Группа
→
|
17 (VIIA)
|
↓
Период
|
|
|
2
|
|
3
|
|
4
|
|
5
|
|
6
|
85
|
Астат
|
|
4f
14
5d
10
6s
2
6p
5
|
|
7
|
117
|
Теннессин
|
|
5f
14
6d
10
7s
2
7p
5
|
|
Галоге?ны
(от
др.-греч.
?λ?
? ≪соль≫ и
γ?νο?
? ≪рождение, происхождение≫; иногда употребляется устаревшее название
гало?иды
) ? 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
|
|
|
|
|
Все галогены ?
неметаллы
, являются сильными
окислителями
. На внешнем энергетическом уровне 7
электронов
. При взаимодействии с
металлами
возникает ионная связь, и образуются соли. Галогены (кроме фтора) при взаимодействии с более
электроотрицательными
элементами могут проявлять и восстановительные свойства вплоть до высшей степени окисления +7.
В
химических формулах
галогены, а также
псевдогалогены
, иногда обозначаются
[2]
[3]
. Однако
ИЮПАК
рекомендует для обеих групп использовать обозначение
[4]
.
Термин ≪галогены≫ в отношении всей группы элементов (на тот момент были известны фтор, хлор, бром и иод) был предложен в 1841 году шведским химиком
Й. Берцелиусом
. Первоначально слово ≪галоген≫ (в буквальном переводе с греческого ? ≪солерод≫) было предложено в 1811 году немецким учёным
И. Швейггером
в качестве названия для недавно открытого хлора, однако в химии закрепилось название, которое предложил
Г. Дэви
[5]
.
Электронная конфигурация внешней электронной оболочки атомов галогенов
ns
2
np
5
: фтор ?
2
s
2
2
p
5
, хлор ?
3
s
2
3
p
5
, бром ?
4
s
2
4
p
5
, иод ?
5
s
2
5
p
5
, астат ?
6
s
2
6
p
5
.
Имея на внешней электронной оболочке 7 электронов, атомы всех галогенов легко присоединяют недостающий до завершения оболочки 1 электрон и в своих соединениях проявляют степень окисления
?1
. Хлор, бром, иод и астат в соединениях с более электроотрицательными элементами проявляют положительные степени окисления:
+1, +3, +5, +7
. Для фтора характерна постоянная степень окисления
?1
.
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
теннессин
в природе отсутствует. Фтор, хлор, бром и иод производятся в промышленных масштабах, причём объёмы производства хлора значительно выше, чем трёх других стабильных галогенов.
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 CaF
2
).
Основным способом получения
простых веществ
является
окисление
галогенидов
. Высокие положительные
стандартные электродные потенциалы
E
o
(F
2
/F
?
) = +2,87 В
и
E
o
(Cl
2
/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 KHF
2
в безводной
плавиковой кислоте HF
.
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 Cl
2
(таким материалом является, в частности,
RuO
2
).
В современных
электролизёрах
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 Cl
2
) и накапливаются у катода (образование
OH
?
). Перемещение OH
?
в противоположную сторону могло бы тоже поддерживать
электронейтральность
, но ион OH
?
реагировал бы с Cl
2
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 Br
2
и I
2
удаляются из раствора потоком
воздуха
.
Вещество
|
Агрегатное состояние
при обычных условиях
|
Цвет
|
Запах
|
Фтор F
2
|
Газ, не сжижается при обычной температуре
|
Светло-жёлтый
|
Резкий, раздражающий
|
Хлор CI
2
|
Газ, сжижающийся при обычной температуре под давлением
|
Жёлто-зелёный
|
Резкий, удушливый
|
Бром Br
2
|
Тяжёлая летучая жидкость
|
Буровато-коричневый
|
Резкий, зловонный
|
Иод I
2
|
Твёрдое вещество
|
Тёмно-серый с металлическим блеском
|
Резкий
|
Астат At
2
|
Твёрдое вещество
|
Сине-чёрный с металлическим блеском
|
Вероятно, резкий
|
Простое вещество
|
Температура плавления, °C
|
Температура кипения, °C
|
F
2
|
?220
|
?188
|
Cl
2
|
?101
|
?34
|
Br
2
|
?7
|
58
|
I
2
|
113,5
|
184,885
|
At
2
|
244
|
309
[6]
|
Зависимость температуры кипения или возгонки для галогенов при различных давлениях. Вертикальной чертой обозначена температура плавления
[7]
Температура возгонки или кипения (
о
С) галогенов при различном давлении
[8]
Tплавл (
о
С)
|
-100,7
|
-7,3
|
112,9
|
lg(P[Па])
|
мм.рт.ст.
