Найлегший елемент із групи галогенів. Галогени, молекулярна структура. Взаємодія галогенів з неметалами

Cl 2 + 2KI = I 2 + 2KCl

Молярна маса йоду, розрахована з допомогою таблиці хімічних елементів Д.І. Менделєєва, дорівнює – 254 г/моль. Знайдемо кількість речовини йоду, що утворився:

v(I 2) = m(I 2)/M(I 2)

Атом водню має електронну формулузовнішнього (та єдиного) електронного рівня 1 s 1 . З одного боку, за наявності одного електрона на зовнішньому електронному рівні атом водню схожий на атоми лужних металів. Однак, йому, як і галогенам не вистачає до заповнення зовнішнього електронного рівня всього одного електрона, оскільки на першому електронному рівні може розташовуватися не більше 2-х електронів. Виходить, що водень можна помістити одночасно як до першої, так і до передостанньої (сьомої) групи таблиці Менделєєва, що іноді і робиться в різних варіантахперіодичної системи:

З погляду властивостей водню як простої речовини, він все-таки має більше спільного з галогенами. Водень, як і галогени, є неметалом і утворює аналогічно їм двоатомні молекули (H 2).

У звичайних умовах водень є газоподібною, малоактивною речовиною. Невисока активність водню пояснюється високою міцністю зв'язку між атомами водню в молекулі, для розриву якої потрібно або сильне нагрівання, або застосування каталізаторів або те й інше одночасно.

Взаємодія водню із простими речовинами

з металами

З металів водень реагує тільки з лужними та лужноземельними! До лужним металамвідносяться метали головної підгрупи I-їгрупи (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr), а до лужноземельних - метали головної підгрупи I першої групикрім берилію та магнію (Ca, Sr, Ba, Ra)

При взаємодії з активними металами водень виявляє окисні властивості, тобто. знижує свій рівень окислення. При цьому утворюються гідриди лужних та лужноземельних металів, які мають іонну будову. Реакція протікає при нагріванні:

Слід зазначити, що взаємодія з активними металами є єдиним випадком коли молекулярний водень Н 2 є окислювачем.

з неметалами

З неметалів водень реагує лише з вуглецем, азотом, киснем, сіркою, селеном та галогенами!

Під вуглецем слід розуміти графіт або аморфний вуглець, оскільки алмаз – вкрай інертна алотропна модифікаціявуглецю.

При взаємодії з неметалами водень може виконувати лише функцію відновника, тобто тільки підвищувати свій ступінь окислення:

Взаємодія водню зі складними речовинами

з оксидами металів

Водень не реагує з оксидами металів, що знаходяться в ряду активності металів до алюмінію (включно), однак, здатний відновлювати багато оксидів металів правіше за алюміній при нагріванні:

з оксидами неметалів

З оксидів неметалів водень реагує при нагріванні з оксидами азоту, галогенів та вуглецю. З усіх взаємодій водню з оксидами неметалів слід особливо відзначити його реакцію з чадним газом CO.

Суміш CO і H 2 навіть має власну назву – «синтез-газ», оскільки з неї залежно від умов можуть бути отримані такі затребувані продукти промисловості як метанол, формальдегід і навіть синтетичні вуглеводні:

з кислотами

З неорганічними кислотами водень не реагує!

З органічних кислот водень реагує тільки з ненасиченими, а також з кислотами, що містять функціональні групи, здатні до відновлення воднем, зокрема альдегідні, кето- або нітрогрупи.

з солями

У разі водних розчинів солей їхня взаємодія з воднем не протікає. Однак при пропусканні водню над твердими солями деяких металів середньої та низької активності можливе їх часткове або повне відновлення, наприклад:

Хімічні властивості галогенів

Галогенами називають хімічні елементи групи VIIA (F, Cl, Br, I, At), а також утворені ними прості речовини. Тут і далі текстом, якщо не сказано інше, під галогенами розумітимуться саме прості речовини.

Усі галогени мають молекулярна будова, що зумовлює низькі температури плавлення та кипіння даних речовин. Молекули галогенів двоатомні, тобто. їх формулу можна записати в загальному виглядіяк Hal 2 .

Слід зазначити таку специфічну фізичну властивість йоду, як її здатність до сублімаціїабо, інакше кажучи, сублімації. сублімацією, називають явище, у якому речовина, що у твердому стані, при нагріванні не плавиться, а, минаючи рідку фазу, відразу ж перетворюється на газоподібний стан.

