Свойства и применение галогенов

Содержание

Получение галогенов. Применение галогенов и их соединений

Свойства и применение галогенов

Поскольку, до завершения энергетического уровня галогенам не хватает всего 1-го электрона, в ОВР они чаще всего проявляют свойства окислителей. Степени окисления галогенов: от «-1» до «+7». Единственный элемент группы галогенов – фтор – проявляет только одну степень окисления «-1» и является самым электроотрицательным элементом.

Получение галогенов и их соединений

Галогены можно получить при электролизе растворов или расплавов галогенидов:

MgCl2 = Mg + Cl2 (расплав)

Наиболее часто галогены получают по реакции окисления галогенводородных кислот:

MnO2 + 4HCl = MnCl2 + Cl2↑ +2H2O

K2Cr2O7 + 14HCl = 3Cl2↑ + 2KCl +2CrCl3 +7H2O

2KMnO4 +16HCl = 2MnCl2 +5Cl2↑ +8H2O +2KCl

HF и HCl получают взаимодействием их твердых солей с концентрированной серной кислотой при нагревании:

CaCl2 + H2SO4 = CaSO4 + 2HCl↑

HBr и HI получить таким способом нельзя, поскольку эти вещества – сильные восстановители и окисляются серной кислотой:

2KBr + 2H2SO4 = K2SO4 + Br2 + 2H2O + SO2

8KI + 5H2SO4 = 4K2SO4 +4I2 +4H2O + H2S

Поэтому HBr и HI получают гидролизом соответствующих галогенидов фосфора:

PBr3 +3H2O = 3HBr + H3PO3

Среди кислородсодержащих соединений галогенов наибольшее значение имеют кислородсодержащие кислоты и их соли. Так, HClO – одна из кислородсодержащих кислот хлора — хлорноватистая кислота получается в водных растворах хлора как продукт гидролиза:

Cl2+ H2O ↔ HClO + HCl

Соли хлорноватистой кислоты – гипохлориты образуются при пропускании хлора через холодные растворы щелочей, например:

Cl2 + 2KOH = KClO + KCl + H2O

Хлорноватую кислоту (HClO3) получают ее при действии на соли (хлораты) кислоты концентрированной серной кислотой:

Ba(ClO3)2 + H2SO4 = BaSO4 +2HClO3

Соли хлорноватистой кислоты – хлораты получают, пропуская Cl2 в горячий раствор щелочи:

3Cl2 + 6KOH = 5 KCl + KClO3 + 3H2O

HClO4 — хлорная кислота, которую можно получить, действуя на перхлорат калия концентрированной серной кислотой:

2 KClO4 + H2SO4 = K2SO4 +2 HClO4

Растворы бромноватистой (HOBr) и йодноватистой (HOI) кислот могут быть получены, подобно HClO, взаимодействием соответствующих галогенов с водой.

Br2 + H2O = HBr + HOBr

I2 + H2O = HI + HOI

Бромноватую (HBrO3) и йодноватую (HIO3) кислоты можно получить путем окисления бромной или йодной воды хлором:

Br2+ 5Cl2 + 6H2O = 2HBrO3 + 10 HCl

Биологическое значение галогенов и их соединений

Хлор — один важнейших элементов, входящих в состав живых организмов. В организме он содержится в виде соли – хлорида натрия. Хлор стимулирует обмен веществ, рост волос, придает бодрость и силу. Больше всего NаСl содержится в плазме крови.

HCl, входящая в состав желудочного сока, контролирует процессы пищеварения. В отсутствие 0,2%-ной НСl процесс переваривания пищи практически прекращается.

Водоросли, а также некоторые другие растения активно накапливают бром. Морская вода содержит самое большое количество брома, который способен переходить в воздух, поэтому его содержание в воздухе приморских районов всегда больше, чем в районах, далеких от моря.

Йод, как и хлор — один важнейших элементов, входящих в состав живых организмов. Недостаток йода в воде и пище снижает выработку гормона щитовидной железы и приводит к заболеванию эндемическим зобом. Йод попадает в организм вместе с пищей: хлебом, яйцами, молоком, водой, морской капустой и с воздухом (особенно морским) при дыхании.

Применение галогенов и их соединений

Галогены нашли широкое применение в промышленности. Так, фтор используют для получения смазочных веществ, выдерживающих высокую температуру, тефлона, фреонов и т.д.