|
Cl
2
|
Br
2
|
I
2
|
2,12490302
|
1
|
-118
|
-48,7
|
38,7
|
2,82387302
|
5
|
-106,7
|
-32,8
|
62,2
|
3,12490302
|
10
|
-101,6
|
-25
|
73,2
|
3,42593302
|
20
|
-93,3
|
-16,8
|
84,7
|
3,72696301
|
40
|
-84,5
|
-8
|
97,5
|
3,90305427
|
60
|
-79
|
-0,6
|
105,4
|
4,12490302
|
100
|
-71,7
|
9,3
|
116,5
|
4,42593302
|
200
|
-60,2
|
24,3
|
137,3
|
4,72696301
|
400
|
-47,3
|
41
|
159,8
|
5,00571661
|
760
|
-33,8
|
58,2
|
183
|
lg(P[Па])
|
атм
|
Cl
2
|
Br
2
|
I
2
|
5,00571661
|
1
|
-33,8
|
58,2
|
183
|
5,30674661
|
2
|
-16,9
|
78,8
|
|
5,70468662
|
5
|
10,3
|
110,3
|
|
6,00571661
|
10
|
35,6
|
139,8
|
|
6,30674661
|
20
|
65
|
174
|
|
6,48283787
|
30
|
84,8
|
197
|
|
6,6077766
|
40
|
101,6
|
215
|
|
6,70468662
|
50
|
115,2
|
230
|
|
6,78386786
|
60
|
127,1
|
243,5
|
|
жирным обозначены температуры возгонки
|
Галогены имеют характерный резкий запах.
Все галогены проявляют высокую окислительную активность, которая уменьшается при переходе от фтора к теннессину. Фтор ? самый активный из галогенов, реагирует со всеми металлами без исключения, многие из них в атмосфере фтора самовоспламеняются, выделяя большое количество теплоты, например:
![{\displaystyle {\mathsf {2Al+3F_{2}\rightarrow 2AlF_{3}+2989\;{\text{кДж}}}}.}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/dafd17e441f4c037bb3fd205b71c1889af183014)
Без нагревания фтор реагирует и со многими неметаллами (H
2
, S, С, Si, Р); все реакции при этом сильно экзотермические и могут протекать со взрывом, например:
![{\displaystyle {\mathsf {H_{2}+F_{2}\rightarrow 2HF+547\;{\text{кДж}}}}.}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/962a21043930fef0a74ce73784115f4bbb2f5ff3)
При нагревании фтор окисляет все другие галогены по схеме
![{\displaystyle {\mathsf {Hal_{2}+F_{2}\rightarrow 2HalF,\ Hal=Cl,\ Br,\ I}},}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/27d84455a9c16fdc73550077d9f60ca7e27a291c)
причём в соединениях HalF степени окисления хлора, брома, иода и астата равны +1.
Наконец, при облучении фтор реагирует даже с тяжёлыми
инертными (благородными) газами
:
![{\displaystyle {\mathsf {Xe+F_{2}\rightarrow XeF_{2}+152\;{\text{кДж}}}}.}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/69899393e0909a51aa841035afcd0eeb66708c54)
Взаимодействие фтора со
сложными веществами
также протекает очень энергично. Так, он окисляет воду, при этом реакция носит взрывной характер:
![{\displaystyle {\mathsf {2F_{2}+2H_{2}O\rightarrow 4HF+O_{2}}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/76d542744c316d89266436c5df8ca198eadebe6c)
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:
![{\displaystyle {\mathsf {Si+2Cl_{2}\rightarrow SiCl_{4}+662\;{\text{кДж}}}},}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/2f981a4c185f11a1cfff47ea3ff5a48db7686c46)
![{\displaystyle {\mathsf {H_{2}+Cl_{2}\rightarrow 2HCl+185\;{\text{кДж}}}}.}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/88a8f88298c8f6ecb68a4afb849dfb169bb7fa10)
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
:
![{\displaystyle {\mathsf {Cl_{2}{\xrightarrow[{}]{h\nu }}2Cl\cdot }}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/3416136e83133f67d67dfb8a70de48ebba410a18)
![{\displaystyle {\mathsf {Cl\cdot +H_{2}\rightarrow HCl+H\cdot }}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/a3011e058e474a7f50d0ec537f86d142db3a30d7)
![{\displaystyle {\mathsf {H\cdot +Cl_{2}\rightarrow HCl+Cl\cdot }}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/0370ace94689f4c53c3818df27395e235ed13813)
Возбуждение этой реакции происходит под действием фотонов
, которые вызывают диссоциацию молекул Cl
2
на атомы ? при этом возникает цепь последовательных реакций, в каждой из которых появляется частица, инициирующая начало последующей стадии.
