Галогены

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.