Хлор используют в производстве соляной кислоты, хлорной извести, гипохлоритов и хлоратов, для отбеливания тканей и целлюлозы, идущей на изготовление бумаги, для стерилизации питьевой воды и обеззараживания сточных вод и т.д.

Бром необходим для выработки различных лекарственных веществ, некоторых красителей, а также бромида серебра, использующегося в производстве фотоматериалов.

Йод применяют в медицине в виде 10%-го раствора в этаноле в качестве антисептического и кровоостанавливающего средства. Йод входит в состав ряда фармацевтических препаратов.

Плавиковую кислоту (HF) используют для получения фторидов, травления стекла, удаления песка с металлических отливок, при анализах минералов.

Соляная кислота (HCl) нашла широкое применение в химической практике, также, как и её соли. Например, хлорид натрия (поваренная соль) служит сырьем для получения хлора, соляной кислоты, едкого натра, используется в красильном деле, в мыловарении и других отраслях производства.

Примеры решения задая

Источник: http://ru.solverbook.com/spravochnik/ximiya/9-klass/poluchenie-galogenov/

История открытия галогенов

Свойства и применение галогенов

Галогены буквально означает «солерождающие» (от лат. «галос» – соль и «генус» – рождать). Это название элементы получили за способность взаимодействовать с металлами с образованием типичных солей, например, хлорида натрия.

Открытие фтора

О его существовании догадывались многие химики конца XVIII – начала XIX века. «Фторос» – разрушение, гибель (греч.). В 1771 г. Карл Шееле получил HF. Сам фтор был открыт в 1886 г. французским химиком А. Муассаном электролизом безводного фтороводорода:

2HF → H2 + F2, -23 °C, эл. ток.

Однако в присутствии комиссии фтор получить не удалось из-за слишком тщательной очистки фтороводорода.

Дело в том, что сам фтороводород не электропроводен (связь ковалентно-полярная), электропроводность обеспечивается присутствием KF, который образует с HF комплекс KF + HF → KHF2.

Ион HF2— достаточно устойчив, поэтому расплав HF, содержащий KF, содержит ионы K+ и HF2—, которые и обеспечивают электропроводность. Через 20 лет за открытие фтора А. Муассан получил Нобелевскую премию.

Фердинанд Фредерик Анри Муассан

Открытие хлора

Впервые хлор был получен и описан К. Шееле в 1774 г. Получен он был действием концентрированной соляной кислоты на пиролюзит (MnO2·H2O):

MnO2 + 4HCl(конц.) = MnCl2 + 2H2O + Cl2↑

Однако ни сам Шееле, ни его современники не считали этот газ самостоятельным химическим элементом. После победы кислородной теории А. Лавуазье над теорией флогистона хлор стали считать оксидом еще неоткрытого элемента мурия (А. Лавуазье, К. Бертолле, Г.

Дэви). После 3-х лет попыток получить мурий Г. Дэви пришел к выводу, что это – простое вещество (1810 г.), которое назвал хлорином («хлорос» – желто-зеленый, греч.). В 1811 г. Ж. Л. Гей-Люссак назвал его хлором. Считается, что первооткрыателем хлора был К.

Шееле.

Карл Вильгельм Шееле

Открытие брома

Впервые был получен Ю. Либихом, но он «проглядел» открытие, приняв бром за смесь хлора и йода. Поэтому открытие принадлежит французу А. Балару (30 ноября 1825 г.).

А. Балар при обработке хлорной водой щелока из золы морских водорослей выделил красно-бурую жидкость с резким, неприятным запахом. Балар предположил, что это вещество хлорид иода и тщетно пытался обнаружить иод. Однако ему не удалось разложить это вещество.

Изучив физические и химические свойства нового вещества, Балар пришел к выводу, что обнаружил новое простое вещество, очень пoхожее на хлор и иод по его химическим свойствам, образующее аналогичные соединения, но имеющее различия в физических свойствах и химическом поведении.

Антуан Жером Балар

А. Балар назвал новое вещество муридом (от латинского слова muria — рассол). 15 ноября 1825 г. исследователь отправил сообщение об открытии в Парижскую Академию наук, которое было заслушано 3 июля 1826 г. Специальная комиссия, в состав которой вошли знаменитые химики Ж. Гей-Люссак, Л. Теннар и Л. Воклен, 14 августа 1826 г. подтвердила открытие Балара.