Електронна будова зовнішнього енергетичного рівня атома будь-якого галогену має вигляд ns 2 np 5 де n – номер періоду таблиці Менделєєва, в якому розташований галоген. Як можна помітити, до восьмиелектронної зовнішньої оболонки атомам галогенів не вистачає лише одного електрона. З цього логічно припустити переважно окислюючі властивості вільних галогенів, що підтверджується і практично. Як відомо, електронегативність неметалів при русі вниз по підгрупі знижується, у зв'язку з чим активність галогенів зменшується в ряді:

F 2 > Cl 2 > Br 2 > I 2

Взаємодія галогенів із простими речовинами

Всі галогени є високо активними речовинамита реагують з більшістю простих речовин. Однак, слід зазначити, що фтор через свою надзвичайно високу реакційну здатність може реагувати навіть з тими простими речовинами, з якими не можуть реагувати інші галогени. До таких простих речовин відносяться кисень, вуглець (алмаз), азот, платина, золото та деякі шляхетні гази (ксенон та криптон). Тобто. фактично, фтор не реагує лише з деякими благородними газами.

Інші галогени, тобто. хлор, бром і йод також є активними речовинами, проте менш активними, ніж фтор. Вони реагують практично з усіма простими речовинами, крім кисню, азоту, вуглецю у вигляді алмазу, платини, золота та благородних газів.

Взаємодія галогенів з неметалами

воднем

При взаємодії всіх галогенів з воднем утворюються галогеноводородиз загальною формулою HHal. При цьому реакція фтору з воднем починається мимоволі навіть у темряві і протікає з вибухом відповідно до рівняння:

Реакція хлору з воднем може бути ініційована інтенсивним ультрафіолетовим опроміненням або нагріванням. Також протікає із вибухом:

Бром і йод реагують з воднем тільки при нагріванні і при цьому реакція з йодом є оборотною:

фосфором

Взаємодія фтору з фосфором призводить до окиснення фосфору до вищого ступеня окиснення (+5). При цьому відбувається утворення пентафториду фосфору:

При взаємодії хлору та брому з фосфором можливе отримання галогенідів фосфору як у ступені окислення + 3, так і в ступені окислення +5, що залежить від пропорцій речовин, що реагують:

При цьому у разі білого фосфору в атмосфері фтору, хлору або рідкому бромі реакція починається спонтанно.

Взаємодія ж фосфору з йодом може призвести до утворення тільки тріодиду фосфору через значно меншу, ніж у інших галогенів окислювальної здатності:

сірої

Фтор окислює сірку до вищого ступеня окислення +6, утворюючи гексафторид сірки:

Хлор і бром реагують із сіркою, утворюючи сполуки, що містять сірку у вкрай не властивих їй ступенях окиснення +1 та +2. Дані взаємодії є дуже специфічними, й у здачі ЄДІ з хімії вміння записувати рівняння цих взаємодій необов'язково. Тому три нижченаведені рівняння дано швидше для ознайомлення:

Взаємодія галогенів із металами

Як було зазначено вище, фтор здатний реагувати з усіма металами, навіть такими малоактивними як платина і золото:

Інші галогени реагують з усіма металами крім платини та золота:

Реакції галогенів зі складними речовинами

Реакції заміщення з галогенами

Найактивніші галогени, тобто. хімічні елементи яких розташовані вище в таблиці Менделєєва, здатні витісняти менш активні галогени з галогеноводородних кислот і галогенідів металів, що ними утворюються:

Аналогічним чином, бром і йод витісняють сірку з розчинів сульфідів або сірководню:

Хлор є сильнішим окислювачем і окислює сірководень у його водному розчиніне до сірки, а до сірчаної кислоти:

Взаємодія галогенів із водою

Вода горить у фторі синім полум'ям відповідно до рівняння реакції:

Бром та хлор реагують з водою інакше, ніж фтор. Якщо фтор виступав у ролі окислювача, то хлор та бром диспропорціонують у воді, утворюючи суміш кислот. При цьому реакції оборотні:

Взаємодія йоду з водою протікає настільки мізерно малою мірою, що їм можна знехтувати і вважати, що реакція не протікає зовсім.

Взаємодія галогенів із розчинами лугів

Фтор при взаємодії з водним розчином лугу знову ж таки виступає в ролі окислювача:

Вміння записувати це рівняння не потрібно для здачі ЄДІ. Достатньо знати факт про можливість такої взаємодії та окисної ролі фтору в цій реакції.