Реакция между Н
2
и Cl
2
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:
![{\displaystyle {\mathsf {CH_{4}+Cl_{2}\rightarrow CH_{3}Cl+HCl}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/8fb19f208e6e86a961b5381d05a3ae02dfd2b8c4)
![{\displaystyle {\mathsf {H_{2}C{\text{=}}CH_{2}+Cl_{2}\rightarrow CH_{2}Cl{\text{-}}CH_{2}Cl}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/67d59cd486ac6c45fb7f93ee0d39591ed6c179a3)
Хлор способен при нагревании вытеснять бром или иод из их соединений с водородом или металлами:
![{\displaystyle {\mathsf {Cl_{2}+2KBr\rightarrow 2KCl+Br_{2}}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/dd572600df5c26037812c70a99b776d3429e64f5)
а также обратимо реагирует с водой, образуя равновесную смесь веществ, называемую
хлорной водой
:
![{\displaystyle {\mathsf {Cl_{2}+H_{2}O\rightleftarrows HCl+HClO-25\;{\text{кДж}}}}.}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/7342a59cf0ff12bbec5b30d207b904f9ddf12250)
Хлор может таким же образом реагировать (диспропорционировать) со щелочами:
![{\displaystyle {\mathsf {Cl_{2}+2NaOH\rightarrow NaCl+NaClO+H_{2}O}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/d744411f7d4e84a116d59aa5bfa66a2c45584e5c)
![{\displaystyle {\mathsf {3Cl_{2}+6KOH\rightarrow 5KCl+KClO_{3}+3H_{2}O}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/29273978fc1e8f7c27d0df4b36a0e63a2d8a8c56)
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. Он вступает в те же реакции, что и хлор. Являясь более мягким реагентом, бром находит широкое применение в органической химии. Бром, так же как и хлор растворяется в воде и, частично реагируя с ней, образует так называемую ≪бромную воду≫.
Растворимость в воде иода ? 0,3395 грамма на литр при 25 градусах Цельсия
[9]
, это меньше, чем у брома. Водный раствор иода называется ≪иодной водой≫
[10]
. Иод способен растворяться в растворах иодидов с образованием комплексных анионов:
![{\displaystyle {\mathsf {I_{2}+I^{-}\rightarrow [I_{3}]^{-}}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/5a8f3efd748153974fde4c62dab93b3503c4b79b)
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 обратимой:
![{\displaystyle {\mathsf {H_{2}+I_{2}\rightleftarrows 2HI-53\;{\text{кДж}}}}.}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/286a12aef7303219d777616afc93e009863f6f26)
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
[11]
.
Астат ещё менее
реакционноспособен
, чем иод. Но и он реагирует с металлами (например с литием):
![{\displaystyle {\mathsf {2Li+At_{2}\rightarrow 2LiAt}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/4b87fc73d0df26414f22395508a63b286d10a115)
При
диссоциации
образуются не только анионы, но и катионы At
+
: HAt диссоциирует на:
![{\displaystyle {\mathsf {H^{+}+At^{-}\rightleftarrows HAt\rightleftarrows At^{+}+H^{-}}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/9874e6da8afeed196aca871650ebaef68da38b41)
Природное соединение фтора ? криолит Na
3
AlF
6
? применяется при получении алюминия. Соединения фтора используются в качестве добавок в зубные пасты для предотвращения заболеваний кариесом.