Комиссия, получив новое вещество согласно методам Балара и изучив его свойства, пришла к единодушному выводу, что бром является новым простым веществом. Комиссией было предложено для этого вещества другое название — бром (от греческого слова «бромос» — зловонный, дурно пахнущий). В то время соляная кислота называлась муриевой, а соли ее — муриатами, так что название, предложенное А.

Баларом, могло привести к недоразумениям.

Открытие йода

Открыт в 1811 г. французским химиком-селитроваром Б. Куртуа.

Согласно легенде, на заводе, где вырабатывалась селитра, рабочие как-то погнались за кошкой. Убегая от преследователей, кошка случайно опрокинула сосуд с серной кислотой на остатки солей от выработки селитры, и тогда вдруг из образовавшейся смеси выделились густые фиолетовые пары.

Н2SО4 + 2НI = 2Н2О + SО2 + I2

Куртуа заинтересовался этим явлением и внимательно стал изучать новое вещество. Он нашел, что фиолетовые пары при охлаждении оседают в виде черных с металлическим блеском кристаллов, новое вещество соединяется с водородом, фосфором, металлами, а с аммиаком образует крайне взрывчатое вещество.

О своих наблюдениях и выводах Куртуа сообщил двум своим друзьям из Дижона – Н. Клеману и Ш. Б. Дезорму. Клеман проделал все эксперименты, о которых ему рассказал Куртуа, убедился в полной справедливости его выводов и в январе 1813 г. сделал небольшое сообщение ученым Парижа о загадочном веществе.

Новое вещество привлекло внимание двух знаменитых ученых – французского Ж. Л. Гей-Люссака и английского Г. Дэви, которые независимо друг от друга принялись изучать его свойства.

Ученые пришли к выводу, что открытое Куртуа вещество новый элемент. Гей-Люссак назвал его йодом, а Дэви – йодином («йоэйдэс» – «фиолетовый», древнегреч.).

Во всем мире прижилось первое название и лишь в Англии йод называют йодином.

Жозеф Луи Гей-Люссак

Открытие астата

Второй после технеция элемент. Получен в 1940 г. американскими учеными Т. (Д.) Корсоном, У. (К.) Макензи и Э. Сегре:

209Bi + α → 211At + 2n0

“Астатос” – “неустойчивый, нестабильный”, греч.

Унунсептий — Uus был получен в 2009-2010 годах в Объединённом институте ядерных исследований в Дубне (Россия). Это 117-й элемент с периодом полураспада — 78 миллисекунд.

Источник: https://himgdz.ru/galogeni/otkritie-galogenov/

Галогены: список элементов и химические свойства фтора, брома и йода, таблица Менделеева

Свойства и применение галогенов

Из учебника химии многие знают, что к галогенам относятся химические элементы периодической системы Менделеева из 17 группы в таблице.

С греческого переводится как рождение, происхождение. Практически все они высокоактивны, благодаря чему бурно реагируют с простыми веществами за исключением нескольких неметаллов. Что же такое галогены и каковы их свойства?

  • Перечень галогенов
  • Фтор
  • Хлор
  • Бром, йод и астат
  • Применение

Перечень галогенов

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

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

Последний разработан в институте ядерных исследований, который расположен в городе Дубна. Фтор относится к ядовитым газам бледно-жёлтого цвета. Хлор также ядовит. Это газ, имеющий довольно резкий и неприятный запах светло-зелёного цвета.

Бром имеет красно-бурый окрас, это ядовитая жидкость, которая может даже поражать обоняние. Он очень летуч, поэтому его хранят в ампулах. Йод — кристаллическое легко возгоняющееся вещество тёмно-фиолетового цвета.

Астат радиоактивен, цвет кристаллов: чёрный с синевой, период полураспада составляет 8,1 часа.

: ковалентная неполярная связь, примеры из химии.

Фтор

Высокая активность окисления галогенов падает от фтора к иоду.

Самым активным из собратьев является фтор, который имеет свойство вступать в реакцию с любыми металлами, образуя соли, некоторые из них при этом самовоспламеняются, при этом выделяется огромное количество тепла.

Без нагрева этот элемент реагирует почти со всеми неметаллами, реакции сопровождаются выделением некоторого количества теплоты (экзотермические).