На відміну від фтору, інші галогени в розчинах лугів диспропорціонують, тобто одночасно підвищують і знижують свій ступінь окислення. При цьому, у разі хлору та брому в залежності від температури можливе протікання по двох різних напрямках. Зокрема, на холоді реакції протікають так:

а при нагріванні:

Йод реагує з лугами лише за другим варіантом, тобто. із заснуванням йодату, т.к. гіпоіодит не стійкий не тільки при нагріванні, але також за нормальної температури і навіть на холоді.

Тут читач знайде відомості про галогени, хімічні елементи періодичної таблиці Д. І. Менделєєва. Зміст статті дозволить вам ознайомитися з їх хімічними та фізичними властивостями, знаходженням у природі, способах застосування та ін.

Загальні відомості

Галогени - це все елементи хімічної таблиці Д. І. Менделєєва, що у сімнадцятій групі. За більш строгий спосіб класифікації це все елементи сьомий групи, головної підгрупи.

Галогени - це елементи, здатні вступати в реакції практично з усіма речовинами простого типу, за винятком деякої кількості неметалів. Всі вони є енергетичними окислювачами, тому в умовах природи зазвичай перебувають у змішаній формі з іншими речовинами. Показник хімічної активності галогенів зменшується зі зростанням їхньої порядкової нумерації.

Галогенами вважаються такі елементи: фтор, хлор, бром, йод, астат та штучно створений тенесин.

Як говорилося раніше, всі галогени - це окислювачі з яскраво вираженими властивостями, причому всі вони є неметалами. Зовнішній має сім електронів. Взаємодія з металами призводить до утворення іонного зв'язку та солей. Майже всі галогени, за винятком фтору, можуть проявляти себе як відновник, досягаючи вищого окисного ступеня +7, проте для цього необхідно, щоб вони взаємодіяли з елементами, що мають велику ступінь електронегативності.

Особливості етимології

У 1841 р. шведський вчений-хімік Й. Берцеліус запропонував запровадити термін галогенів, відносячи до них відомі на той час F, Br, I. Однак до введення цього терміна по відношенню до всієї групи таких елементів, у 1811 р., німецький вчений І Швейггер цим же словом називався хлор, сам термін перекладався з грецької мовияк "солерід".

Атомна будова та окисні ступені

Конфігурація електронів зовнішньої атомної оболонкигалогенів має наступний вигляд: астат - 6s 2 6p 5 , йод - 5s 2 5p 5 , бром 4s 2 4p 5 , хлор - 3s 2 3p 5 , фтор 2s 2 2p 5 .

Галогени - це елементи, що мають на електронній оболонці зовнішнього типу сім електронів, що дозволяє їм «без особливих зусиль» приєднувати електрон, якого недостатньо для завершення оболонки. Зазвичай ступінь окислення проявляється як -1. Cl, Br, I і At вступаючи в реакцію з елементами, що мають більш високий ступінь, починають виявляти позитивний окисний ступінь: +1, +3, +5, +7. Фтор має постійний окисний ступінь -1.

Розповсюдження

Через свою високого ступеняреакційної здатності галогени зазвичай перебувають у вигляді сполук. Рівень поширення в корі землі зменшується відповідно до збільшення атомного радіусу від F до I. Астат у корі землі вимірюється зовсім у грамах, а тенессин створюється штучно.

Галогени зустрічаються в природі найчастіше в сполуках галогенідів, а йод також може набувати форми йодату калію або натрію. У зв'язку зі своєю розчинністю у воді присутні в океанічних водах та розсолах природного походження. F - малорозчинний представник галогенів і найчастіше виявляється у породах осадового типу, яке головне джерело - це фторид кальцію.

Фізичні якісні характеристики

Галогени між собою можуть сильно відрізнятися, і вони мають такі фізичні властивості:

1. Фтор (F2) - це газ світло-жовтого кольору, має різкий і дратівливий запах, а також не піддається стиску в нормальних температурних умовах. Температура плавлення дорівнює –220 °С, а кипіння –188 °С.
2. Хлор (Cl 2) є газом, що не стискається при звичайній температурі, навіть перебуваючи під впливом тиску, має задушливий, різкий запах і зелено-жовте забарвлення. Плавитися починає за -101 °С, а кипіти при -34 °С.
3. Бром (Br 2) - це летюча та важка рідина з буро-коричневим кольором та різким смердючим запахом. Плавиться за -7 °С, а кипить при 58 °С.
4. Йод (I 2) - ця речовина твердого типу має темно-сірий колір, і йому властивий металевий блиск, запах досить різкий. Процес плавлення починається за досягнення 113,5 °С, а кипить при 184,885 °С.
5. Рідкісний галоген - це астат (At 2), який є твердою речовиною і має чорно-синій колір із металевим блиском. Температура плавлення відповідає позначці 244 °С, а кипіння починається після досягнення 309 °С.

