохимикатов, для обеззараживания питьевой воды.

Получение

Фтор получают электролизом расплава гидрофторида калия KHF₂ (разлагается лишь HF):

2HF → H₂ + F₂

Анод:  2F^– – 2ē → F₂

В промышленности хлор в основном получают электролизом водного раствора хлорида натрия:

2NaCl + 2Н₂О → Н₂↑ + 2NaОН + Сl₂↑

В лаборатории хлор получают действием различных окислителей на соляную кислоту:

МnО₂ + 4НСl → МnСl₂ + Сl₂↑ + 2Н₂О

2KMnO₄ + 16HCl →2MnCl₂ + 5Cl₂­ + 2KCl + 8H₂O

K₂Cr₂O₇ + 14HCl → 2CrCl₃ + 2KCl + 3Cl₂­ + 7H₂O

Аналогично получают бром и иод, окисляя НВr, НI или их соли:

6КВr + К₂Сr₂О₇ +7Н₂SО₄ → ЗВr₂ + Сr₂(SО₄)₃ + 4К₂SО₄ + 7Н₂О.

Химические свойства F₂

Все галогены проявляют высокую окислительную активность, которая уменьшается при переходе от фтора к йоду.

Фтор — самый активный из галогенов, реагирует со всеми металлами без исключения, многие из них в атмосфере фтора самовоспламеняются, выделяя большое количество теплоты:

2Аl + 3F₂ → 2АlF₃

2Fе + 3F₂ → 2FеF₃

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

Н₂ + F₂ → 2НF (со взрывом)

Si + 2F₂ → SiF_4(г)

При нагревании фтор окисляет все другие галогены (их степень окисления  +1):

Cl₂ + F₂ → 2ClF

При облучении фтор реагирует даже с инертными (благородными) газами:

Хе + F₂ → ХеF₂

Взаимодействие фтора со сложными веществами также протекает очень энергично:

3F₂ + ЗН₂О → F₂О↑ + 4НF + Н₂О₂ (со взрывом)

Химические свойства Сl₂

Свободный хлор реагирует со всеми простыми веществами, за исключением кислорода, азота и благородных газов:

2Аl + ЗСl₂ → 2АlСl₃(кр)

2Fе + ЗСl₂ → 2FeСl₃(кр)

Si + 2Сl₂ → SiCl₄(ж)

Н₂ + Сl₂ → 2НСl(г)

Реакция замещения и присоединения с углеводородами:

СН₃-СН₃ + Сl₂ → СН₃-СН₂Сl + НСl,

СН₂=СН₂ + Сl₂ → СН₂Cl – СН₂Сl.

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

Сl₂ + 2НВr → 2НСl + Вr₂,

Сl₂ + 2НI → 2НСl + I₂,

Сl₂ + 2КВr → 2КСl + Вr₂

Обратимо реагирует с водой:

Сl₂ + Н₂О↔ НСl + НСlO (хлорная  вода)

С щелочами:

Сl₂ + 2NаОН → NаСl + NаСlO + Н₂О (на холоде),

ЗСl₂ + 6КОН → 5КСl + КClO₃ + ЗН₂О (при нагревании).

Химические свойства Br₂

По химической активности бром занимает промежуточное положение между хлором и иодом.  Взаимодействует со многими простыми веществами:

2Аl + ЗВr₂ → 2АlВr₃(кр)

Si +2Вr₂ → SiBr₄(ж)

Н₂ + Вr₂ → 2НВr(г)

Бром, так же, как и хлор, растворяется в воде, и, частично реагируя с ней, образует так называемую «бромную воду»:

Br₂ + H₂O = HBr + HBrO

При растворении в растворах щелочей на холоду происходит образование бромида и гипобромита

2NaOH + Br₂ =NaBr + NaBrO + H₂O

При повышенных температурах (около 100°С) – бромида и бромата:

6NaOH + 3Br₂ = 5NaBr + NaBrO₃ + 3H₂O.

При реакции брома с растворами иодидов выделяется свободный иод:
Br₂+ 2KI = I₂+ 2KBr.

С органическими веществами, имеющими двойную или тройную связь. Обесцвечивание бромной воды – качественная реакция на непредельное соединение:
C₂H₄ + Br₂ = C₂H₄Br₂.

Химические свойства I₂

Йод существенно отличается по химической активности от остальных галогенов. Он не реагирует с большинством неметаллов, а с металлами медленно реагирует только при нагревании.

Взаимодействие же йода с водородом происходит только при сильном нагревании, реакция является эндотермической и сильно обратимой:

Н₂ + I₂ ↔2НI

Йод практически в воде не растворим и не способен ее окислять даже при нагревании; по этой причине не существует «йодной воды».

Но йод способен растворяться в растворах иодидов с образованием комплексных анионов:

I₂ + I⁻ → I⁻₃.

Образующийся раствор называется раствором Люголя.

Сероводород H₂S, тиосульфат натрия Na₂S₂O₃ и другие восстановители восстанавливают его до I^– :

I₂ + H₂S = S + 2HI

Хлор и другие сильные окислители в водных растворах переводят его в IO₃^– :

5Cl₂ + I₂ + 6H₂O = 2HIO₃ + 10НСl

Адсорбируясь на крахмале, йод окрашивает его в темно-синий цвет- качественная реакция на йод.

Таким образом, химиче­ская активность галогенов последовательно уменьшается от фтора к йоду. Каждый галоген в ряду F – I может вытеснять после­дующий из его соединений с водородом или металлами, т.е. каждый галоген в виде простого вещества способен окислять галогенид-ион любого из последующих галогенов.

www.yoursystemeducation.com