С инертными газами фтор вступает во взаимодействие, при этом облучаясь (Хе + F 2 = XeF 2 + 152 кДж). Нагреваясь, фтор влияет на другие галогены, окисляя их. Имеет место формула: Hal 2 + F 2 = 2НalF, где Hal = Cl, Br, I, At, в случае, когда HalF степени окисления хлора, брома, иода и астата равны + 1.

Со сложными веществами фтор также взаимодействует довольно энергично. Следствием является окисление воды. При этом происходит взрывная реакция, которая коротко записывается формулой: 3F 2 + ЗН 2 О = OF 2 ↑ + 4HF + Н 2 О 2.

Хлор

Активность свободного хлора несколько меньше, в сравнении со фтором, но он также имеет хорошую способность вступать в реакцию.

Это может происходить при взаимодействии со многими простыми веществами, за редким исключением в виде кислорода, азота, инертных газов.

Он может бурно реагировать со сложными веществами, создавая реакции замещения, свойство присоединения углеводородов — это тоже присуще хлору. При нагреве происходит вытеснение брома или йода из соединений с водородом или металлами.

Своеобразные отношения у этого элемента с водородом. При комнатной температуре и без попадания света, хлор никак не реагирует на этот газ, но стоит его лишь нагреть или направить свет, произойдёт взрывная цепная реакция. Формула приведена ниже:

Cl 2 + h ν → 2Cl , Cl + Н 2 → HCl + Н , Н + Cl 2 → HCl + Cl , Cl + Н 2 → HCl + Н и т . д .

Фотоны, возбуждаясь, вызывают разложение на атомы молекул Cl 2, при этом возникает цепная реакция, вызывая появление новых частиц, которые инициируют начало следующей стадии. В истории химии это явление было исследовано. Русский химик и лауреат Нобелевской премии Семёнов Н.Н. в 1956 году занимался изучением цепной фотохимической реакции и внёс тем самым большой вклад в науку.

Хлор реагирует со многими сложными веществами, это реакции замещения и присоединения. Он хорошо растворяется в воде.

Cl 2 + Н 2 О = HCl + HClO — 25 кДж.

Со щелочами при нагреве хлор может диспропорционировать.

Бром, йод и астат

Химическая активность брома чуть меньше, чем у вышеназванных фтора или хлора, однако она тоже довольно велика. Бром часто применяют в жидком виде. Он, как и хлор, очень хорошо растворяется в воде. Происходит частичная реакция с ней, позволяющая получать «бромную воду».

Химическая активность йода заметно отличается от остальных представителей этого ряда. Он почти не взаимодействует с неметаллами, а с металлами реакция идёт очень медленно и только при нагреве.

При этом происходит большое поглощение тепла (эндотермическая реакция), которая сильно обратима. К тому же йод нельзя никаким образом растворить в воде, этого не достичь даже при нагреве, поэтому в природе не бывает «йодной воды». Йод можно растворить только в растворе йодида.

При этом образуются комплексные анионы. В медицине такое соединение называется раствором Люголя.

Астат реагирует с металлами и водородом. В ряду галогенов химическая активность уменьшается по направлению от фтора к астату. Каждый галоген в ряду F — At способен вытеснять после­дующие элементы из соединений с металлами или водородом. Астат — самый пассивный среди этих элементов. Но ему присуще взаимодействие с металлами.

Применение

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

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

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

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

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

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

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

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

Источник: https://obrazovanie.guru/himiya/chto-takoe-galogeny-himicheskie-svojstva-i-znachenie-galogenov.html

Галогены — Гипермаркет знаний

Свойства и применение галогенов

Гипермаркет знаний>>Химия>>Химия 9 класс>> Химия: Галогены

Галогены

Общая характеристика

К галогенам относятся пять основных неметаллических элементов, которые расположены в VII группе таблицы Менделеева. В эту группу входят такие химические элементы, как фтор F, хлор Cl, бром Br, иод I, астат At.

Свое название галогены получили от греческого слова, которое в переводе обозначает образующий соль или «солеобразующий», так как в принципе большая часть соединений, которые содержат галогены и носят названия солей.

Галогены вступают в реакцию практически со всеми простыми веществами, за исключением только нескольких металлов. Они являются довольно таки энергичными окислителями, имеют очень сильный и резкий запах, прекрасно взаимодействуют с водой, а также имеют большую летучесть и высокую электроотрицательность. А вот в природе их можно встретить лишь в качестве соединений.