Хімічна природа галогенів

Галогени - це елементи з дуже високою окислювальною активністю, яка слабшає у напрямку від F до At. Фтор, будучи найактивнішим представником галогенів, може реагувати з усіма видами металів, не виключаючи жоден відомий. Більшість представників металів, потрапляючи в атмосферу фтору, зазнають самозаймання, при цьому виділяючи теплоту у величезних кількостях.

Без підведення фтору нагріванню він може реагувати з великою кількістю неметалів, наприклад, H2, C, P, S, Si. Тип реакцій у разі є екзотермічним і може супроводжуватися вибухом. Нагріваючись, F змушує окислюватися інші галогени, а піддаючись опроміненню, цей елемент здатний і зовсім реагувати з важкими газами інертної природи.

Вступаючи у взаємодію з речовинами складного типу, фтор викликає високо енергетичні реакції, наприклад, окислюючи воду, може викликати вибух.

Реакційноздатним може бути і хлор, особливо у вільному стані. Рівень активності його менший, ніж у фтору, але він здатний реагувати майже з усіма простими речовинами, але азот, кисень і благородні гази в реакцію не вступають з ним. Взаємодіючи з воднем, при нагріванні або хорошому освітленні хлор створює бурхливу реакцію, що супроводжується вибухом.

У реакціях приєднання та заміщення Cl може реагувати з великою кількістю складних речовин. Здатний витісняти Br і I в результаті нагрівання зі сполук, створених ними з металом або воднем, а також може вступати в реакцію з лужними речовинами.

Бром хімічно менш активний, ніж хлор або фтор, але все ж таки дуже яскраво себе проявляє. Це зумовлено тим, що найчастіше бром Br використовується як рідина, адже в такому стані вихідний ступінь концентрації за інших однакових умов вищий, ніж у Cl. Широко використовується у хімії, особливо органічній. Може розчинятися в H 2 O і частково реагувати з нею.

Галоген-елемент йод утворює просту речовину I 2 і здатний вступати в реакції з H 2 O, розчиняється в йодидах розчинів, утворюючи при цьому комплексні аніони. Від більшості галогенів I відрізняється тим, що він не вступає в реакцію з більшістю представників неметалів і не поспішаючи реагує з металами, при цьому його необхідно нагрівати. З воднем реагує лише піддаючись сильному нагріванню, а реакція є ендотермічною.

Рідкісний галоген астат (At) виявляє реакційні здібності менше йоду, проте може реагувати з металами. Внаслідок дисоціації виникають як аніони, так і катіони.

Області застосування

Сполуки галогенів широко застосовуються людиною у найрізноманітніших галузях діяльності. Природний кріоліт (Na 3 AlF 6) використовують для одержання Al. Бром і йод як прості речовини часто використовують фармацевтичні та хімічні компанії. Під час виробництва запчастин для машин часто використовують галогени. Фари – це одна з таких деталей. Якісно вибрати матеріал для даної складової машини дуже важливо, так як фари висвітлюють дорогу в нічний час і є способом виявлення як вас, так і інших автомобілістів. Одним із кращих складових матеріалів для створення фар вважається ксенон. Галоген проте поступається за якістю цьому інертному газу.

Хороший галоген - це фтор, добавка, що широко використовується при виробництві зубних паст. Він допомагає запобігати виникненню захворювання зубів – карієсу.

Такий елемент-галоген, як хлор (Cl), знаходить своє застосування в отриманні HCl, що часто використовується при синтезі органічних речовин, таких як пластмаса, каучук, синтетичні волокна, барвники та розчинники і т. д. А також сполуки хлору використовують як відбілювачі лляного та бавовняного матеріалу, паперу та як засіб для боротьби з бактеріями у питній воді.

Увага! Токсично!

Зважаючи на наявність дуже високої реакційної здатності, галогени по праву називаються отруйними. Найбільш яскраво здатність до вступу реакції виражена у фтору. Галогени мають яскраво виражені задушливі властивості і здатні вражати тканини при взаємодії.