Хлор
широко используется для получения соляной кислоты, в органическом синтезе при производстве пластмасс и синтетических волокон, каучуков, красителей, растворителей и др. Многие хлорсодержащие соединения используют для борьбы с вредителями в сельском хозяйстве. Хлор и его соединения применяются для отбеливания льняных и хлопчатобумажных тканей, бумаги, обеззараживания питьевой воды. Правда, применение хлора для обеззараживания воды далеко не безопасно, для этих целей лучше использовать
озон
.
Простые вещества и соединения
брома
и
иода
используются в фармацевтической и химической промышленности.
Вследствие высокой реакционной способности (особенно это ярко проявляется у
фтора
) все галогены являются
ядовитыми
веществами с сильно выраженным удушающим и поражающим ткани воздействиями.
Большую опасность представляют пары и аэрозоль фтора, так как в отличие от других галогенов имеют довольно слабый запах и ощущаются только в больших концентрациях.
- ↑
Periodic Table of the Elements
(англ.)
. IUPAC. ? PDF. Дата обращения: 25 октября 2013. Архивировано из
оригинала
22 августа 2015 года.
- ↑
Ursula Bunzli-Trepp.
Systematic Nomenclature of Organic, Organometallic and Coordination Chemistry. ? EPFL Press, 2007. ? С. 215. ? 636 с. ?
ISBN 9781420046151
.
- ↑
Шабаров Ю. С.
Часть 1. Нециклические соединения
// Органическая химия. ?
2-е изд.
, испр. ?
М.
: Химия, 1996. ? С. 115. ? 496 с. ?
ISBN 5-7245-1057-X
.
- ↑
Jonathan Brecher.
Graphical representation standards for chemical structure diagrams (IUPAC Recommendations 2008)
(англ.)
// Pure and Applied Chemistry. ? 2008-01-01. ?
Vol. 80
,
iss. 2
. ?
P. 277?410
. ?
ISSN
0033-4545 1365-3075, 0033-4545
. ?
doi
:
10.1351/pac200880020277
.
Архивировано
10 мая 2022 года.
- ↑
Snelders, H. A. M.
J. S. C. Schweigger: His Romanticism and His Crystal Electrical Theory of Matter
(англ.)
//
Isis
[англ.]
: journal. ? 1971. ?
Vol. 62
,
no. 3
. ?
P. 328
. ?
doi
:
10.1086/350763
. ?
JSTOR
229946
.
- ↑
Бердоносов С.С.
Астат
//
Химическая энциклопедия
: в 5 т. / Гл. ред.
И. Л. Кнунянц
. ?
М.
:
Советская энциклопедия
, 1988. ? Т. 1: А ? Дарзана. ? С. 211. ? 623 с. ?
100 000 экз.
?
ISBN 5-85270-008-8
.
- ↑
Desmos
(рус.)
.
- ↑
Краткий справочник физико-химических величин Равделя, Л.: Химия, 1974 г. ? 200 стр. \\ стр 67 табл. 24
(неопр.)
. Дата обращения: 23 мая 2022.
Архивировано
7 марта 2022 года.
- ↑
Стасиневич Д. С.
Иод // Краткая химическая энциклопедия / Отв. ред.
И. Л. Кнунянц
. ?
М.
: Советская Энциклопедия, 1963. ?
Т. 2. Ж?Малоновый эфир
.
- ↑
Ходаков Ю. В., Эпштейн Д. А., Глориозов П. А.
§ 84. Фтор, бром, иод
// Неорганическая химия: Учебник для 7?8 классов средней школы. ? 18-е изд. ?
М.
:
Просвещение
, 1987. ? С. 197?199. ? 240 с. ?
1 630 000 экз.
- ↑
Кузьменко Н. Е., Еремин В. В., Попков В. А.
Начала химии. Современный курс для поступающих в вузы: учебник / Кузьменко, Н. Е.. ? 16. ?
М.
: Экзамен, 2013. ? С. 343?347. ? 831 с. ?
ISBN 978-5-377-06154-0
.
![Перейти к шаблону «External links»](//upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/thumb/c/c9/Wikipedia_interwiki_section_gear_icon.svg/14px-Wikipedia_interwiki_section_gear_icon.svg.png) Ссылки на внешние ресурсы
|
---|
| |
---|
В библиографических каталогах
|
---|
|
|