Физические свойства галогенов

1. Такие простые химические вещества, как галогены, состоят из двух атомов;2. Если рассматривать галогены в обычных условиях, то следует знать, что фтор и хлор, находятся в газообразном состоянии, тогда как бром является жидким веществом, а йод и астат относятся к твердым веществам.

3. У галогенов температура плавления, кипения и плотность повышаются с увеличением атомной массы. Также при этом и меняется их окраска, она становиться более темной.4.

При каждом увеличении порядкового номера, уменьшается химическая активность, электроотрицательность и более слабыми становятся неметаллические свойства.5. Галогены обладают способностью образовывать соединения между собой, как например BrCl.6.

Галогены при комнатной температуре могут находиться во всех трех состояниях материи.7. Так же важно запомнить то, что галогены относятся к довольно таки токсичным химическим веществам.

Химические свойства галогенов

При химической реакции с металлами, галогены действуют, как окислители. Если, к примеру, взять фтор, то даже в обычных условиях он дает реакцию с большинством металлов. А вот алюминий и цинк воспламеняется даже в атмосфере: +2-1:ZnF2.

Получение галогенов

При получении фтора и хлора в масштабах промышленности используют электролиз или растворы солей.

Если вы внимательно рассмотрите рисунок, изображенный внизу, то увидите, как в лабораторных условиях с помощью установки для электролиза можно получить хлор:

На первом рисунке изображена установка для расплава хлорида натрия, а на втором уже для получения раствора хлорида натрия.

Такой процесс электролиза расплава хлорида натрия можно представить в виде даного уравнения:

При помощи такого электролиза, кроме получения хлора еще образуются также водород и гидроксид натрия:

Конечно же, водород получают более простым и дешевым способом, чего не скажешь об гидроксиде натрия. Его, так же, как и хлор получают практически всегда только с помощью электролиза раствора поваренной соли.

Если вы рассмотрите рисунок, изображенный вверху, то увидите, как лабораторным способом можно получить хлор. А получают его с помощью взаимодействия соляной кислоты с оксидом марганца:

В промышленности бром и йод получают с помощью реакции вытеснения этих веществ хлором из бромидов и йодидов.

Применение галогенов

Фтор или правильнее будет назвать фторид меди (CuF2) имеет довольно таки широкое применение. Его используют при изготовлении керамики, эмалей и различных глазурей. Имеющая в каждом доме тефлоновая сковородка и хладагент в холодильниках и кондиционере, также появились благодаря фтору.

Кроме бытовых нужд тефлон также используют в медицинских целях, так как его применяют при производстве имплантатов. Фтор необходим при изготовлении лизн в оптике и в зубных пастах.

Хлор также в нашей жизни встречается буквально на каждом шагу. Самым массовым и распространенным применением хлора, является, конечно же, поваренная соль NaCl. Она так же выступает в роли дезинтоксикационного средства и используется в борьбе с гололедом.

Кроме этого, хлор незаменим в производстве пластика, синтетического каучука и поливинилхлорида, благодаря которым мы получаем одежду, обувь и другие, нужные в нашей повседневной жизни вещи. Его используют при производстве отбеливателей, порошков, красителей, а также другой бытовой химии.

Бром, как правило, необходим, как светочувствительное вещество при печатании фотографий. В медицине он применяется, как успокаивающее средство. Также бром используют при производстве инсектицидов и пестицидов и т.д.

Ну, а всем известный йод, который имеется в аптечке у каждого человека, в первую очередь используется, как антисептик. Кроме своих антисептических свойств, йод присутствует в источниках света, а также является помощником для обнаружения отпечатков пальцев на бумажной поверхности.

Роль галогенов и их соединений для организма человека

Выбирая в магазине зубную пасту, наверное, каждый из вас обращал внимание на то, что на ее этикетке указывается содержание соединений фтора.

И это неспроста, так как этот компонент участвует в построении зубной эмали и костей, повышает устойчивость зубов к кариесу.

Также он играет важную роль в процессах обмена веществ, участвует в построении скелета костей и предупреждает появление такого опасного заболевания, как остеопороз.

https://www.youtube.com/watch?v=fOlhSy6Kqu8

Важная роль в организме человека отведена и хлору, так как он принимает активное участие в сохранении водно-солевого баланса и поддерживание осмотического давления.