Фтор у парах і аерозолях вважається однією з потенційно небезпечних форм галогенів, шкідливих для оточуючих живих істот. Це пов'язано з тим, що він слабо сприймається нюхом і відчувається лише після досягнення великої концентрації.

Підбиваючи підсумки

Як ми бачимо, галогени є дуже важливою частиною періодичної таблиці Менделєєва, вони мають безліч властивостей, відрізняються між собою за фізичними та хімічними якостями, атомною будовою, ступенем окислення та здатністю реагувати з металами та неметалами. У промисловості використовуються різноманітним чином, починаючи від добавок у засоби особистої гігієни та закінчуючи синтезом речовин органічної хімії або відбілювачами. Незважаючи на те, що одним з кращих способівпідтримки та створення світла у фарі автомобіля є ксенон, галоген проте йому практично не поступається і також широко використовується і має свої переваги.

Тепер ви знаєте, що таке галоген. Сканворд з будь-якими питаннями про ці речовини для вас не перешкода.

Галогени в періодичній таблиці розташовані ліворуч від шляхетних газів. Ці п'ять токсичних неметалевих елементів входять до 7 групи періодичної таблиці. До них відносяться фтор, хлор, бром, йод та астат. Хоча астат радіоактивний і має лише короткоживучі ізотопи, він поводиться, як йод, і його часто зараховують до галогенів. Оскільки галогенні елементи мають сім валентних електронів, їм необхідний лише один додатковий електрон освіти повного октету. Ця характеристика робить їх активнішими, ніж інші групи неметалів.

Загальна характеристика

Галогени утворюють двоатомні молекули (виду Х 2 де Х позначає атом галогену) - стійку форму існування галогенів у вигляді вільних елементів. Зв'язки цих двоатомних молекул є неполярними, ковалентними та одинарними. дозволяють їм легко вступати у поєднання з більшістю елементів, тому вони ніколи не зустрічаються у незв'язаному вигляді у природі. Фтор – найактивніший галоген, а астат – найменш.

Усі галогени утворюють солі І групи зі схожими властивостями. У цих сполуках галогени присутні як галоїдних аніонів з зарядом -1 (наприклад, Cl - , Br -). Закінчення -ід вказує на наявність галогенід-аніонів; наприклад Cl - називається "хлорид".

Крім того, Хімічні властивостігалогенів дозволяють їм діяти як окислювачі - окислювати метали. Більшість хімічних реакцій, В яких беруть участь галогени - окислювально-відновні у водному розчині Галогени утворюють одинарні зв'язки з вуглецем або азотом де ступінь їх окислення (СО) дорівнює -1. Коли атом галогену заміщений ковалентно-пов'язаним атомом водню органічному поєднанні, префікс гало- може бути використаний у загальному сенсі, або префікси фтор-, хлор-, бром- , йод - для конкретних галогенів. Галогенні елементи можуть мати перехресний зв'язок з утворенням двоатомних молекул із полярними ковалентними одинарними зв'язками.

Хлор (Cl 2 ) став першим галогеном, відкритим у 1774 р., потім були відкриті йод (I 2), бром (Br 2), фтор (F 2) та астат (At, виявлений останнім, 1940 р.). Назва «галоген» походить від грецького коріння hal-(«сіль») та -gen («утворювати»). Водночас ці слова означають «солетворний», наголошуючи на тому, що галогени, вступаючи в реакцію з металами, утворюють солі. Галіт - це назва кам'яної солі, природного мінералу, що складається з натрію хлориду (NaCl). І, нарешті, галогени використовуються в побуті - фторид міститься в зубній пасті, хлор знезаражує питну воду, А йод сприяє виробленню гормонів щитовидної залози.

Хімічні елементи

Фтор - елемент з атомним номером 9, що позначається символом F. Елементарний фтор вперше був виявлений в 1886 шляхом виділення його з плавикової кислоти. У вільному стані фтор існує у вигляді двоатомної молекули (F 2) і є найбільш поширеним галогеном земної кори. Фтор – найбільш електронегативний елемент у періодичній таблиці. При кімнатній температурі є блідо-жовтим газом. Фтор також має відносно невеликий атомний радіус. Його - -1, за винятком елементарного двоатомного стану, в якому його ступінь окислення дорівнює нулю. Фтор є надзвичайно хімічно активним і безпосередньо взаємодіє з усіма елементами, крім гелію (He), неону (Ne) та аргону (Ar). У розчині H 2 O плавикової кислоти (HF) є слабкою кислотою. Хоча фтор сильно електронегативний, його електронегативність не визначає кислотність; HF є слабкою кислотою у зв'язку з тим, що іон фтору основний (рН>7). Крім того, фтор виготовляє дуже потужні окислювачі. Наприклад, фтор може вступати в реакцію з інертним ксеноном газом і утворює сильний окислювач дифторид ксенону (XeF 2). У фтору багато застосувань.

