Галогены

Общая характеристика галогенов

Электронная конфигурация внешнего энергетического уровня галогенов ns²np⁵. 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.

Молекулы галогенов двухатомны: F₂, Cl₂, Br₂, I₂. С ростом заряда ядра атома химического элемента, т.е. при переходе от фтора к йоду окислительная способность галогенов снижается, что подтверждается способностью вытеснения нижестоящих галогенов вышестоящими из галогеноводородных кислот и их солей:

Br₂ + 2HI = I₂ + 2HBr

Cl₂ + 2KBr = Br₂ + 2KCl

Физические свойства галогенов

При н.у. фтор – газ светло-желтого цвета, обладающий резким запахом. Ядовит. Хлор – газ светло-зеленого цвета, также как и фтор имеет резкий запах. Сильно ядовит. При повышенном давлении и комнатной температуре легко переходит в жидкое состояние. Бром – тяжелая жидкость красно-бурого цвета с характерным неприятным резким запахом. Жидкий бром, а также его пары сильно ядовиты. Бром плохо растворяется в воде и хорощо в неполярных растворителях. Йод – твердое вещество темно-серого цвета с металлическим блеском. Пары йода имеют фиолетовый цвет. Йод легко возгоняется, т.е. переходит в газообразное состояние из твердого, при этом минуя жидкое состояние.

Получение галогенов

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

Химические свойства галогенов

Наибольшей химической активностью обладает фтор. Большинство химических элементов даже при комнатной температуре взаимодействует с фтором, выделяя большое количество теплоты. Во фторе горит даже вода:

2H₂O + 2F₂ =4HF + O₂↑

Свободный хлор менее реакционноспособен, чем фтор. Он непосредственно не реагирует с кислородом, азотом и благородными газами. Со всеми остальными веществами он взаимодействует подобно фтору:

2Fe + Cl₂ = 2FeCl₃

2P + 5Cl₂ = 2PCl₅

При взаимодействии хлора с водой на холоде происходит обратимая реакция:

Cl₂ + H₂O↔HCl +HClO

Смесь, представляющую собой продукты реакции, называют хлорной водой.

При взаимодействии хлора с щелочами на холоде образуются смеси хлоридов и гипохлоритов:

Cl₂ + Ca(OH)₂ = Ca(Cl)OCl + H₂O

При растворении хлора в горячем растворе щелочи происходит реакция:

3Cl₂ + 6KOH=5KCl +KClO₃+3H₂O

Бром, как и хлор растворяется в воде и, частично реагируя с ней, образует так называемую «бромную воду», тогда как йод в воде практически нерастворим.

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

Н₂ + I₂ = 2HI — 53 кДж.

Примеры решения задач