Хлор участвует в обмене веществ человеческого организма, построении тканей, ну и что тоже немаловажно – в избавление от лишнего веса.

Соляная кислота, находящаяся в составе желудочного сока большое значение имеет для пищеварения, так как без нее невозможен процесс переваривания пищи.

Хлор необходим нашему организму и должен ежедневно в необходимых дозах поступать в него. Но если, же его норму поступления в организм превысить или резко снизить, то мы сразу же это ощутим в виде отеков, головных болей и других неприятных симптомов, которые способны не только нарушить обмен веществ, но и вызвать заболевания кишечника.

У человека в мозге, почках, крови и печени присутствует небольшое количество брома. В медицинских целях бром применяют, как успокоительное средство.

Но при его передозировке могут быть неблагоприятные последствия, которые могут привести к угнетенному состоянию нервной системы, а в некоторых случаях и к психическим расстройствам.

А недостаток брома в организме ведет к дисбалансу между процессами возбуждения и торможения.

Без йода наша щитовидная железа не может обходиться, так как он способен убивать микробы, поступающие в наше тело.

При дефиците йода в организме человека может начаться заболевание щитовидной железы, под названием зоб. При этом заболевании появляются довольно неприятные симптомы.

Человек, у которого появился зоб, чувствует слабость, сонливость, повышение температуры, раздражительность и упадок сил.

Из всего этого можно сделать вывод, что без галогенов человек мог бы не только лишиться многих необходимых в повседневной жизни вещей, но без них и не смог бы нормально функционировать наш организм.

Источник: http://edufuture.biz/index.php?title=%D0%93%D0%B0%D0%BB%D0%BE%D0%B3%D0%B5%D0%BD%D1%8B

Галоген — химические и физические свойства газа

Свойства и применение галогенов

Элементы 17 группы таблицы Д.И. Менделеева – галогены. Классические неметаллы, в чистом виде в природе не встречающиеся. Галоген – это активный окислитель, он находится только в качестве соединений. За исключением отдельных неметаллов, с галогенами реагируют все обычные вещества.

Некоторые характеристики хлора

О галогенах

Из галогенов лишь йод способен обладать признаками свойств, характеризующих металлы. Другие вещества (бром, хлор, астат и фтор) лишены даже косвенных признаков металлов. Когда в 1811 году И.

Швейггер, немецкий химик, предложил так называть новое выделенное вещество – хлор, название не прижилось. С 1841 года галогенами стали называть всю группу «солеродов».

Так переводится с греческого языка слово галогены.

Можно лучше понять, что такое галоген, если охарактеризовать каждый из элементов, входящих в этот ряд:

  • Фтор (F) – содержится в солях горных пород. Преимущественно им насыщены криолит, шпат плавиковый и минералы флюорита;
  • Хлор (Cl) – популярный из галогенов, в мире имеется в хлориде натрия, являющегося главным сырьём для хлористых соединений;
  • Бром (Br) – элемент, встречающийся в морских водах и солёных водоёмах в качестве соли калия и натрия в сочетании с сульфатами хлора;
  • Йод (I) – встречается повсеместно, больше всего йода в морской капусте и водорослях;
  • Астат (At) – искусственное вещество в природе не встречается, получают в результате оседания частиц при облучении висмута или тория.

К сведению. Хлорид натрия (NaCl) – один из источников хлора. В быту называется поваренной солью. Присутствует в водной жидкости моря, в естественном состоянии находится как серый минерал – галит.

Строение атомов и степени окисления

Основные химические источники электроэнергии

Электронная формула наружной орбиты атомов солеродов – ns2np5. При расположении по порядку:

  • F — 2s22p5;
  • Cl — 3s23p5;
  • Br — 4s24p5;
  • I — 5s25p5;
  • At — 6s26p5.

Атомы галогенов успешно добавляют к 7 своим электронам, имеющимся на крайней оболочке, один чужой недостающий. Потому при взаимодействии обнаруживают степень (-1) окисления. В союзах, где присутствуют элементы, имеющие электроотрицательность выше, только фтор не меняет степени (-1).

Остальные изменяют её на положительную степень: Cl (+1), Br (+3), I (+5), At (+7).

Графическая картинка электронного строения атома бора Br

Распространённость элементов и получение простых веществ

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

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

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

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

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

  • железные;
  • жидкие ртутные;
  • стальные.