Хлор - елемент з атомним номером 17 та хімічним символом Cl. Виявлено у 1774 р. шляхом виділення його із соляної кислоти. У своєму елементарному стані він утворює двоатомну молекулу Cl2. Хлор має кілька СО: -1, +1, 3, 5 та 7. При кімнатній температурі він є світло-зеленим газом. Так як зв'язок, який утворюється між двома атомами хлору, є слабким, молекула Cl 2 має дуже високою здатністювступати у з'єднання. Хлор реагує з металами з утворенням солей, які називаються хлоридами. Іони хлору є найпоширенішими іонами, вони містяться у морській воді. Хлор також має два ізотопи: 35 Cl і 37 Cl. Хлорид натрію є найбільш поширеною сполукою з усіх хлоридів.

Бром - хімічний елементз атомним номером 35 та символом Br. Вперше було виявлено 1826 р. В елементарній формі бром є двоатомною молекулою Br 2 . При кімнатній температурі є червонувато-коричневою рідиною. Його СО - -1, + 1, 3, 4 і 5. Бром активніший, ніж йод, але менш активний, ніж хлор. Крім того, бром має два ізотопи: 79 Вг і 81 Вг. Бром зустрічається в броміді, розчинених у морській воді. За Останніми рокамивиробництво броміду у світі значно збільшилося завдяки його доступності та тривалому часу життя. Як і інші галогени, бром є окислювачем і дуже токсичним.

Йод – хімічний елемент з атомним номером 53 та символом I. Йод має ступеня окислення: -1, +1, +5 та +7. Існує у вигляді двоатомної молекули, I 2 . При кімнатній температурі є твердою речовиноюфіолетового кольору. Йод має один стабільний ізотоп – 127 I. Вперше виявлений у 1811 р. за допомогою морських водоростей та сірчаної кислоти. В даний час іони йоду можуть бути виділені в морській воді. Незважаючи на те, що йод не дуже добре розчинний у воді, його розчинність може зрости при використанні окремих йодидів. Йод відіграє важливу роль в організмі, беручи участь у виробленні гормонів щитовидної залози.

Астат - радіоактивний елемент з атомним номером 85 та символом At. Його можливі ступені окислення: -1, +1, 3, 5 і 7. Єдиний галоген, який не є двоатомною молекулою. У нормальних умовах є металевою твердою речовиною чорного кольору. Астат є дуже рідкісним елементом, тому про нього відомо небагато. Крім того, астат має дуже короткий період напіврозпаду не довше кількох годин. Отриманий у 1940 р. у результаті синтезу. Вважають, що астат схожий на йод. Відрізняється

У таблиці нижче показано будову атомів галогенів, структуру зовнішнього шару електронів.

Подібна будова зовнішнього шару електронів зумовлює те, що фізичні та хімічні властивості галогенів схожі. Разом з тим, при зіставленні цих елементів спостерігаються і відмінності.

Періодичні властивості групи галогенів

Фізичні властивості простих речовин галогенів змінюються із підвищенням порядкового номера елемента. Для кращого засвоєння та більшої наочності ми пропонуємо кілька таблиць.

Точки плавлення та кипіння у групі зростають у міру зростання розміру молекули (F

Таблиця 1. Галогени. Фізичні властивості: точки плавлення та кипіння

• Атомний радіус зростає.

Розмір ядра збільшується (F< Cl < Br < I < At), так как увеличивается число протонов и нейтронов. Кроме того, с каждым периодом добавляется всё больше уровней энергии. Это приводит к большей орбитали, и, следовательно, к увеличению радиуса атома.

Таблиця 2. Галогени. Фізичні властивості: атомні радіуси

• Енергія іонізації зменшується.

Якщо зовнішні валентні електрони не знаходяться поблизу ядра, то для їхнього видалення від нього не потрібно багато енергії. Таким чином, енергія, необхідна для виштовхування зовнішнього електрона не така висока в нижній частині групи елементів, так як тут більше енергетичних рівнів. Крім того, висока енергія іонізації змушує елемент виявляти неметалеві якості. Йод та дисплей астат виявляють металеві властивості, тому що енергія іонізації знижується (At< I < Br < Cl < F).