Уравнение, описывающее эту реакцию, имеет вид:

2Cl- —› Cl2 (г.) + 2е-.

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

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

Производство галогенов, формулы окисления

Физические свойства галогенов

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

Физические свойства простых двухатомных веществ

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

Химические свойства галогенов

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

Химические особенности солеродов

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

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

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

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

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

Особенности добычи и использования галогенов

Приём электролизного окисления с участием окислителей применяется при добывании галогенов, исходя из того, что в натуральных условиях они – анионы. Например, гидролиз смеси поваренной соли необходим для выработки хлора. В основном, сначала добываются галогениды, из них электрохимическим путём изымаются солероды.

Галогенные соединения и их роль в организме человека

В человеческом организме в разных процентных содержаниях присутствуют соединения солеродов. Превышение концентраций, как и их уменьшение, существенно влияет на состояние организма.

Биологическая миссия галогенов

Токсичность галогенов

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

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

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

Источник: https://amperof.ru/teoriya/galogen-ximicheskie-i-fizicheskie-svojstva-gaza.html

Галогены: физические свойства, химические свойства. Применение галогенов и их соединений

Свойства и применение галогенов

Галогены в периодической таблице расположены слева от благородных газов. Эти пять токсических неметаллических элементов входят в 7 группу периодической таблицы. К ним относятся фтор, хлор, бром, йод и астат.

Хотя астат радиоактивен и имеет только короткоживущие изотопы, он ведет себя, как йод, и его часто причисляют к галогенам. Поскольку галогенные элементы имеют семь валентных электронов, им необходим лишь один дополнительный электрон для образования полного октета.

Эта характеристика делает их более активными, чем другие группы неметаллов.

Общая характеристика

Галогены образуют двухатомные молекулы (вида Х2, где Х обозначает атом галогена) – устойчивую форму существования галогенов в виде свободных элементов.

Связи этих двухатомных молекул являются неполярными, ковалентными и одинарными.

Химические свойства галогенов позволяют им легко вступать в соединение с большинством элементов, поэтому они никогда не встречаются в несвязанном виде в природе. Фтор – наиболее активный галоген, а астат – наименее.

https://www.youtube.com/watch?v=s7uwCiIV2yw

Все галогены образуют соли I группы с похожими свойствами. В этих соединениях галогены присутствуют в виде галоидных анионов с зарядом -1 (например, Cl-, Br-). Окончание -ид указывает на наличие галогенид-анионов; например Cl- называется «хлорид».

Кроме того, химические свойства галогенов позволяют им действовать в качестве окислителей – окислять металлы. Большинство химических реакций, в которых участвуют галогены – окислительно-восстановительные в водном растворе.

Галогены образуют одинарные связи с углеродом или азотом в органических соединениях, где степень их окисления (СО) равна -1. Когда атом галогена замещён ковалентно-связанным атомом водорода в органическом соединении, префикс гало- может быть использован в общем смысле, или префиксы фтор-, хлор-, бром- , йод- – для конкретных галогенов.

Галогенные элементы могут иметь перекрёстную связь с образованием двухатомных молекул с полярными ковалентными одинарными связями.

Хлор (Cl2) стал первым галогеном, открытым в 1774 г., затем были открыты йод (I2), бром (Br2), фтор (F2) и астат (At, обнаружен последним, в 1940 г.). Название «галоген» происходит от греческих корней hal- («соль») и -gen («образовывать»).

Вместе эти слова означают «солеобразующий», подчёркивая тот факт, что галогены, вступая в реакцию с металлами, образуют соли. Галит – это название каменной соли, природного минерала, состоящего из хлорида натрия (NaCl).

И, наконец, галогены используются в быту – фторид содержится в зубной пасте, хлор обеззараживает питьевую воду, а йод содействует выработке гормонов щитовидной железы.

Химические элементы

Фтор – элемент с атомным номером 9, обозначается символом F. Элементарный фтор впервые был обнаружен в 1886 г. путем выделения его из плавиковой кислоты. В свободном состоянии фтор существует в виде двухатомной молекулы (F2) и является наиболее распространенным галогеном в земной коре. Фтор – наиболее электроотрицательный элемент в периодической таблице.

При комнатной температуре является бледно-жёлтым газом. Фтор также имеет относительно небольшой атомный радиус. Его СО – -1, за исключением элементарного двухатомного состояния, в котором его степень окисления равна нулю. Фтор чрезвычайно химически активен и непосредственно взаимодействует со всеми элементами, кроме гелия (He), неона (Ne) и аргона (Ar).

В растворе H2O, плавиковой кислоты (HF) является слабой кислотой. Хотя фтор сильно электроотрицателен, его электроотрицательность не определяет кислотность; HF является слабой кислотой в связи с тем, что ион фтора основной (рН> 7). Кроме того, фтор производит очень мощные окислители.

Например, фтор может вступать в реакцию с инертным газом ксеноном и образует сильный окислитель дифторид ксенона (XeF2). У фтора множество применений.

Хлор – элемент с атомным номером 17 и химическим символом Cl. Обнаружен в 1774 г. путём выделения его из соляной кислоты. В своём элементарном состоянии он образует двухатомную молекулу Cl2. Хлор имеет несколько СО: -1, +1, 3, 5 и 7. При комнатной температуре он является светло-зеленым газом.

Так как связь, которая образуется между двумя атомами хлора, является слабой, молекула Cl2 обладает очень высокой способностью вступать в соединения. Хлор реагирует с металлами с образованием солей, которые называются хлориды. Ионы хлора являются наиболее распространенными ионами, они содержатся в морской воде. Хлор также имеет два изотопа: 35Cl и 37Cl.

Хлорид натрия является наиболее распространенным соединением из всех хлоридов.

Бром – химический элемент с атомным номером 35 и символом Br. Впервые был обнаружен в 1826 г. В элементарной форме бром является двухатомной молекулой Br2. При комнатной температуре представляет собой красновато-коричневую жидкость. Его СО – -1, + 1, 3, 4 и 5.

Бром более активен, чем йод, но менее активен, чем хлор. Кроме того, бром имеет два изотопа: 79Вг и 81Вг. Бром встречается в виде солей бромида, растворённых в морской воде. За последние годы производство бромида в мире значительно увеличилось благодаря его доступности и продолжительному времени жизни.

Как и другие галогены, бром является окислителем и очень токсичен.

Йод – химический элемент с атомным номером 53 и символом I. Йод имеет степени окисления: -1, +1, +5 и +7. Существует в виде двухатомной молекулы, I2. При комнатной температуре является твёрдым веществом фиолетового цвета. Йод имеет один стабильный изотоп – 127I. Впервые обнаружен в 1811 г.

с помощью морских водорослей и серной кислоты. В настоящее время ионы йода, могут быть выделены в морской воде. Несмотря на то что йод не очень хорошо растворим в воде, его растворимость может возрасти при использовании отдельных йодидов.

Йод играет важную роль в организме, участвуя в выработке гормонов щитовидной железы.

Астат – радиоактивный элемент с атомным номером 85 и символом At. Его возможные степени окисления: -1, +1, 3, 5 и 7. Единственный галоген, не являющийся двухатомной молекулой. В нормальных условиях является металлическим твёрдым веществом чёрного цвета.

Астат является очень редким элементом, поэтому о нём известно немного. Кроме того, астат имеет очень короткий период полураспада, не дольше нескольких часов. Получен в 1940 г. в результате синтеза. Полагают, что астат похож на йод.

Отличается металлическими свойствами.

В таблице ниже показано строение атомов галогенов, структура внешнего слоя электронов.

Галоген

Конфигурация электронов

Фтор

1s2 2s2 2p5

Хлор

3s2 3p5

Бром

3d10 4s2 4p5

Иод

4d10 5s2 5p5

Астат

4f14 5d10 6s2 6p5

Подобное строение внешнего слоя электронов обусловливает то, что физические и химические свойства галогенов похожи. Вместе с тем при сопоставлении этих элементов наблюдаются и различия.

Периодические свойства в группе галогенов

Физические свойства простых веществ галогенов изменяются с повышением порядкового номера элемента. Для лучшего усвоения и большей наглядности мы предлагаем вам несколько таблиц.

Точки плавления и кипения в группе возрастают по мере роста размера молекулы (F

Источник: https://FB.ru/article/233619/galogenyi-fizicheskie-svoystva-himicheskie-svoystva-primenenie-galogenov-i-ih-soedineniy

Поделиться:
Нет комментариев

    Добавить комментарий

    Ваш e-mail не будет опубликован. Все поля обязательны для заполнения.