Таблиця 3. Галогени. Фізичні властивості: енергія іонізації

• Електронегативність зменшується.

Число валентних електронів в атомі зростає зі збільшенням рівнів енергії при прогресивно нижчих рівнях. Електрони прогресивно далі від ядра; Таким чином, ядро ​​і електрони не як притягуються один до одного. Збільшення екранування спостерігається. Тому Електронегативність зменшується зі зростанням періоду (At< I < Br < Cl < F).

Таблиця 4. Галогени. Фізичні властивості: електронегативність

• Спорідненість до електрона зменшується.

Так як розмір атома збільшується зі збільшенням періоду, спорідненість до електрона, як правило, зменшується (< I < Br < F < Cl). Исключение - фтор, сродство которого меньше, чем у хлора. Это можно объяснить меньшим размером фтора по сравнению с хлором.

Таблиця 5. Спорідненість галогенів до електрона

• Реактивність елементів зменшується.

Реакційна здатність галогенів падає зі зростанням періоду (At

Водень + галогени

Галогенід утворюється, коли галоген реагує з іншим, менш електронегативним елементом з утворенням бінарної сполуки. Водень реагує з галогенами, утворюючи галогеніди виду НХ:

• фтороводород HF;
• хлороводень HCl;
• бромоводень HBr;
• йодоводород HI.

Галогеніди водню легко розчиняються у воді з утворенням галогенводневої (плавикової, соляної, бромистоводневої, йодистоводневої) кислоти. Властивості цих кислот наведені нижче.

Кислоти утворюються наступною реакцією: HX (aq) + H 2 O (l) → Х - (aq) + H 3 O + (aq).

Всі галоїдоводні утворюють сильні кислоти, за винятком HF.

Кислотність галогеноводородних кислот збільшується: HF

Плавікова кислота здатна гравірувати скло та деякі неорганічні фториди тривалий час.

Може здатися нелогічним, що HF є найслабшою галогенводневої кислотою, так як фтор має найвищу електронегативність. Проте зв'язок Н-F дуже сильна, у результаті кислота дуже слабка. Сильний зв'язок визначається короткою довжиною зв'язку та великою енергією дисоціації. З усіх галогенідів водню HF має найкоротшу довжину зв'язку та найбільшу енергію дисоціації зв'язку.

Галогенні оксокислоти

Галогенні оксокислоти є кислотами з атомами водню, кисню і галогену. Їхня кислотність може бути визначена за допомогою аналізу структури. Галогенні оксокислоти наведені нижче:

• Хлорнувата кислота HOCl.
• Хлориста кислота HClO 2 .
• Хлорна кислота HClO 3 .
• Хлорна кислота HClO 4 .
• Бромновата кислота HOBr.
• Бромнувата кислота HBrO 3 .
• Бромна кислота HBrO 4 .
• Іодноватиста кислота HOI.
• Йодна кислота HIO 3 .
• Метайодна кислота HIO4, H5IO6.

У кожній із цих кислот протон пов'язаний з атомом кисню, тому порівняння довжин зв'язків протонів тут марне. Домінуючу роль тут грає електронегативність. Активність кислотних зростає зі збільшенням числа атомів кисню, пов'язаний з центральним атомом.

Зовнішній вигляд та стан речовини

Основні фізичні властивості галогенів коротко можна виразити у таблиці.

Пояснення зовнішнього вигляду

Колір галогенів є наслідком поглинання видимого світла молекулами, що викликає збудження електронів. Фтор поглинає фіолетове світло, отже, виглядає світло-жовтим. Йод, навпаки, поглинає жовте світло і виглядає фіолетовим (жовтий і фіолетовий - кольори, що доповнюють). Колір галогенів стає темнішим із зростанням періоду.

У закритих ємностях рідкий бром і твердий йод перебувають у рівновазі зі своїми парами, які можна спостерігати як кольорового газу.

Хоча колір астату невідомий, передбачається, що він повинен бути темнішим за йод (тобто чорний) відповідно до закономірності, що спостерігається.

Тепер, якщо вас попросять: «Охарактеризуйте фізичні властивості галогенів», вам що сказати.

Ступінь окислення галогенів у сполуках

Ступінь окиснення часто використовується замість поняття "валентність галогенів". Як правило, ступінь окислення дорівнює -1. Але якщо галоген пов'язані з киснем чи іншим галогеном, може приймати інші стани: СО кисню -2 має пріоритет. У разі двох різних атомів галогену, з'єднаних разом, більш електронегативний атом превалює і приймає -1.

Наприклад, в хлориді йоду (ICl) хлор має СО -1 і йод +1. Хлор є електронегативнішим, ніж йод, тому його СО дорівнює -1.

У бромній кислоті (HBrO 4) кисень має СО -8 (-2 х 4 атоми = -8). Водень має загальний ступінь окиснення +1. Додавання цих значень дає СО -7. Оскільки кінцеве СО з'єднання має бути нульовим, СО брому дорівнює +7.

Третім винятком із правила є ступінь окислення галогену в елементарній формі (X 2), де його СО дорівнює нулю.

Чому СО фтору завжди -1?

Електронегативність збільшується зі зростанням періоду. Тому фтор має найвищу електронегативність із усіх елементів, що підтверджується його положенням у періодичній таблиці. Його електронна конфігурація 1s 2 2s 2 2p 5 . Якщо фтор отримує ще один електрон, крайні р-орбіталі повністю заповнені та становлять повний октет. Оскільки фтор має високу електронегативність, може легко відібрати електрон у сусіднього атома. Фтор у разі ізоелектронен інертному газу (із вісьма валентними електронами), всі його зовнішні орбіталі заповнені. У такому стані фтор набагато стабільніший.

Отримання та застосування галогенів

У природі галогени перебувають у стані аніонів, тому вільні галогени отримують шляхом окислення шляхом електролізу чи з допомогою окислювачів. Наприклад, хлор виробляється гідролізом розчину кухонної солі. Застосування галогенів та його сполук різноманітне.

• Фтор. Незважаючи на те, що фтор дуже реактивний, він використовується в багатьох галузях промисловості. Наприклад, він є ключовим компонентом політетрафторетилену (тефлону) та деяких інших фторполімерів. Хлорфторвуглеці являють собою органічні які раніше використовувалися як холодоагенти та пропеленти в аерозолях. Їх застосування припинилося через можливий їх вплив на довкілля. Їх замінили гідрохлорфторвуглеці. Фтор додають у зубну пасту (SnF 2) та питну воду (NaF) для запобігання руйнуванню зубів. Цей галоген міститься в глині, яка використовується для деяких видів кераміки (LiF), використовується в ядерній енергетиці (UF 6), для отримання антибіотика фторхінолону, алюмінію (Na 3 AlF 6), для ізоляції високовольтного обладнання (SF 6).
• Хлортакож знайшов різноманітне застосування. Він використовується для дезінфекції питної води та плавальних басейнів. (NaClO) є основним компонентом відбілювачів. Соляна кислота широко використовується в промисловості та лабораторіях. Хлор присутній у полівінілхлориді (ПВХ) та інших полімерах, які використовуються для ізоляції проводки, труб та електроніки. Крім того, хлор виявився корисним і у фармацевтичній промисловості. Лікарські засоби, що містять хлор, використовуються для лікування інфекцій, алергії та діабету. Нейтральна форма гідрохлориду – компонент багатьох препаратів. Хлор використовується також для стерилізації лікарняного обладнання та дезінфекції. У сільському господарстві хлор є компонентом багатьох комерційних пестицидів: ДДТ (дихлородифенілтрихлоретан) використовувався як сільськогосподарський інсектицид, але його використання було припинено.

• Бромзавдяки своїй негорючості застосовується для придушення горіння. Він також міститься у бромистому метилі, пестициді, що використовується для зберігання врожаю та придушення бактерій. Однак надмірне використання було припинено через його вплив на озоновий шар. Бром застосовують при виробництві бензину, фотоплівки, вогнегасників, ліків для лікування пневмонії та хвороби Альцгеймера.
• Йодвідіграє важливу роль у належному функціонуванні щитовидної залози. Якщо організм не отримує достатньої кількості йоду, відбувається збільшення щитовидної залози. Для профілактики зоба цей галоген додають у кухонну сіль. Йод також використовується як антисептичний засіб. Йод міститься в розчинах, що використовуються для очищення відкритих ран, а також дезінфікуючих спреях. Крім того, йодид срібла має важливе значення у фотографії.
• Астат- радіоактивний та рідкоземельний галоген, тому ще ніде не використовується. Проте вважають, що цей елемент може допомогти йоду у регуляції гормонів щитовидної залози.